Name: cell potential under changing conditions
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 2 min 59 s
Channel: JoVE

Una celda galvánica de zinc-cobre en condiciones estándar tiene un potencial de celda de 1, 10 voltios y un valor de ΔG de 212 kilojulios, lo que indica que funciona espontáneamente. Sin embargo, a medida que la concentración del reactivo cambia durante la descarga de la célula, conduce a una disminución gradual del potencial de celda hasta que la reacción se detiene por completo. Condiciones como estas se denominan no estándar.Aquí, los valores estándar establecidos del potencial de celda, energía libre de Gibbs, y la constante de equilibrio ya no son válidos. Las condiciones no estándar prevalecen en muchas reacciones que van desde reacciones redox hasta gradientes de iones en las membranas neuronales. Pero, cómo se determina un potencial de celda exacto en tales sistemas?Si la concentración de un reactivo es mayor, y la concentración de un producto es menor en comparación con las condiciones estándar, entonces se utiliza el Principio de Le Châtelier para determinar cualitativamente la dirección de la reacción. Sin embargo, no se puede utilizar para cuantificar el potencial de celda desviado. Por lo tanto, esto requiere establecer una relación entre los potenciales de celda para las celdas en condiciones estándar y no estándar.Recuerde que los cambios de energía libre en condiciones estándar y no estándar están relacionados. La sustitución de la ecuación de cambio de energía libre con el potencial de celda da como resultado una ecuación modificada conocida como ecuación de Nernst. La ecuación de Nernst determina cómo el potencial de celda difiere de su valor estándar según el el número de electrones transferidos, la temperatura y la composición de la reacción.El cociente de reacción Q, representa el cambio en la energía libre debido a la diferencia en la composición de las mezclas de reacción. Si los reactivos son sólidos, Q se omite. En condiciones de estado estándar, el valor de Q es la unidad y la concentración de reactivos y productos es igual.El logaritmo de uno es cero, por lo que el potencial de celda es igual al potencial de celda estándar. Un valor de Q menor que uno indica una mayor concentración de reactivos en comparación con los productos, lo que desplaza el equilibrio hacia la derecha, aumentando el potencial de celda. Un valor de Q mayor que uno indica una mayor concentración de producto a reactivo, lo que lleva la reacción hacia la izquierda y reduce el potencial de celda.En el equilibrio, el valor de Q es igual a K, y el potencial de la celda se vuelve cero. La ecuación de Nernst explica por qué las baterías electroquímicas mueren"después de la descarga:a medida que disminuye la concentración de reactivo, la celda se acerca a las condiciones de equilibrio y su potencial disminuye a cero.

