O que é a Equação de Nernst?

A Equação de Nernst é uma fórmula matemática utilizada para calcular o potencial de equilíbrio de uma reação eletroquímica. Ela foi desenvolvida pelo físico e químico alemão Walther Nernst no final do século XIX. Essa equação relaciona a concentração de íons em solução e a diferença de potencial elétrico entre os eletrodos da célula eletroquímica.

A Equação de Nernst é fundamental para a compreensão de reações eletroquímicas, como a oxidação e a redução de metais e a eletrólise, pois permite prever as condições necessárias para que uma reação ocorra espontaneamente e em que sentido ela ocorrerá.

Como usar a Equação de Nernst?

Para usar a Equação de Nernst, é preciso conhecer as concentrações dos íons em solução, a temperatura e a constante de Faraday, que relaciona a carga elétrica com a quantidade de moléculas de íons. A equação é representada por:

E = E0 – (RT/nF)ln([reduzido]/[oxidado])

Onde:
E: potencial de equilíbrio
E0: potencial padrão
R: constante dos gases ideais
T: temperatura
n: número de elétrons transferidos na reação
F: constante de Faraday
[reduzido]: concentração dos íons reduzidos
[oxidado]: concentração dos íons oxidados

Exemplos de aplicação da Equação de Nernst

A Equação de Nernst é amplamente utilizada em diversas áreas da química e da biologia, como em estudos de corrosão, análise de medicamentos, controle de qualidade de alimentos e na fisiologia celular. Por exemplo, para calcular o potencial de equilíbrio da reação de oxidação do ferro, a equação seria:

Fe2+ +2e- -> Fe
E0 = -0,44 V
n= 2

Supondo que a concentração de ferro reduzido seja de 1 mol/L e a temperatura seja de 25°C, a equação seria calculada da seguinte forma:

E = -0,44 – (8,31298/(296485))*ln(1/1)
E = -0,44 V

Isso significa que o potencial de equilíbrio da reação de oxidação do ferro é de -0,44 volts.

Dicas úteis para calcular a Equação de Nernst

Algumas dicas para facilitar o cálculo da Equação de Nernst são:

• Certifique-se de que as unidades de medida das concentrações estejam corretas (mol/L ou molaridade).
• Verifique a polaridade dos eletrodos (ânodo e cátodo) para saber qual reação é de oxidação e qual é de redução.
• Utilize tabelas de potencial padrão para obter os valores de E0.
• Lembre-se de que a constante dos gases ideais (R) é igual a 8,31 J/(mol.K) ou 0,082 L.atm/(mol.K).
• Fique atento ao sinal do resultado, que indicará se a reação é espontânea ou não. Se for positivo, a reação é não espontânea e se for negativo, ela é espontânea.