La ecuación de Nernst es útil para hallar el potencial de reducción en los electrodos en condiciones diferentes a los estándares. La ecuación lleva el nombre en honor a quien la formuló, elfísico-químico alemán Walther Hermann Nernst.
La ecuación tiene la siguiente forma:
E= Eº – RT / nF . ln (Q)
De donde E, hace referencia al potencial del electrodo.
Eº= potencial en condiciones estándar.R= constante de los gases.
T= temperatura absoluta (en grados Kelvin).
n= número de moles que tienen participación en la reacción.
F= constante de Faraday (con un valor de 96500 C/mol, aprox.)
Q=cociente de reacción
De éste modo, para la reacción aA + bB → cC + dD, Q adopta la expresión:
Q = [C] ^c. [D] ^d / [A] ^a. [B] ^b
En este caso [C] y [D], hacen referencia a las presionesparciales, también conocidas como concentraciones molares si se trata de gases o iones en disolución, para los productos de la reacción, en cambio [A] y [B], son también las presiones parciales pero para elcaso de los reactivos. Siendo los exponentes, la cantidad de moles que conforma cada sustancia que se encuentra participando en la reacción (conocidos como coeficientes estequiométricos), y a lassustancias que se encuentran en estado sólido se les da una concentración unitaria, por lo cual no aparecen en Q.
Los potenciales que tienen las células electroquímicas se relacionan con las actividadesde los reactivos y productos, éstos se encuentran relacionados a su vez con las concentraciones molares.
Frecuentemente al realizar las aproximaciones de las actividades de los reactivos y productos,se dice que las concentraciones molares de ambos son iguales, pero hay que tener en consideración, que al tratarse solamente de una aproximación, los resultados pueden llevar a error.
Así, para lareacción genérica tenemos que:
aA + bB ↔ cC + dD
Para esta reacción, la constante de equilibrio es K, y viene descrita como:
K= (aC)^c . (aD)^d / (aA)^a . (aB)^b
También se define a Q como:

Q... [continua]

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