MolDraw › Herramientas de química › Calculadora de la ecuación de Nernst
Calculadora de la ecuación de Nernst (potencial de celda)
En resumen: calculadora de la ecuación de Nernst: resuelve E, E°, Q o n a cualquier temperatura y elige dos semiceldas de una tabla de potenciales estándar de reducción para obtener E°celda, ΔG° y K. Es gratuita, funciona en tu navegador y no requiere descarga.
Usa la calculadora superior para E = E° − (RT/nF) ln Q con una incógnita cualquiera. Usa el constructor de celdas para elegir un cátodo y un ánodo entre 38 pares habituales. Calcula E°celda, n, ΔG°, la constante de equilibrio K y, si indicas Q, el voltaje real de la celda.
E = E° − (RT/nF) ln Q. Rellena tres de E, E°, n y Q y deja uno en blanco.
FEM de la celda a partir de dos semiceldas
Ecuación de Nernst y fórmulas relacionadas
E = E° − (RT / nF) ln Q a 298,15 K: E = E° − (0.0592 / n) log₁₀ Q
E°celda = E°cátodo − E°ánodo ΔG° = −nFE°celda ln K = nFE°celda / RT log K = nE° / 0.0592 (298 K)
R = 8,314 J mol⁻¹ K⁻¹, F = 96485 C mol⁻¹, T en kelvin y n es el número de electrones transferidos en la reacción ajustada. Q se escribe como una expresión de equilibrio, con productos sobre reactivos. Omite los sólidos y líquidos puros. Los gases entran como presiones parciales en bar.
| Signo de E°celda | ΔG° | K | En condiciones estándar |
|---|---|---|---|
| Positivo | Negativo | Mayor que 1 | Espontánea (celda galvánica) |
| Cero | Cero | 1 | En equilibrio |
| Negativo | Positivo | Menor que 1 | No espontánea (requiere electrólisis) |
Pilas de concentración
Ambos electrodos son del mismo metal, así que E° = 0. El voltaje se debe solo a la diferencia de concentración. Para Cu | Cu²⁺ (0,010 M) || Cu²⁺ (1,0 M) | Cu, n = 2 y Q = 0,010/1,0, así que E = 0 − (0,0592/2) log 0,010 = +0,0592 V. El lado diluido es el ánodo.
Potenciales estándar de reducción (25 °C)
| Semirreacción | E° (V) |
|---|---|
| F₂ + 2e⁻ → 2F⁻ | +2.87 |
| S₂O₈²⁻ + 2e⁻ → 2SO₄²⁻ | +2.01 |
| H₂O₂ + 2H⁺ + 2e⁻ → 2H₂O | +1.78 |
| MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O | +1.51 |
| Au³⁺ + 3e⁻ → Au | +1.50 |
| Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ | +1.36 |
| Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O | +1.33 |
| O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O | +1.23 |
| Br₂ + 2e⁻ → 2Br⁻ | +1.07 |
| NO₃⁻ + 4H⁺ + 3e⁻ → NO + 2H₂O | +0.96 |
| Hg²⁺ + 2e⁻ → Hg | +0.85 |
| Ag⁺ + e⁻ → Ag | +0.80 |
| Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ | +0.77 |
| I₂ + 2e⁻ → 2I⁻ | +0.54 |
| Cu⁺ + e⁻ → Cu | +0.52 |
| O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ | +0.40 |
| Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu | +0.34 |
| Hg₂Cl₂ + 2e⁻ → 2Hg + 2Cl⁻ | +0.27 |
| AgCl + e⁻ → Ag + Cl⁻ | +0.22 |
| Sn⁴⁺ + 2e⁻ → Sn²⁺ | +0.15 |
| 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ | 0.00 |
| Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb | −0.13 |
| Sn²⁺ + 2e⁻ → Sn | −0.14 |
| Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni | −0.25 |
| Co²⁺ + 2e⁻ → Co | −0.28 |
| Cd²⁺ + 2e⁻ → Cd | −0.40 |
| Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe | −0.44 |
| Cr³⁺ + 3e⁻ → Cr | −0.74 |
| Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn | −0.76 |
| 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ | −0.83 |
| Mn²⁺ + 2e⁻ → Mn | −1.18 |
| Al³⁺ + 3e⁻ → Al | −1.66 |
| Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg | −2.37 |
| Na⁺ + e⁻ → Na | −2.71 |
| Ca²⁺ + 2e⁻ → Ca | −2.87 |
| Ba²⁺ + 2e⁻ → Ba | −2.91 |
| K⁺ + e⁻ → K | −2.93 |
| Li⁺ + e⁻ → Li | −3.04 |
Valores habituales de los libros de texto frente al electrodo estándar de hidrógeno, redondeados a 0,01 V. Las fuentes difieren entre 0,01 y 0,03 V para algunos pares (por ejemplo, Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺ aparece como 1,33 o 1,36 V, y Au³⁺/Au como 1,50 o 1,52 V).
