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  2. Química orgánica  2.1. Mecanismo de reacción  2.1.1. Reacciones de sustitución nucleofílica  2.1.2. Reacciones de adición electrofílica  2.1.3. Reacciones de eliminación  2.1.4. Reacciones de reordenamiento  2.1.5. Reacciones radicales  2.1.6. Reacciones pericíclicas  2.2. Espectroscopia y determinación estructural  2.2.1. Espectroscopía UV-Vis  2.2.2. Espectroscopia IR  2.2.3. Espectroscopía de RMN  2.2.4. Espectrometría de Masa  2.2.5. Cristalografía de rayos X  2.3. Estereoscópico  2.3.1. Quiralidad y actividad óptica  2.3.2. Análisis estructural  2.3.3. Isomería geométrica  2.3.4. Estereoquímica Dinámica  2.4. Química Organometálica  2.4.1. Reactivos de organolitio y organomagnesio  2.4.2. Reacciones de acoplamiento cruzado catalizadas por paladio  2.4.3. Complejos de metales de transición  2.4.4. Enlace metal-carbono  2.5. Química de polímeros  2.5.1. Mecanismo de polimerización  2.5.2. Características de los Polímeros  2.5.3. Polímero Biodegradable  2.5.4. Polímero conductor  2.5.5. Polímeros supramoleculares  2.6. Química medicinal  2.6.1. Diseño y desarrollo de fármacos  2.6.2. Farmacocinética y farmacodinámica  2.6.3. Relaciones estructura-actividad  2.6.4. Acoplamiento molecular y selección de fármacos
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Teoría del campo cristalino  3.1.2. Teoría del campo de ligandos  3.1.3. Serie espectroquímica  3.1.4. Quelación y estabilidad  3.2. Química Organometálica  3.2.1. Carbonilos Metálicos  3.2.2. Catalysis por complejos organometálicos  3.2.3. Metalocenos  3.3. Química bioinorgánica  3.3.1. Metaloproteínas y enzimas  3.3.2. El rol de los metales en los sistemas biológicos  3.3.3. Transporte y almacenamiento de iones metálicos  3.4. Química del estado sólido  3.4.1. Estructuras Cristalinas  3.4.2. Teoría de bandas de los sólidos  3.4.3. Superconductors  3.4.4. Defectos en el cristal  3.5. Lantánidos y Actínidos  3.5.1. Configuración electrónica en lantánidos y actínidos  3.5.2. Química de coordinación de los lantánidos  3.5.3. Propiedades Magnéticas de los Lantánidos
  4. Química analítica  4.1. Cromatografía  4.1.1. Cromatografía de Gases  4.1.2. Cromatografía Líquida de Alta Resolución  4.1.3. Cromatografía en Capa Fina  4.2. Técnicas Espectroscópicas  4.2.1. Espectroscopía de absorción atómica  4.2.2. Difracción de rayos X  4.2.3. Espectroscopía de plasma acoplado inductivamente  4.3. Métodos electroanalíticos  4.3.1. Potenciometría  4.3.2. Voltametría  4.3.3. Colometría  4.4. Espectrometría de masas  4.4.1. Técnica de Ionización  4.4.2. Patrón de Fragmentación  4.5. Chemometría  4.5.1. Análisis multidisciplinario  4.5.2. Aprendizaje Automático en Química
  5. Química Teórica y Computacional  5.1. Simulación de dinámica molecular  5.1.1. Force fields and energy minimization  5.1.2. Simulación de Monte Carlo en simulaciones de dinámica molecular  5.2. Métodos químicos cuánticos  5.2.1. Teoría de Hartree–Fock  5.2.2. Teoría del funcional de la densidad  5.2.3. Métodos semiempíricos  5.3. Diseño computacional de fármacos  5.3.1. Alineamiento Molecular  5.3.2. Modelado QSAR  5.3.3. Tamizaje Virtual
  6. Bioquímica  6.1. Enzyme Kinetics  6.1.1. Cinética de Michaelis-Menten  6.1.2. Mecanismo de inhibición  6.2. Metabolismo y Bioenergética  6.2.1. Glicólisis  6.2.2. Ciclo del ácido cítrico  6.2.3. Cadena de transporte de electrones  6.3. Biología Molecular  6.3.1. Replicación y reparación del ADN  6.3.2. La síntesis de proteínas  6.3.3. Regulación Génica  6.4. Bioquímica Estructural  6.4.1. Plegado de proteínas  6.4.2. Biofísica de Membranas
  7. Química Ambiental  7.1. Química Atmosférica  7.1.1. Gases de efecto invernadero  7.1.2. Agotamiento del ozono  7.1.3. Contaminantes del aire y humo  7.2. Química del Agua  7.2.1. pH y dureza del agua  7.2.2. Tratamiento de aguas residuales  7.2.3. Química Acuática  7.3. Química del Suelo  7.3.1. Contaminación por metales pesados  7.3.2. pH del Suelo y Amortiguación  7.3.3. Ciclo de nutrientes  7.4. Toxicología y Seguridad Química  7.4.1. Toxicocinética  7.4.2. Evaluación de Riesgos en Toxicología y Seguridad Química en Química Ambiental  7.4.3. Efectos de los contaminantes en el medio ambiente

