Generado el: 17 de junio de 2026, 17:25

Calculadora de la Ecuación de Nernst

Datos de entrada

Potencial estándar de celda1,1 V
Electrones transferidos2
Cociente de reacción Q0,001
Temperatura298,2 K

Generado con OneCalc · https://onecalc.app/es/chemistry/nernst-equation-calculator

Química

Calculadora de la Ecuación de Nernst

Calcula el potencial de celda en condiciones no estándar mediante E = E° − (RT / nF) · ln Q. Introduce el potencial estándar, el número de electrones transferidos, el cociente de reacción y la temperatura.

Datos de entrada

V
≥ 1

Resultados

Introduce un valor para ver los resultados.

V

El potencial de celda es esencialmente cero: el sistema está en el equilibrio o muy próximo a él.

Insertar esta calculadora

Vista previa

Pega este código en tu página para mostrar la calculadora.

Compartir este cálculo

Quien abra este enlace verá tus valores ya rellenados.

La ecuación de Nernst

La ecuación de Nernst proporciona la fuerza electromotriz (FEM) de una celda electroquímica cuando las concentraciones de reactivos y productos difieren de las condiciones estándar. Las tablas de electroquímica estándar reportan potenciales medidos a 1 M, 1 atm y 25 °C; las celdas reales casi nunca se encuentran en exactamente esas condiciones, y la ecuación de Nernst corrige esa diferencia.

La fórmula

E=E∘−RTnFln⁡QE = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q
SímboloSignificadoValor / Unidad
EEPotencial de celda en condiciones realesV
E∘E^\circPotencial estándar de celdaV
RRConstante del gas ideal8,31446 J/(mol·K)
TTTemperatura absolutaK
nnMoles de electrones transferidos por mol de reacciónadimensional
FFConstante de Faraday96 485 C/mol
QQCociente de reacciónadimensional

El logaritmo natural de QQ recoge cuánto se aleja el sistema de las condiciones estándar. Cuando Q<1Q \lt 1 (productos por debajo del nivel estándar), ln⁡Q\ln Q es negativo y E>E∘E > E^\circ. Cuando Q>1Q \gt 1 (productos acumulados), ln⁡Q\ln Q es positivo y E<E∘E < E^\circ.

Espontaneidad de la reacción

El signo de EE indica la dirección del cambio espontáneo:

CondiciónPotencial de celdaEspontaneidad
E>0E \gt 0PositivoReacción directa espontánea
E=0 VE = 0\ \text{V}CeroSistema en equilibrio (Q=KQ = K)
E<0E \lt 0NegativoReacción inversa espontánea

Esto conecta directamente con la energía libre de Gibbs: ΔG=−nFE\Delta G = -nFE. Un EE positivo corresponde a un ΔG\Delta G negativo, lo que significa que la celda puede realizar trabajo eléctrico útil.

Ejemplo resuelto

Datos: celda zinc-cobre con potencial estándar de 1,10 V, dos electrones transferidos, cociente de reacción 0,001 y temperatura 298,15 K.

RTnF=8,31446×298,152×96485=2478,82192970≈0,012856 V\begin{aligned} \frac{RT}{nF} &= \frac{8{,}31446 \times 298{,}15}{2 \times 96485} \\[4pt] &= \frac{2478{,}82}{192970} \\[4pt] &\approx 0{,}012856\ \text{V} \end{aligned} E=1,10−0,012856×ln⁡(0,001)=1,10−0,012856×(−6,9078)=1,10+0,08874≈1,1887 V\begin{aligned} E &= 1{,}10 - 0{,}012856 \times \ln(0{,}001) \\[4pt] &= 1{,}10 - 0{,}012856 \times (-6{,}9078) \\[4pt] &= 1{,}10 + 0{,}08874 \\[4pt] &\approx 1{,}1887\ \text{V} \end{aligned}

El potencial de celda supera el valor estándar porque el bajo QQ (condiciones con productos deprimidos) impulsa la reacción hacia adelante con mayor fuerza.

Forma simplificada a 25 °C

A T=298,15 KT = 298{,}15\ \text{K}, sustituyendo RR, TT y FF:

RTF=8,31446×298,1596485≈0,025693 V\frac{RT}{F} = \frac{8{,}31446 \times 298{,}15}{96485} \approx 0{,}025693\ \text{V}

Convirtiendo el logaritmo natural a logaritmo en base 10 (ln⁡x=2,3026log⁡10x\ln x = 2{,}3026 \log_{10} x) se obtiene la aproximación de los libros de texto:

E≈E∘−0,05916nlog⁡10QE \approx E^\circ - \frac{0{,}05916}{n} \log_{10} Q

Esta forma resulta conveniente para cálculos rápidos y es precisa dentro del 0,01 % a temperatura ambiente.