Ejemplos resueltos
Pila Daniell
Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu. E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V, n = 2.
ΔG° = −2 × 96485 × 1,10 = −212 kJ/mol. log K = 2 × 1,10 / 0,0592 = 37,2.
E° = 1,10 V, ΔG° = −212 kJ/mol, K ≈ 1,5 × 10³⁷
Pila Daniell en condiciones no estándar
[Zn²⁺] = 0,10 M, [Cu²⁺] = 1,0 M. Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 0,10.
E = 1,10 − (0,0592/2) log 0,10 = 1,10 + 0,0296
E = 1,13 V
Pila Mg | Cu al estilo NCERT
Mg | Mg²⁺ (0,001 M) || Cu²⁺ (0,0001 M) | Cu. E° = 0,34 − (−2,37) = 2,71 V.
Q = 0,001/0,0001 = 10. E = 2,71 − (0,0592/2) log 10
E = 2,68 V
Electrodo de hidrógeno a pH 10
2H⁺ + 2e⁻ → H₂, E° = 0, P(H₂) = 1 bar. Q = 1/[H⁺]² = 10²⁰.
E = 0 − (0,0592/2) × 20 = −0,0592 × pH
E = −0,592 V
Constante de equilibrio (estilo JEE)
Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag. E° = 0,80 − 0,34 = 0,46 V, n = 2.
log K = 2 × 0,46 / 0,0592 = 15,5
K ≈ 3,6 × 10¹⁵
El permanganato oxida al Fe²⁺
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O. E° = 1,51 − 0,77.
n = 5 (la semirreacción del Fe se multiplica por 5, pero E° no).
E° = +0,74 V, espontánea
Unidades y errores comunes
- Nunca multipliques E° por los coeficientes estequiométricos. E° es una propiedad intensiva. Multiplicar una semirreacción por 5 no cambia su E°.
- Resta potenciales de reducción. E°celda = E°cátodo − E°ánodo, usando ambos valores como potenciales de reducción de la tabla. No cambies además el signo del ánodo.
- Obtén n de la ecuación ajustada. Para Al | Cu²⁺, n = 6 (2Al → 2Al³⁺ + 6e⁻).
- log o ln. 0,0592/n va con log₁₀. RT/nF (0,02569/n V a 25 °C) va con ln.
- 0,0592 V solo a 25 °C. A otras temperaturas usa 2,303RT/F. A 37 °C es 0,0615 V.
- Q es productos sobre reactivos. Omite sólidos como Zn(s) y Cu(s). Para una celda, usa la reacción global, no una semirreacción.
- Kelvin y julios. T en K; ΔG = −nFE da J/mol; divide entre 1000 para obtener kJ/mol.
¿Dibujas una celda electroquímica? MolDraw tiene material de laboratorio y herramientas de estructuras para diagramas, esquemas de reacción y apuntes. Es gratuito y en línea.
Abrir el editor MolDrawPreguntas frecuentes
¿Qué es la ecuación de Nernst?
E = E° − (RT/nF) ln Q. Da el potencial de un electrodo o de una celda cuando las concentraciones no son 1 M. A 25 °C se convierte en E = E° − (0,0592/n) log Q.
¿Cómo se calcula el potencial estándar de una celda?
Busca los dos potenciales estándar de reducción y usa E°celda = E°cátodo − E°ánodo. Para la pila Daniell, 0,34 − (−0,76) = 1,10 V. Un valor positivo significa que la reacción de la celda es espontánea.
¿De dónde sale el 0,0592?
Es 2,303RT/F a 298,15 K: 2,303 × 8,314 × 298,15 / 96485 = 0,0592 V. Varía con la temperatura, así que usa la forma completa RT/F lejos de 25 °C.
¿Cómo se relacionan E°, ΔG° y K?
ΔG° = −nFE° y ΔG° = −RT ln K, por lo que ln K = nFE°/RT. Un E° positivo da un ΔG° negativo y una K mayor que 1.
¿Qué es una pila de concentración?
Una celda con el mismo electrodo e ion en ambos lados, a distintas concentraciones. E° = 0, así que E = −(0,0592/n) log(diluida/concentrada). Los electrones fluyen hasta que las concentraciones se igualan.
¿Qué le pasa a E mientras funciona la celda?
Se acumulan productos y se consumen reactivos, así que Q aumenta y E disminuye. Cuando E llega a cero, Q es igual a K y la pila está agotada (en equilibrio).
¿Qué es n en la ecuación de Nernst?
El número de moles de electrones transferidos por mol de reacción tal como está escrita. Debe coincidir con la ecuación global ajustada; por ejemplo, n = 2 para Zn + Cu²⁺ y n = 5 para el MnO₄⁻ oxidando al Fe²⁺.
Herramientas de química relacionadas
Última actualización: