Equação de Nernst

Ver Todos os Exercícios

Teoria

Bora aprender a usar a Equação de Nernst de uma vez por todas?!

O que é a equação de Nernst?

Vamos direto ao ponto! A Fórmula de Nernst tem essa carinha aqui:

Equação de Nernst
Equação de Nernst

Onde:

  • é a diferença de potencial da pilha em ;
  • é ddp da pilha em condições padrão, isso é e
  • é a constante dos gases ideais, igual a ;
  • é a temperatura em
  • é o número de mols de íons envolvido na reação;
  • E é a constante de Faraday, igual a

Pra que Serve a Equação de Nernst?

A Equação de Nernst vai nos ajudar em muitos momentos! Como no cálculo de de uma solução, no cálculo da constante de equilíbrio de uma reação e também na força eletromotriz de uma pilha durante qualquer momento do seu funcionamento!

Isso mesmo, a Equação de Nernst serve pra calcular o ddp de uma pilha com diferentes concentrações e em diferentes temperaturas, ou seja, fora das condições padrão de e ! 🤩

Durante o funcionamento da pilha ocorre uma reação de oxirredução, como essa daqui de baixo:

Reação de Oxirredução
Reação de Oxirredução

Temos um metal sofrendo oxidação e um cátion sofrendo redução, podemos dividir essa reação em duas semirreações:

Semi reação de oxidação
Semi reação de oxidação

Semi reação de redução
Semi reação de redução

O íon do produto vai ser o anodo, e o íon do reagente vai ser o catodo, !

Equação de Nernst simplificada

Existe uma forma simplificada da Fórmula de Nernst, mas ela só vale para soluções à ! A gente chega nela substituindo os valores de e e alteramos a base do logaritmo para base . No final ela fica com essa carinha aqui:

Equação de Nernst Simplificada
Equação de Nernst Simplificada

Onde é o quociente dos íons em solução.

Confira nesse vídeo abaixo um resumo super completo sobre a Equação de Nernst! 👇

📢 Clique para ver mais:

Como usar a equação de Nernst?

A equação de Nernst é muito utilizada para o cálculo do de uma solução! Bora fazer um exemplo pra entender como isso funciona na prática?!

Exemplo: Uma mistura ácida de e possui potencial de eletrodo de . Qual é o da solução?

A primeira coisa que fazemos é escrever a reação química:



Bom, pra achar o pH precisamos da concentração de , certo? E vamos encontrar ela através da equação de Nernst:

º

Substituindo os dados:

Agora a gente calcula isso tudo e chegamos a:

Lembrando que:

Resolvendo:

O da solução é igual a , bem ácida!

Agora vamos praticar com exercícios?!

Como usar a equação de Nernst?

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

a) Qual a d d p de uma pilha de Z n e C u em condições padrão no instante em que ela começa a funcionar?

b) Qual a Δ E da mesma pilha após certo tempo de funcionamento, quando Z n 2 + = 1,20   m o l / L e C u 2 + = 0,80   m o l / L ?

Dados: E R E D ( Z n ) 0 = - 0,76   V e E R E D ( C u ) 0 = + 0,34   V

Passo 1

a) Com os potenciais padrão do zinco e do cobre, a gente vê que em uma pilha desses caras, o cobre (potencial de redução maior) vai sofrer redução e o zinco vai sofrer oxidação (potencial de redução menor).

Atenção: o cobre possui cátions C u 2 + e C u 1 + , mas o potencial dado é da reação do C u 2 + indo para C u 0 .

C u 2 + + 2 e - → C u 0

Z n 0 → Z n 2 + + 2 e -

Reação global:

C u 2 + + Z n 0 → C u 0 + Z n 2 +

E o cálculo da d d p :

Δ E 0 = E R E D ( m a i o r ) 0 - E R E D ( m e n o r ) 0

Δ E 0 = 0,34 - - 0,76 = 1,10   V

Passo 2

b) Fora das condições padrão, precisamos usar a equação de Nersnt:

Δ E = Δ E ° - R T n F .   l n ⁡ [ í o n   p r o d u t o ] [ í o n   r e a g e n t e ]

Δ E = 1,10 - 8,314.298 2.96495 . ln ⁡ ( 1,20 ) ( 0,80 )

Δ E = 1,10 -   0,0128   .   0,405 = 1,09   V

Viu? Trocamos R por 8,314 J/molK; T por 298 K, que equivale a 25°C; n por 2, porque nas reações REDOX existem 2 elétrons e F pela constante de Faraday.

Pela reação global, a gente vê quem é o íon nos produtos e quem é o íon nos reagentes.

E esse exercício nos mostra que, conforme a pilha funciona, ela vai sendo “gasta”. Ou seja, o potencial (a voltagem) oferecida vai diminuindo. Até que a reação se esgota.

Resposta

a) 1,10 V

b) 1,09 V

Exercício Resolvido #2

Calcule ∆ E para as seguintes pilhas:

a) C u 2 +   0,1   M + Z n s ⇌ C u s + Z n 2 +   1   M

b) S n 2 +   0,5   M + N i ( s ) ⇌ S n ( s ) + N i 2 +   ( 0,01   M )

c) Z n ( s ) + 2 H +   0,01   M ⇌ Z n 2 +   1   M + H 2 ( g )   ( 1   a t m )

d) 2 H +   1   M + F e ( s ) ⇌ H 2   1   a t m + F e 2 +   ( 0,2   M )

Passo 1

Vamos precisar de uma tabela com todos esses potenciais!

Como o enunciado nos diz que são pilhas, sabemos que todas as reações são espontâneas.

Vamos ter que calcular o Δ E ° de cada pilha e, com a equação de Nersnt, mudar de Δ E ° para o Δ E nas concentrações dadas.

Vamos considerar a temperatura de 25°C (298 K) e a equação de Nersnt completa. Talvez seu professor utilize a equação simplificada. Nesse caso, basta aplicar:

Δ E = Δ E ° - 0,059 n . log ⁡ Q

Sendo Q = í o n   p r o d u t o / í o n   r e a g e n t e e n o mesmo número de elétrons que usamos na equação completa.

Passo 2

a) C u 2 + + 2 e - → C u s           E R E D 0 = + 0,34   V

Z n ( s ) → Z n 2 + + 2 e -             E O X I 0 = + 0,76   V

C u 2 +   + Z n s ⇌ C u s + Z n 2 + Δ E ° = 0,76 + 0,34 = 1,10   V

Aplicando a equação de Nersnt:

Δ E = Δ E ° - R T n F .   l n ⁡ [ í o n   p r o d u t o ] [ í o n   r e a g e n t e ]

Δ E = 1,1 - 8,314.298 2.96495 .   l n ⁡ 1,0 0,1

Δ E = 1,07   V

Passo 3

b) S n 2 + + 2 e - → S n s           E R E D 0 = - 0,14   V

N i ( s ) → N i 2 + + 2 e -             E O X I 0 = + 0,23   V

S n 2 +   + N i s ⇌ S n s + N i 2 + Δ E ° = 0,23 - 0,14 = 0,09   V

Aplicando a equação de Nersnt:

Δ E = Δ E ° - R T n F .   l n ⁡ [ í o n   p r o d u t o ] [ í o n   r e a g e n t e ]

Δ E = 0,09 - 8,314.298 2.96495 .   l n ⁡ 0,01 0,5

Δ E = 0,14   V

Passo 4

c) 2 H + + 2 e - → H 2 g               E R E D 0 = 0,00     V

Z n ( s ) → Z n 2 + + 2 e -             E O X I 0 = + 0,76   V

Z n ( s ) + 2 H + ⇌ Z n 2 + + H 2 ( g ) Δ E ° = 0,76 + 0,00 = 0,76   V

Aplicando a equação de Nersnt:

Δ E = Δ E ° - R T n F .   l n ⁡ [ í o n   p r o d u t o ] [ í o n   r e a g e n t e ]

Δ E = 0,76 - 8,314.298 2.96495 .   l n ⁡ 1 0,01 ²

Δ E = 0,64   V

Passo 5

d) 2 H + + 2 e - → H 2 g               E R E D 0 = 0,00     V

F e ( s ) → F e 2 + + 2 e -             E O X I 0 = + 0,44   V

2 H + + F e ( s ) ⇌ H 2   + F e 2 +         Δ E ° = 0,44 + 0,00 = 0,44   V

Aplicando a equação de Nersnt:

Δ E = Δ E ° - R T n F .   l n ⁡ [ í o n   p r o d u t o ] [ í o n   r e a g e n t e ]

Δ E = 0,44 - 8,314.298 2.96495 .   l n ⁡ 0,2 1,0 ²

Δ E = 0,46   V

Resposta

a) 1,07 V

b) 0,14 V

c) 0,64 V

d) 0,46 V

Exercício Resolvido #3

Calcule a tensão produzida a 25°C pela célula:

S n ( s ) | S n a q 2 + | | A g a q + | A g ( s )

Se S n 2 + = 0,15   m o l . L - 1 e A g + = 1,7   m o l . L - 1 .

Passo 1

Numa tabela de potenciais de redução, a gente pode buscar os potenciais desses caras, assim:

S n a q 2 + + 2 e - → S n s               E R E D 0 = - 0,14   V

A g ( a q ) + + 1 e - → A g ( s )         E R E D 0 = + 0,80   V

Passo 2

Pelo diagrama da pilha, a gente vê que o anodo é o eletrodo de estanho e o catodo é o de prata. Portanto, a reação do estanho é de OXIDAÇÃO.

Vamos inverter a reação do estanho e o sinal do potencial dele:

S n s   →   S n a q 2 + + 2 e -           E O X I 0 = + 0,14   V

A g ( a q ) + + 1 e - → A g ( s )         E R E D 0 = + 0,80   V

Você pode “pular” o passo 1. Só fizemos assim porque na maioria das tabelas o potencial exposto é o de redução, e queríamos chamar sua atenção pro fato de que, se a reação é de oxidação, o sinal troca, beleza?

Passo 3

Agora, pra reação global, precisamos igualar o número de elétrons. Multiplicamos a reação de redução da prata por 2, SEM MULTIPLICAR O VALOR DO POTENCIAL. E somamos tudo pra achar o potencial da pilha nas condições normal (25°C e concentrações de 1,0 molar).

S n s   →   S n a q 2 + + 2 e -           E O X I 0 = + 0,14   V

2 A g ( a q ) + + 2 e - → 2 A g ( s )         E R E D 0 = + 0,80   V

Reação global:

S n s +   2 A g ( a q ) + →   S n a q 2 + + 2 A g ( s )

Δ E ° = E O X I 0 + E R E D 0 = 0,14 + 0,80 = 0,94   V

Passo 4

Como as concentrações são diferentes de 1,0 molar, precisamos usar a equação de Nersnt pra calcular o potencial, a partir daquele ali que calculamos.

Pela equação completa:

Δ E = Δ E ° - R T n F .   l n ⁡ [ í o n   p r o d u t o ] [ í o n   r e a g e n t e ]

Calculamos o Δ E ° como 0,94 V, o n vai ser aquele 2, dos 2 elétrons que cortamos na reação global. O íon produto, pela reação global, é o S n 2 + e o íon reagente é o A g + , cujas concentrações foram dadas no enunciado.

Lembrando que R = 8,314   J . m o l - 1 . K - 1 , T é a temperatura em Kelvin ( 25 + 273 = 298   K ) e a constante de Faraday é F = 96495   C . m o l - 1 ... hora de calcular:

Δ E = Δ E ° - R T n F .   l n ⁡ S n 2 + A g + ²

E aquele “ao quadrado” ali na prata é porque, na reação global, ela aparece com coeficiente 2, beleza?

Δ E = 0,94 - 8,314.298 2.96495 . ln ⁡ 0,15 1,7 2 = 0,98   V

Pela equação simplificada:

Δ E = Δ E ° - 0,059 n . log ⁡ Q

Δ E = 0,94 - 0,059 2 . log ⁡ 0,15 1,7 2 = 0,98   V

Feshow.