la ecuación de nernst

Condiciones de reacción no estándar
 La interconexión entre los potenciales de celda estándar y varios parámetros termodinámicos tales como el cambio de energía libre estándar ΔG° y la constante de equilibrio K ha sido abordada previamente. Por ejemplo, una reacción redox que involucra iones zinc (II) y estaño (II) a una concentración de 1 M con Elºcelda = +0,291 V y ΔG° = −56,2 kJ es espontánea.
 <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 Sin embargo, la descarga de esta celda produce un cambio en la concentración de los reactantes y una disminución constante del potencial de celda. No obstante, en tal condición, las relaciones entre el potencial de celda y los parámetros termodinámicos no pueden establecerse fácilmente, ya que sólo se mantienen en condiciones estandarizadas de concentración, temperatura y presión (es decir, concentración de 1 M, 298 K o 25 °C y una presión de 1 atmósfera). Muchas reacciones redox de interés científico significativo ocurren bajo condiciones de estado no estándar, por ejemplo, diferentes concentraciones de reactantes en una celda galvánica o los gradientes de concentración que tienen lugar a través de las membranas biológicas. Por lo tanto, es importante calcular los potenciales de tales sistemas.
 <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 Cuando la concentración de iones zinc en la reacción es menor y la concentración de iones estaño es mayor en comparación con las condiciones estándar, la espontaneidad de la reacción redox puede predecirse cualitativamente usando el principio de Le Chatelier. Dada la mayor concentración de producto en relación al reactivo, la reacción tiene una mayor tendencia a proceder en la dirección que favorece la generación de los productos. Esto da como resultado un mayor valor de potencial de celda o Ecelda que el valor de E°celda.
 <img alt="Eq3" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_3.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 Esta reacción procede en la dirección de avance; sin embargo, el valor cuantitativo de este potencial de celda no puede determinarse fácilmente.
 Obtención de la ecuación de Nernst para reacciones Redox que se producen en condiciones no estándar
 La relación entre los valores de Ecelda y E°celda puede derivarse de la relación establecida previamente entre los cambios de energía libre en condiciones estándar y no estándar, que se da de la siguiente manera:
 <img alt="Eq4" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_4.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 ΔG es el cambio en la energía libre, ΔG° es el cambio estándar en la energía libre, R es la constante de gas (valor = 8,314 J/mol∙K), y Q es el cociente de reacción, que explica el cambio en la energía libre debido a la diferencia en la composición de las mezclas de reacción. El valor de Q se omite si los reactivos son sólidos.
 Al sustituir la ecuación que relaciona el cambio de energía libre con el potencial celular, se obtiene una ecuación modificada, conocida como la ecuación de Nernst. 
 <img alt="Eq5" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_5.png" style="text-align: center; height:90px;" />
 La ecuación de Nernst describe la variación en el potencial de un sistema redox (como una celda galvánica) a partir de su valor en estado estándar. Depende del número de electrones transferidos durante la reacción redox, n, la temperatura medida en kelvin, T y la composición de la mezcla de reacción dada como Q.
 Una forma simplificada de la ecuación de Nernst para la mayoría del trabajo es aquella en la que se han incluido los valores de las constantes fundamentales (R y F) y un factor de conversión de logaritmos naturales a logaritmos de base 10:
 <img alt="Eq6" src="/files/ftp_upload/11437/11437_Equation_6.png" style="text-align: center; height: 70px;" />
 En condiciones de estado estándar, el valor del cociente de reacción Q es la unidad, cuyo logaritmo es cero. Esto se debe a la concentración igual de reactivos y productos en condiciones estándar. Aquí, Ecelda es igual a E°celda. Un valor de Q inferior a uno indica una mayor concentración de reactivos, desplazando el equilibrio de reacción hacia la derecha y, por lo tanto, produciendo un valor mayor de potencial de celda. Un valor de Q superior a uno indica una concentración de producto mayor, lo que dirige la reacción hacia la izquierda y un valor menor del potencial de celda. En equilibrio, el valor de Q es igual a K, y el potencial de celda se convierte en cero, es decir, la reacción no muestra ninguna tendencia a proceder en ninguna dirección. Esto explica por qué las baterías “mueren” en descarga continua: La disminución de la concentración de reactivos impulsa la reacción hacia el equilibrio y su potencial de celda disminuye constantemente hasta cero.
 Este texto es adaptado de<a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-4-potential-free-energy-and-equilibrium">Openstax, Química 2e, Sección 17.4: Potencial, Energía Libre y Equilibrio</a>.

La Ecuación de Nernst

Condiciones de reacción no estándar
La interconexión entre los potenciales de celda estándar y varios parámetros termodinámicos, como la energía libre estándar ...

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Electroquímica

KEY TERMS AND CONCEPTS

TÉRMINOS Y CONCEPTOS CLAVE

The Nernst Equation

cell potential under changing conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions.

As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox reactions of scientific interest also occur under nonstandard conditions. These include cells with different ion concentrations and concentration gradients across biological membranes. When zinc ion concentration is lower and tin ion concentration is higher than standard conditions, Le Chatelier’s Principle predicts that the reaction is more likely to move toward products, so the cell potential is higher than E°cell. The reaction still moves forward, but the exact value of the cell potential is not easy to calculate by simple comparison alone.

The Nernst equation gives that value for redox systems under nonstandard conditions. It is derived from the link between free energy under standard and nonstandard conditions. In that relationship, ΔG is the free energy change, ΔG° is the standard free energy change, R is the gas constant, and Q is the reaction quotient, which describes how the mixture composition affects free energy. The Q term is left out when reactants are solids. After combining this idea with the equation relating free energy to cell potential, the Nernst equation is obtained.

The Nernst equation shows how cell potential depends on the number of electrons transferred, n, the temperature in kelvin, T, and the reaction quotient, Q. A common simplified form includes the constants R and F and converts natural logs to base-10 logs. Under standard conditions, Q equals 1, so its logarithm is zero and Ecell equals E°cell. If Q is less than 1, reactants are relatively higher in concentration, the equilibrium shifts right, and the cell potential increases. If Q is greater than 1, products are relatively higher, the equilibrium shifts left, and the cell potential decreases.

At equilibrium, Q equals K and the cell potential becomes zero. That means the reaction has no tendency to proceed in either direction. This is why batteries die during continuous discharge. As reactants are used up, the reaction moves toward equilibrium and the cell potential falls to zero.

Cell Potential Under Changing Conditions

balancing redox equations

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic Cells and Battery Reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Learn how the Nernst equation predicts cell potential in nonstandard conditions, including changing ion concentrations, reaction quotient Q, and battery discharge.

Cell Potential Under Changing Conditions | JoVE K12

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Cell Potential Under Changing Conditions

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