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Ecuación de Nernst


La ecuación de Nernst es un concepto esencial en el campo de la electroquímica, una rama de la química física. Esta ecuación juega un papel clave en la comprensión de cómo cambia el voltaje o potencial de las celdas electroquímicas con las condiciones cambiantes. Nombrada así en honor al químico alemán Walther Nernst, esta ecuación relaciona el potencial de reducción de una celda galvánica con el potencial estándar del electrodo, la temperatura y las actividades (o concentraciones) de las especies químicas que se reducen y oxidan.

Introducción a las celdas electroquímicas

Las celdas electroquímicas son dispositivos capaces de generar energía eléctrica a partir de reacciones químicas o facilitar reacciones químicas mediante la introducción de energía eléctrica. El tipo básico de celda electroquímica es la celda galvánica, que convierte energía química en energía eléctrica a través de reacciones redox espontáneas.

Una celda galvánica típica consta de dos semiceldas. Cada semicelda tiene un electrodo de metal sumergido en una solución que contiene sales metálicas. Un ejemplo de esto es la celda galvánica de zinc-cobre. En una semicelda, se tiene un electrodo de zinc en una solución de sulfato de zinc, y en la otra semicelda, un electrodo de cobre en una solución de sulfato de cobre. La celda genera electricidad a medida que avanza la reacción redox.

Zn(s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s)

Explicación de la ecuación de Nernst

La ecuación de Nernst nos permite calcular el potencial de una celda electroquímica en condiciones no estándar. La forma general de la ecuación de Nernst se da como:

E = E° - (RT/NF) * ln(Q)

Dónde:

  • E es el potencial de la celda en condiciones no estándar.
  • E° es el potencial estándar de la celda.
  • R es la constante universal de los gases (8.314 J/(mol K)).
  • T es la temperatura en Kelvin.
  • n es el número de moles de electrones transferidos en la reacción.
  • F es la constante de Faraday (96485 C/mol).
  • ln es el logaritmo natural.
  • Q es el cociente de reacción.

La ecuación también puede expresarse como un logaritmo base 10:

E = E° - (0.0592/n) * log(q)

Esta forma a menudo se utiliza para cálculos más fáciles a temperatura ambiente (298 K).

