Equazione di Nernst
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In elettrochimica, l'equazione di Nernst esprime il potenziale d'elettrodo (E), relativamente al potenziale d'elettrodo standard (E0), di una coppia di elettrodi o di una semielemento di un pila. In altre parole serve per vedere il potenziale dell'elettrodo in condizioni diverse da quelle standard.
Per soluzioni non troppo concentrate, la relazione si può esprimere attraverso le concentrazioni:
![E = E^0 + \frac{0.05916}{n} \log\frac{[\mbox{ox}]}{[\mbox{red}]}](../../../math/4/d/7/4d7a19515be757cc224d014dbf526401.png)
dove:
- R è la costante universale dei gas, uguale a 8.314472 J K-1 mol-1 o 0.082057 L atm mol-1 K-1
- T è la temperatura assoluta
- a è l'attività chimica
- F è la costante di Faraday, uguale a 9.6485309*104 C mol-1
- n è il numero di elettroni trasferiti nella semireazione
- [red] è la concentrazione dell'agente ossidante (la specie ridotta)
- [ox] è la concentrazione dell'agente riducente (la specie ossidata)
Raggruppando i termini costanti e riferendosi alla temperatura standard di 298.15K (25 °C), si ottiene il termine frazionario 0.05916.
Attraverso l'equazione di Nernst è possibile calcolare il valore della costante di equilibrio di una reazione redox.
Il potere ossidante o riducente varia al variare delle attività (concentrazione) della forma ossidata, Ox, e ridotta, Red, rispetto alla capacità manifestata in condizioni standard. Conseguentemente, il potenziale di cella ∆E, e quindi anche la direzione della reazione redox, variano al cambiare della concentrazioni dei regenti e dei prodotti: una reazione spontanea in condizioni standard può invertire la sua direzione qualora reagenti e prodotti siano presenti in condizioni non standard. Quando ∆E = 0 indica che la pila è esuarita e il sistema ha raggiunto l'equilibrio.
