Calculadora de equação de Nernst

Um potencial de eletrodo padrão E° é definido para um conjunto específico de condições - cada espécie a 1 M (ou 1 atm para gases) e 298 K. Células reais quase nunca ficam exatamente nessas condições: as concentrações de reagentes caem e as concentrações de produtos aumentam à medida que a bateria descarrega, e os sistemas industriais ou biológicos raramente começam em 1 M de qualquer maneira. O termo −(RT/nF)·lnQ da equação de Nernst é uma correção que afasta o potencial de E° em proporção à distância que o quociente de reação real Q está de 1. Quando Q <1 (condições mais semelhantes a reagentes do que o padrão), o termo torna-se positivo e E sobe acima de E°; quando Q > 1, E cai abaixo de E°. É exatamente por isso que a voltagem de uma bateria diminui à medida que ela é descarregada – o Q aumenta à medida que os reagentes são consumidos e os produtos se acumulam.

Como R, F e ln(10) são todos constantes, a equação de Nernst de log natural pode ser reescrita com um logaritmo de base 10: E = E° − (0,05916/n)·log₁₀Q, onde 0,05916 V é simplesmente RT/F·ln(10) avaliado em 298,15 K. Esta é a versão mais frequentemente ensinada primeiro porque log₁₀ é mais intuitivo para taxas de concentração que são potências de dez. O problema é que 0,05916 só é correto à temperatura ambiente – à temperatura corporal (310 K) ou a um processo industrial quente, o coeficiente é mensuravelmente diferente, e a fórmula completa com o T real deve ser usada em seu lugar. A guia Potencial da célula acima calcula ambos para que você possa ver exatamente o quão próximos eles estão da temperatura escolhida.

Como um voltímetro pode medir E diretamente, a equação de Nernst é frequentemente usada ao contrário: dado E°, n, T e um potencial de célula medido, resolva para Q = exp((E° − E)·nF/RT). Este é o princípio de funcionamento por trás dos sensores baseados em concentração, incluindo o eletrodo de pH de vidro, que é na verdade uma célula de concentração cuja tensão medida é convertida em uma concentração de íons de hidrogênio exatamente por meio dessa inversão. A guia Quociente de reação implementa esse rearranjo diretamente.

Uma maneira fácil de ver o termo de Nernst isoladamente é uma célula de concentração - duas meias-células construídas a partir do eletrodo idêntico e do íon idêntico, diferindo apenas na concentração. Como ambas as semi-reações são iguais, E° = 0 exatamente, ainda assim a célula ainda produz uma voltagem real e mensurável impulsionada inteiramente pela diferença de concentração através do termo lnQ. Este mesmo princípio - uma voltagem que surge de um gradiente de concentração de íons em vez de uma reação química - é também como os potenciais de membrana em repouso funcionam nas células nervosas e musculares (a equação de Nernst aplicada a uma única espécie de íon é às vezes chamada de potencial de Nernst nesse contexto biológico).

A equação de Nernst assume um comportamento ideal – que as concentrações podem ser usadas diretamente no lugar das atividades termodinâmicas. Em altas forças iônicas (soluções concentradas), a diferença entre concentração e atividade torna-se significativa e as previsões da equação se desviam dos valores medidos; trabalho mais rigoroso substitui atividades iônicas corrigidas por um coeficiente de atividade. A equação também assume que a reação do eletrodo está em equilíbrio localmente (nenhuma corrente significativa está sendo consumida) - sob carga, perdas de tensão adicionais da resistência e da cinética da reação (sobrepotencial) tornam a tensão terminal real inferior à previsão de Nernst. Apesar dessas advertências, a equação continua sendo o ponto de partida padrão para tensão de bateria, potenciais de corrosão e qualquer sensor construído em meia célula eletroquímica.