Ecuación de Nernst

La disparidad de potencial eléctrico a través de la membrana celular de todas las células vivas se denomina potencial de membrana, siendo la parte interna de la célula negativa en comparación con el exterior. La magnitud del potencial de membrana varía de una célula a otra y en una célula excepcional dependiendo de su estado funcional. Por ejemplo, una célula nerviosa tiene un potencial de membrana de -70 mv en reposo, pero el potencial de membrana cae a unos +30 mv cuando está excitada. El potencial de membrana en reposo se denomina potencial de reposo. RMP se debe básicamente a-

• Distribución desigual de iones a través de la membrana celular debido a su permeabilidad selectiva.
• Debido al efecto combinado de las fuerzas que actúan cebollas. Este origen de RMP es dependiente

Permeabilidad selectiva de la membrana celular

La membrana celular es selectivamente permeable, es decir, es libremente permeable al K ⁺ y al Cl- ^, del medio al Na ⁺ , y es impermeable a las proteínas y fosfatos orgánicos que son iones cargados negativamente. Por lo general, el catión intracelular es K ⁺ y los principales aniones intracelulares son proteínas y fosfato orgánico. El catión extracelular general es Na ⁺ y el anión es Cl ^– . 

La presencia de canales proteicos cerrados en la membrana celular es responsable de la permeabilidad variable de los iones. Las fuerzas ejecutivas sobre los iones a través de la membrana celular Producción de variaciones en el potencial de membrana. La magnitud de las fuerzas que actúan a partir de entonces sobre la membrana celular de cada ion puede analizarse mediante la ecuación de Nernst.

Gradiente de concentración: el efecto Donnan da como resultado una distribución desigual de iones difusos a través de la membrana celular, en forma de cationes difusos adicionales, lo que da como resultado un gradiente de concentración.

Gradiente eléctrico: como consecuencia del gradiente de concentración, el catión K+ intentará diseminarse de regreso al LEC desde el ICF. Pero es contrarrestado por un gradiente eléctrico que se creará debido a la presencia de aniones no difusibles dentro de la célula. El potencial de membrana en el que la fuerza eléctrica es igual en magnitud pero opuesta en la dirección de la fuerza de concentración se llama potencial de equilibrio para ese ion. La magnitud del potencial de equilibrio está determinada por la ecuación de Nernst.

E _m  = -RT/ZF Entrada C _entrada /C _salida

37 °C a temperatura corporal normal, sustituyendo las constantes (R, T y F) y convirtiendo al logaritmo normal,

E _m = -61,5 log C entrada _/ C _salida

Ecuación de Nernst

Los potenciales de electrodo estándar se miden en sus estados estándar cuando la concentración de la solución de electrolito se fija en 1 M y la temperatura es de 298 K. A pesar de esto, en la práctica real, las celdas electroquímicas no siempre tienen una concentración fija en la solución de electrolito. El potencial del electrodo depende de la concentración de la solución electrolítica. La ecuación de Nernst dio una relación entre el potencial del electrodo y la concentración de soluciones electrolíticas, conocida como la ecuación de Nernst. Para un electrodo general:

METRO ⁿ⁺ + ne ^–  → METRO

_Célula E = Célula E _° ^– (RT/nF)lnQ

_Célula E = Célula E° _– (RT/nF)ln([C] ^c [D] ^d / [A] ^a [B] ^b)

dónde,

• R = La constante de los gases (8.314JK ^-1 mol ^-1 )
• F = constante de Faraday (96.500Cmol ^-1 )
• T = Temperatura en kelvin 
• Q = Cociente de reacción
• n = Número total de moles de electrones translocados

Debe recordarse que al escribir la ecuación de Nernst para la reacción global de la celda, el término logarítmico es el mismo que la expresión de la constante de equilibrio de la reacción. La relación de ambos es similar.

