# Chimica generale/Equazione di Nernst

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## Equazione di Nernst

L'equazione di Nernst esprime il potenziale d'elettrodo (E), relativamente al potenziale d'elettrodo standard (E$^0$), di una coppia di elettrodi o di una semielemento di un pila. In altre parole serve per calcolare il potenziale dell'elettrodo in condizioni diverse da quelle standard.
    $E=E^{0}+{\frac {RT}{nF}}\ln {\frac {a_{\mbox{ox}}}{a_{\mbox{red}}}}$
dove:
* R è la costante universale dei gas, uguale a 8,3145 J K$^{-1}$ mol$^{-1}$ o 0.082057 L atm mol$^{-1}$ K$^{-1}$;
* T è la temperatura assoluta;
* a è l'attività chimica;
* F è la costante di Faraday, uguale a 9.6485309*10$^4$ C mol$^{-1}$;
* n è il numero di elettroni trasferiti nella semireazione.
Per soluzioni non troppo concentrate, la relazione si può esprimere attraverso le concentrazioni:
    $E=E^{0}+{\frac {RT}{nF}}\ln {\frac {[{\mbox{ox}}]}{[{\mbox{red}}]}}$
In condizioni standard (25° C) e passando al logaritmo in base 10 l'equazione prende la forma:
    $E=E^{0}+{\frac {0.05916}{n}}\log {\frac {[{\mbox{ox}}]}{[{\mbox{red}}]}}$
dove:
* [red] è la concentrazione dell'agente ossidante (la specie ridotta);
* [ox] è la concentrazione dell'agente riducente (la specie ossidata).
Attraverso l'equazione di Nernst è possibile calcolare il valore della costante di equilibrio di una reazione redox.
    $\log K={\frac {n(E_{ox}^{0}-E_{red}^{0})}{0.05916}}$
Il potere ossidante o riducente varia al variare delle attività (concentrazione) della forma ossidata, Ox, e ridotta, Red, rispetto alla capacità manifestata in condizioni standard. Conseguentemente, il potenziale di cella ∆E, e quindi anche la direzione della reazione redox, variano al cambiare della concentrazioni dei reagenti e dei prodotti: una reazione spontanea in condizioni standard può invertire la sua direzione qualora reagenti e prodotti siano presenti in condizioni non standard. Quando ∆E = 0 indica che la pila è esaurita e il sistema ha raggiunto l'equilibrio.