Potencial estándar de la celda

El potencial estándar de la celda, E°, es la diferencia entre los potenciales estándar de reducción del cátodo y el ánodo. Para nuestro ejemplo de zinc-cobre, se calcularía como:

E° = E° cátodo - E° ánodo

Por convención, el potencial estándar de reducción de Cu 2+ a Cu es +0.34 V, y el de Zn 2+ a Zn es -0.76 V. Así:

E° = 0.34 V - (-0.76 V) = 1.10 V

Cociente de reacción (Q)

El cociente de reacción, Q, es una medida de las cantidades relativas de productos y reactivos presentes durante una reacción en un momento dado. Es similar a la constante de equilibrio, K, pero se aplica a estados no en equilibrio. Para una reacción general:

AA + BB → CC + DD

Q se define como sigue:

Q = ([C] C [D] D ) / ([A] A [B] B )

Las concentraciones de productos y reactivos se expresan en molaridad (mol/L), y a, b, c, y d son sus coeficientes estequiométricos.

Dependencia de la temperatura

El potencial de la celda calculado por la ecuación de Nernst varía con la temperatura. La temperatura ambiente a menudo se toma como 298 K. Al usar la ecuación de Nernst a otras temperaturas, se deben hacer ajustes de acuerdo con T en Kelvin. Si hay alguna desviación significativa de 298 K, se debe usar la forma con las constantes universales de gas R y T para obtener resultados precisos.

Aplicaciones de la ecuación de Nernst

La ecuación de Nernst tiene muchas aplicaciones prácticas, incluyendo:

  • Determinación del potencial del electrodo: Calcular el potencial del electrodo en una semicelda en condiciones no estándar.
  • Predecir la dirección de una reacción redox: Evaluar si la reacción procederá como está escrita o si es probable que proceda en la dirección opuesta según el potencial de la celda.
  • Medición de pH: La diferencia de potencial entre dos electrodos se puede utilizar para medir el pH de una solución utilizando un electrodo de vidrio.
  • Celdas de concentración: Calcular la diferencia de potencial en una celda que tiene los mismos electrodos y electrolitos pero diferentes concentraciones.
Un ejemplo de diagrama de potencial

Cálculo de ejemplo

Veamos un ejemplo práctico de una celda galvánica con electrodos de cobre y zinc. Suponga que la concentración de Zn 2+ es 0.1 M y la concentración de Cu 2+ es 1 M. Calcule el potencial de la celda a 25°C (298 K).

Paso 1: Identificar las semireacciones

  • Cátodo (reducción): Cu 2+ + 2e - → Cu(s)
  • Ánodo (oxidación): Zn(s) → Zn 2+ + 2e -

Paso 2: Encontrar el potencial estándar

E° Cu2 + /Cu = 0.34 V
e° Zn2 + /Zn = -0.76 V

Paso 3: Calcular el potencial estándar de la celda

E° = 0.34 V - (-0.76 V) = 1.10 V

Paso 4: Calcular el cociente de reacción

Q = [Zn 2+ ] / [Cu 2+ ]
q = 0.1 / 1 = 0.1

Paso 5: Usar la ecuación de Nernst

E = E° - (0.0592/n) * log(q)
   = 1.10 V - (0.0592/2) * log(0.1)
   = 1.10 V - (0.0592/2) * (-1)
   = 1.10 V + 0.0296 V
   = 1.13 V

El potencial de la celda a estas concentraciones es 1.13 V.

Limitaciones de la ecuación de Nernst

A pesar de ser extremadamente útil, la ecuación de Nernst tiene sus limitaciones. Asume que las actividades de los iones pueden aproximarse por sus concentraciones, lo cual es una buena aproximación para soluciones diluidas. En soluciones más concentradas, los cálculos precisos requieren considerar los coeficientes de actividad. Además, la ecuación no toma en cuenta las barreras cinéticas o sobrepotenciales que pueden afectar el potencial real de la celda en comparación con los valores calculados.

Conclusión

La ecuación de Nernst es una herramienta poderosa en el campo de la electroquímica, ayudando a predecir y entender cómo el potencial de las celdas electroquímicas cambia con diferentes condiciones. Desde calcular el potencial de celdas no estándar hasta entender los efectos de concentración en los potenciales de celda, la ecuación de Nernst proporciona una visión invaluable de los procesos químicos. Como todas las ecuaciones, el contexto y las circunstancias determinan su aplicación, y entender sus limitaciones es importante para aplicarla efectivamente.


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