El cociente de reacción Q

QQ tiene la misma forma algebraica que la constante de equilibrio KK —productos sobre reactivos elevados a sus potencias estequiométricas— pero usa concentraciones o presiones parciales reales en lugar de valores de equilibrio. Los sólidos y líquidos puros (actividad = 1) se excluyen. Tres regímenes:

  • Q<KQ < K: la reacción avanza en sentido directo, con EE positivo
  • Q=KQ = K: equilibrio, con EE igual a cero
  • Q>KQ > K: la reacción avanza en sentido inverso, con EE negativo

Celdas de concentración

Una celda de concentración usa electrodos idénticos pero distinta concentración de iones en las dos semiceldas. El potencial estándar es cero, de modo que:

E=−RTnFln⁡[diluida][concentrada]E = -\frac{RT}{nF} \ln \frac{[\text{diluida}]}{[\text{concentrada}]}

Como [diluida]<[concentrada][\text{diluida}] < [\text{concentrada}], la fracción es menor que uno, su logaritmo natural es negativo y EE es positivo. La celda impulsa la corriente espontáneamente hasta que las concentraciones se igualan. Este principio subyace en los electrodos de pH, las baterías de iones de litio y los canales iónicos biológicos.

Preguntas frecuentes (FAQ)

¿Qué es la ecuación de Nernst?

La ecuación de Nernst relaciona el potencial de celda E con su valor estándar E° y el cociente de reacción Q: E = E° − (RT / nF) ln Q, donde R = 8,314 J/(mol·K) es la constante del gas, T es la temperatura absoluta en kelvin, n es el número de moles de electrones transferidos y F = 96 485 C/mol es la constante de Faraday. Cuantifica cómo las concentraciones y la temperatura desvían el voltaje de su valor estándar.

¿Cuál es la forma simplificada de la ecuación de Nernst a 25 °C?

A 25 °C (298,15 K), RT/F ≈ 0,025693 V. Convertir el logaritmo natural a logaritmo en base 10 introduce un factor ln 10 ≈ 2,3026, dando la conocida aproximación E ≈ E° − (0,05916 / n) log₁₀ Q. Esta simplificación es precisa dentro del 0,01 % a temperatura ambiente y se usa ampliamente en los libros de texto.

¿Qué es el cociente de reacción Q?

Q tiene la misma forma que la constante de equilibrio K —productos sobre reactivos elevados a sus potencias estequiométricas— pero usa concentraciones o presiones parciales reales en lugar de valores de equilibrio. Cuando Q < K la reacción avanza en sentido directo; cuando Q > K avanza en sentido inverso; cuando Q = K el sistema está en equilibrio y E = 0. Los sólidos y líquidos puros se omiten de Q.

¿Cómo se aplica la ecuación de Nernst a las celdas de concentración?

Una celda de concentración tiene el mismo material de electrodo en ambas semiceldas pero distinta concentración de iones. El potencial estándar es cero (semirreacciones idénticas), por lo que la ecuación de Nernst da E = −(RT / nF) ln Q, donde Q = [diluida] / [concentrada]. Como Q < 1, ln Q es negativo y E es positivo: la corriente fluye espontáneamente hasta que las concentraciones se igualan. Los electrodos de pH y muchos canales iónicos biológicos funcionan según este principio.

Recomendaciones

Calculadora de Energía Libre de Gibbs

Calcula la energía libre de Gibbs ΔG a partir de la entalpía ΔH, la entropía ΔS y la temperatura T mediante ΔG = ΔH − TΔS.

 Saber más
Calculadora de pH

Calcule el pH, el pOH, [H⁺] y [OH⁻] de una disolución. Introduzca la concentración de iones hidrógeno, la de hidróxido, el pH o el pOH y obtenga las otras tres a 25 °C.

 Saber más
Calculadora de la Constante de Equilibrio

Calcula la constante de equilibrio Kc a partir de las concentraciones en el equilibrio para la reacción aA + bB ⇌ cC + dD.

 Saber más

200+ calculadoras · 10 idiomas · 100 % gratis

¿Te ha resultado útil esta calculadora?

No

¿Cómo podríamos mejorar esta calculadora?
Con tecnología de OneCalc ↗