¿Qué Observarás?
Esta simulación visualiza cómo el potencial de un electrodo varía con la concentración de iones en solución. Verás la semi-celda electroquímica, un gráfico de E vs log[ion], y un voltímetro analógico mostrando el potencial calculado por la ecuación de Nernst.
Seis Electrodos
Cu²⁺/Cu, Zn²⁺/Zn, Ag⁺/Ag, Fe²⁺/Fe, H⁺/H₂ y Cl₂/Cl⁻ con sus potenciales estándar característicos.
Visualización de Semi-celda
Iones moviéndose en solución y electrones en la superficie del electrodo metálico.
Gráfico E vs log[ion]
La curva de Nernst muestra la dependencia lineal del potencial con el logaritmo de la concentración.
Voltímetro Interactivo
Medidor analógico con aguja que responde en tiempo real a los cambios de concentración y temperatura.
La Ecuación de Nernst
| E | Potencial de electrodo en condiciones actuales (V) |
| E° | Potencial estándar de reducción (V) - medido a [ion] = 1 M |
| R | Constante de los gases: 8.314 J/(mol·K) |
| T | Temperatura absoluta (K) |
| n | Número de electrones transferidos en la semi-reacción |
| F | Constante de Faraday: 96,485 C/mol |
| Q | Cociente de reacción: [productos]/[reactivos] |
A 25°C (298 K)
El término RT/F = 8.314 × 298 / 96485 = 0.0257 V
Convertido a log₁₀: 0.0257 × 2.303 = 0.0592 V
Por eso la forma simplificada usa 0.0592/n × log Q
Potenciales Estándar de Reducción
| Semi-reacción | E° (V) | n | Tendencia |
|---|---|---|---|
| Cl₂ + 2e⁻ ⇌ 2Cl⁻ | +1.36 | 2 | Fuerte oxidante |
| Ag⁺ + e⁻ ⇌ Ag | +0.80 | 1 | Oxidante moderado |
| Cu²⁺ + 2e⁻ ⇌ Cu | +0.34 | 2 | Oxidante débil |
| 2H⁺ + 2e⁻ ⇌ H₂ | 0.00 | 2 | Referencia (SHE) |
| Fe²⁺ + 2e⁻ ⇌ Fe | −0.44 | 2 | Reductor moderado |
| Zn²⁺ + 2e⁻ ⇌ Zn | −0.76 | 2 | Buen reductor |
Electrodo Estándar de Hidrógeno (SHE)
Todos los potenciales se miden contra el electrodo de hidrógeno a condiciones estándar: H₂ a 1 atm burbujeando sobre Pt en solución con [H⁺] = 1 M. Por definición, E°(H⁺/H₂) = 0.00 V.
Aplicación a Semi-reacciones
Para una reducción genérica: Mⁿ⁺ + ne⁻ → M(s)
Interpretación del Gráfico E vs log[ion]
- La curva es una línea recta cuando graficas E vs log[ion]
- La pendiente es 0.0592/n V por década de concentración
- La intersección en log[ion] = 0 (es decir, [ion] = 1 M) da E°
- Para n = 1 (Ag⁺/Ag): pendiente = 59.2 mV/década
- Para n = 2 (Cu²⁺/Cu): pendiente = 29.6 mV/década
Experimentos Sugeridos
Experimento 1: Efecto de la Concentración
- Selecciona Cu²⁺/Cu (E° = +0.34 V, n = 2)
- Con [Cu²⁺] = 1 M, E = E° = +0.34 V
- Reduce [Cu²⁺] a 0.01 M (10⁻² M). ¿Cuál es E ahora?
- E = 0.34 + (0.0592/2) × log(0.01) = 0.34 + 0.0296 × (−2) = +0.28 V
- Verifica: reducir la concentración de oxidante reduce E
Experimento 2: Comparando Electrodos
- Con [ion] = 0.001 M (10⁻³ M), compara Cu, Ag y Zn
- Cu: E = 0.34 + (0.0592/2) × (−3) = +0.25 V
- Ag: E = 0.80 + (0.0592/1) × (−3) = +0.62 V (mayor cambio, n = 1)
- Zn: E = −0.76 + (0.0592/2) × (−3) = −0.85 V
- Los electrodos con n = 1 son más sensibles a la concentración
Experimento 3: Efecto de la Temperatura
- Con [Cu²⁺] = 0.1 M a 298 K, anota E
- Aumenta T a 373 K. El factor RT/nF aumenta
- El cambio de E vs E° se amplifica a mayor temperatura
- A T alta, la curva E vs log[ion] tiene mayor pendiente
- Esto afecta la precisión de electrodos de pH a diferentes temperaturas
Experimento 4: El Electrodo de Hidrógeno
- Selecciona H⁺/H₂. E° = 0.00 V por definición
- Con [H⁺] = 1 M (pH = 0), E = 0.00 V
- Cambia a [H⁺] = 10⁻⁷ M (pH = 7, agua neutra)
- E = 0 + (0.0592/2) × log(10⁻⁷) = −0.207 V
- Por eso la escala de pH mide potencial: cada unidad de pH = 59.2 mV (para n = 1)
Contexto Histórico
Walther Nernst (1864-1941)
Físicoquímico alemán que derivó su ecuación en 1889, apenas terminando su doctorado. La ecuación combina termodinámica con electroquímica, relacionando el potencial de celda con el cambio de energía libre de Gibbs: ΔG = −nFE.
Nernst también formuló la Tercera Ley de la Termodinámica (teorema del calor), que establece que la entropía de un cristal perfecto tiende a cero cuando T → 0. Ganó el Premio Nobel de Química en 1920.
La ecuación de Nernst es fundamental para entender baterías, electrólisis, corrosión, electrodos de pH, y potenciales de membrana en células vivas (potencial de reposo neuronal).
Conexiones Interdisciplinarias
Aplicación de Nernst a celdas 🧪 Curva de Titulación
Electrodos de pH ⚖️ Principio de Le Chatelier
Equilibrio electroquímico ⚡ Potencial de Acción
Nernst en neurociencia
Aplicaciones en la Vida Real
- Electrodos de pH: El potencial del electrodo de vidrio sigue Nernst con [H⁺]
- Baterías: El voltaje de celda depende del estado de carga (concentraciones)
- Corrosión: Predicción de potenciales de picadura y celdas galvánicas
- Neurociencia: Potencial de equilibrio de iones (ecuación de Goldman-Hodgkin-Katz)
- Sensores electroquímicos: Glucómetros, sensores de oxígeno, etc.
Para Explorar Más
- Coeficientes de actividad: En soluciones concentradas, las actividades reemplazan a las concentraciones en la ecuación de Nernst.
- Potencial de celda: E°celda = E°cátodo − E°ánodo. Aplica Nernst a cada semi-celda y resta.
- Diagramas de Pourbaix: Gráficos E vs pH que muestran dominios de estabilidad de especies en función de potencial y acidez.
- Sobrepotenciales: En la práctica, la cinética del electrodo introduce desviaciones del potencial de Nernst (sobrepotenciales de activación).