L’equazione di Nernst descrive come il potenziale elettrochimico di una reazione redox dipenda dalla temperatura e dalle concentrazioni delle sostanze coinvolte. È uno degli strumenti più importanti dell’elettrochimica e spiega, tra l’altro, perché gli elettrodi di pH funzionino e come si origini il potenziale redox (ORP) dell’acqua — ad esempio durante l’elettrolisi dell’acqua o negli ionizzatori d’acqua. Questo articolo spiega la formula, la derivazione e le applicazioni con esempi numerici.
Calcolatore dell’equazione di Nernst
| Potenziale E (V) | |
|---|---|
| Pendenza (mV/decade) |
E = E° − (R·T / n·F)·ln Q, con R = 8,314 J/mol·K, F = 96 485 C/mol. A 25 °C la pendenza 2,303·R·T/F ≈ 59,16 mV per decade.
Cos'è l'equazione di Nernst?
Intitolata al chimico Walther Nernst (Premio Nobel 1920), l'equazione collega il potenziale standard di una reazione (misurato in condizioni standardizzate) con il potenziale effettivo nelle condizioni reali. Risponde alla domanda: come varia la tensione di una cella elettrochimica quando cambiano la concentrazione o la temperatura?
La formula
- E = potenziale elettrodico effettivo
- E° = potenziale standard
- R = costante universale dei gas (8,314 J/mol·K)
- T = temperatura in kelvin
- n = numero di elettroni trasferiti
- F = costante di Faraday (96.485 C/mol)
- Q = quoziente di reazione (rapporto delle concentrazioni)
Per la temperatura ambiente (25 °C ossia 298 K) e passando dal logaritmo naturale a quello in base 10, l'equazione si semplifica nella forma pratica:
Il fattore 0,0592 V (spesso arrotondato a 59 mV) spiega perché il potenziale vari di circa 59 mV (diviso n) per ogni variazione di concentrazione di un fattore dieci.
Derivazione in breve
L'equazione di Nernst deriva dalla termodinamica. Il punto di partenza è l'energia libera di Gibbs della reazione:
- ΔG = ΔG° + R·T·ln Q
- Relazione con la tensione: ΔG = −n·F·E e ΔG° = −n·F·E°
- Sostituendo e riorganizzando si ottiene: E = E° − (R·T)/(n·F) · ln Q
L'equazione collega quindi direttamente l'energia (ΔG) a una tensione misurabile (E).
Esempio numerico
Un esempio classico è la misurazione del pH. Un elettrodo a idrogeno o a vetro risponde alla concentrazione di H⁺. Per ogni unità di pH (cioè per ogni variazione di un fattore dieci in H⁺), il potenziale varia di circa 59 mV (per n = 1 a 25 °C). È proprio questo comportamento a rendere possibili gli elettrodi di pH — sono l'equazione di Nernst applicata.
Anche la tensione di decomposizione teorica dell'acqua (1,23 V) deriva dai potenziali standard delle semi-reazioni — un collegamento diretto con l'elettrolisi dell'acqua.
Potenziale redox (ORP) e ionizzatori d'acqua
Il "potenziale redox negativo" (ORP) dell'acqua ionizzata, spesso pubblicizzato, è essenzialmente una grandezza di Nernst: dipende dalle sostanze disciolte, dall'idrogeno disciolto e, soprattutto, dal valore pH. Poiché il valore ORP è così fortemente influenzato dalle condizioni di misura, deve essere considerato con cautela come unico indicatore di qualità.
Per contestualizzare le affermazioni di marketing sull'ORP, l'articolo sull'acqua Kangen mostra l'applicazione pratica — mentre l'articolo sul valore ppm tratta la questione separata di quanta quantità di idrogeno (H₂) sia effettivamente disciolta. Entrambe le grandezze vengono spesso confuse nel marketing, ma sono fisicamente diverse.
Domande frequenti (FAQ)
A cosa serve l'equazione di Nernst?
Calcola il potenziale effettivo di una reazione redox a concentrazioni e temperature reali — fondamento per batterie, misurazione del pH, ORP e chimica della corrosione.
Come si esprime l'equazione di Nernst?
E = E° − (R·T)/(n·F) · ln Q. A 25 °C si semplifica in: E = E° − (0,0592/n) · log Q.
Cosa significa il valore 0,0592 V?
È (R·T/F)·ln 10 a 25 °C. Descrive che il potenziale varia di circa 59 mV (diviso n) per ogni variazione di concentrazione di un fattore dieci.
Cosa c'entra l'equazione di Nernst con l'acqua?
Spiega il potenziale redox (ORP) dell'acqua, il funzionamento degli elettrodi di pH e la tensione di decomposizione teorica durante l'elettrolisi.