_Celda E = Celda E° _– (2.303 RT/nf) ln([C] ^c [D] ^d / [A] ^a [B] ^b )

_Celda E = Celda E° ₊  2.303 RT [A] [B]ln([A] ^a [B] ^b / [C] ^c [D] ^d ) 

De manera similar, para la reacción del electrodo:

METRO ⁿ⁺ + ne ^–  → METRO

La ecuación de Nernst es- 

E _{celda =} E _{°celda –} (2.303 RT/nf)log[1/M ⁿ⁺ ]

o _{celda E = celda} E _{° +} (2.303RT / nF)log[1/M ⁿ⁺ ]

cuando T = 273K, F=96500 Cmol ^-1 , R=8.314JK ^-1 mol ^-1 y se toma como unidad la concentración de M sólido

E _celda = E° _celda – (0.059/n)log[1/M ⁿ⁺ ]

Relación entre la constante de equilibrio y el potencial estándar de una celda

_Célula E = _Célula E ° – (2.303 RT/nF)log[K _c ], [K _c = constante de equilibrio]

En el equilibrio, _celda E = 0

E ^° _celda = (2.303 RT/nF)log[K _c ] 

_{Kc =} antilog[nE celda _° ^/ 0.0591]

Limitaciones de la ecuación de Nernst

• La ecuación de Nernst se aplica exclusivamente porque no fluye corriente a través de los electrodos. Cuando fluye la corriente, el movimiento de iones en la superficie del electrodo cambia y las condiciones de exceso de potencial y pérdida de resistencia contribuyen al potencial medido.
• A concentraciones muy bajas de iones determinantes del potencial de conmutación, el enfoque potencial ± se encuentra utilizando la ecuación de Nernst. Esto es corporalmente inútil, porque, por debajo de tal situación, la densidad de corriente de conmutación se reduce y tiende a controlar el comportamiento electroquímico del sistema más que otros efectos.
• Dado que los coeficientes activos están cerca de la unidad en soluciones diluidas, la ecuación de Nernst se puede expresar en la forma directamente implícita de la concentración. Pero en el caso de concentraciones más altas, se deben usar las actividades reales de los iones. Esto crea complejidad para el uso de la ecuación de Nernst porque la estimación de las actividades no ideales de los iones generalmente requiere mediciones experimentales.

Ejemplos de preguntas

Pregunta 1: ¿Cambiará el valor de Eº cuando cambien los coeficientes en la ecuación química?

Responder:

El valor de Eº no depende del coeficiente en la ecuación química, es decir, cuando duplicamos o triplicamos el coeficiente, el valor de E° no cambia.

Por ejemplo:

• Zn²+ 2e ^– → Zn; E° =-0,76 V
• 2Zn²+ 4e ^– → 2Zn; E° =-0,76 V
• 3Zn²+ 6e ^– → 3Zn; E° =-0,76 V

En la semirreacción, si los coeficientes cambian, el número de electrones cambiará para cancelar el efecto del cambio en n coeficientes.

Pregunta 2: ¿Qué electrodo de referencia se utiliza para medir el potencial de electrodo de otros electrodos?

Responder:

El electrodo de hidrógeno estándar se utiliza como electrodo de referencia cuyo potencial de electrodo se supone que es cero. El potencial de electrodo del otro electrodo se mide con respecto a él.

Pregunta 3: La barra de zinc se sumerge en una solución 0,1 M de ZnSO4. La sal está disociada en un 95% a esta dilución a 298 K. Calcular el potencial de electrodo dado que E (Zn²+ | Zn) = -0,76 V.

Responder:

La reacción del electrodo es:

Zn ²⁺ + 2e ^– ⇆ Zn(s)

Según la ecuación de Nernst, a 298 K

E(Zn ²⁺ |Zn)=E ^° (Zn ²⁺ |Zn)- (0.059 /n) log [ ángulo n] [Zn]/[Zn ²⁺ (aq)]

E ^° (Zn ²⁺ |Zn)=-0,76 V, [Zn] = 1,

[Zn2 ⁺ (aq)]=0,1*95/100=0,095 M

E(Zn2 ⁺ |Zn)=-0.76- (0.009/n)log1/-0.095

=-0.76-0.03= -0.79V

Pregunta 4: ¿Qué ventaja tienen las pilas de combustible sobre las baterías primarias y secundarias?

Responder:

Las baterías primarias restringen acumulaciones delimitadas de reactivos y se destruyen cuando los reactivos se han consumido. Las baterías secundarias se pueden recargar, pero se retraen más tiempo para recargarse. La celda de combustible se conduce consecutivamente siempre que se recuperen los reactivos y se eliminen continuamente los productos.

Pregunta 5: ¿Cómo se verá afectado el pH de la salmuera (solución acuosa de NaCl) cuando se electrolice?

Responder:

Dado que se forma NaOH durante la electrólisis, el pH de la solución de salmuera aumentará