Equação de Nernst e Potenciais de Célula

A equação de Nernst relaciona o potencial de equilíbrio de um eletrodo ou célula com as atividades das espécies redox participantes, quantificando como a concentração altera a força motriz de uma reação eletroquímica.

Definition

Uma equação, E = E° − (RT/nF) ln Q, que fornece o potencial de equilíbrio de uma semicélula eletroquímica ou célula completa em função do potencial padrão e do quociente de reação das atividades das espécies.

Scope

Este tópico abrange a derivação e aplicação da equação de Nernst, o significado dos potenciais de eletrodo padrão, a construção aditiva dos potenciais de célula a partir de semi-reações e a dependência do potencial em relação à temperatura e concentração. Inclui o uso da equação para prever a direção da reação, calcular constantes de equilíbrio a partir de dados de célula e interpretar células de concentração.

Core questions

• Como o potencial de uma semicélula muda à medida que as concentrações das espécies oxidadas e reduzidas variam?
• Como os potenciais de células completas são montados a partir de potenciais de redução de semicélulas tabelados?
• Como as constantes de equilíbrio e as energias livres podem ser extraídas de potenciais de célula medidos?
• O que é uma célula de concentração e como ela gera um potencial a partir de uma única espécie química?

Key theories

Equação de Nernst

Derivada da igualdade entre trabalho elétrico e químico no equilíbrio, expressa o potencial do eletrodo como uma função logarítmica das atividades das espécies, reduzindo-se a E° na atividade unitária e prevendo um deslocamento de 59 mV por década por elétron a 25 °C.

Aditividade dos potenciais de semicélula

O potencial padrão de uma célula completa é igual ao potencial de redução do cátodo menos o potencial de redução do ânodo, ambos referenciados ao eletrodo padrão de hidrogênio, permitindo a previsão da espontaneidade a partir de valores tabelados.

Clinical relevance

A equação de Nernst governa a resposta de medidores de pH, eletrodos íon-seletivos e biossensores, estabelece a voltagem de circuito aberto de baterias e quantifica os potenciais de membrana em eletrofisiologia. É a base para a análise quantitativa potenciométrica.

History

Walther Nernst derivou a relação em 1889 combinando a termodinâmica com a teoria osmótica das soluções, baseando-se no trabalho de van 't Hoff sobre soluções diluídas; a formulação tornou-se central para a físico-química e foi reconhecida pelo Prêmio Nobel de 1920.

Key figures

• Walther Nernst
• Jacobus Henricus van 't Hoff

Seminal works

• nernst1889
• bard2001
• atkins2018

Frequently asked questions

Por que a inclinação de Nernst é de aproximadamente 59 mV por década à temperatura ambiente?

Substituindo R, T = 298 K, F, e convertendo logaritmos naturais para base 10, obtém-se 2.303RT/F ≈ 0.0592 V, de modo que cada mudança de dez vezes na atividade desloca o potencial de um eletrodo de um elétron em aproximadamente 59 mV.

A equação de Nernst deve usar concentrações ou atividades?

Estritamente, ela usa atividades; as concentrações são uma aproximação válida apenas em soluções diluídas, e os desvios aumentam com a força iônica, razão pela qual os coeficientes de atividade são importantes em trabalhos precisos.