Resposta

0,98 V

Exercício Resolvido #4

Uma célula de concentração é formada por dois pares redox idênticos, no catodo e no anodo, em diferentes concentrações de íons nos respectivos compartimentos. Calcule o potencial gerado pelas seguintes células de concentração.

a) Uma barra de C u ( s ) mergulhada numa solução contendo 0,0010   m o l / L de C u 2 + em contato elétrico com outra barra de C u ( s ) , mergulhada numa solução contendo 0,010   m o l / L de C u 2 + .

b) Um metal inerte, como a platina ( P t ), mergulhada numa solução ácida de p H = 4,0 , em contato elétrico com outro eletrodo de platina, mergulhado numa solução ácida de p H = 3,0 . Ambas soluções contem H 2 sob pressão de 1 bar. Dica: p H = - l o g ⁡ [ H + ]

Passo 1

Primeiro de tudo e antes de mais nada, vamos entender essa história aí de pilha de concentração.

Antes da gente ver a equação do seu Nersnt, pra formar a pilha nós precisávamos de dois materiais com potenciais diferentes. Essa “ddp” entre eles justificava o funcionamento da pilha galvânica.

Agora, a gente já é gente grande da eletroquímica, e já tá ligado que diferenças nas concentrações alteram os potenciais das pilhas.

Uma consequência disso, é que podemos formar pilhas de concentração, onde temos um só metal nos dois eletrodos. Pra que a pilha funcione, usamos concentrações diferentes nas soluções de cada semi-célula.

Pra esses casos, o potencial da pilha é calculado por:

Δ E = Δ E ° - R T n F .   l n ⁡ [ f o r m a   o x i d a d a ] [ f o r m a   r e d u z i d a ]

Antes de ficar quebrando cabeça, vamos ver como usamos isso na prática!

Passo 2

a) Em pilhas com diferentes eletrodos, nós calculamos o Δ E ° e, depois, transformamos em Δ E pela equação de Nersnt.

No entanto, numa pilha de concentração, a reação global é totalmente “zerada”. Olha só, no caso do cobre se oxidando no anodo e se reduzindo no catodo:

a n o d o : C u ( s ) → C u ( a q ) 2 + + 2 e -

c a t o d o : C u ( a q ) 2 + + 2 e - → C u ( s )

A global seria:

Tudo foi “cortado”.

Pra evitar esse problema, aplicamos Nersnt nas semirreações, e não na reação global!

Passo 3

Primeiro vamos descobrir em qual compartimento teremos a oxidação: o de menor concentração ou o de maior concentração de C u 2 + ?

Reação normal:

C u ( a q ) 2 + + 2 e - → C u ( s )         E R E D 0 = + 0,34   V

Aplicando Nersnt nessa reação:

Δ E = Δ E ° - R T n F . ln ⁡ í o n   p r o d u t o í o n   r e a g e n t e = 0,34 - R T 2 F .   l n ⁡ 1 [ C u 2 + ]

O nosso produto da reação, não é um íon! É o C u ( s ) ! Como ele não está em fase aquosa, a gente usa " 1 " na fórmula.

Para a célula de menor concentração de íon:

Δ E = 0,34 - R T 2 F . ln ⁡ 1 0,0010 = 0,25   V

Para a célula de maior concentração de íon:

Δ E = 0,34 - R T 2 F . ln ⁡ 1 0,010 = 0,28   V

O que a gente descobre com isso?

Quem tem MAIOR POTENCIAL DE REDUÇÃO vai SOFRER REDUÇÃO.

O que nossos cálculos aí de cima mostraram é que na célula com MAIOR concentração, temos o MAIOR POTENCIAL DE REDUÇÃO.

Conclusão:

M A I O R   c o n c e n t r a ç ã o   → o c o r r e   r e d u ç ã o → c a t o d o

M E N O R   c o n c e n t r a ç ã o   → o c o r r e   o x i d a ç ã o → a n o d o

Isso sempre acontece ok? Em célula de concentração o anodo vai ser o de menor concentração.

Beleza?

Então, pro nosso exercício aqui:

a n o d o : E R E D = + 0,25   V

c a t o d o : E R E D = + 0,28   V

E a diferença de potencial da célula será:

Δ E = E R E D ( m a i o r ) - E R E D m e n o r = 0,28 - 0,25 = + 0,03   V

Pra usar a outra fórmula:

a n o d o   o x i d a ç ã o : E O X I = - 0,25   V

c a t o d o   ( r e d u ç ã o ) : E R E D = + 0,28   V

Δ E = E O X I + E R E D = - 0,25 + 0,28 = + 0,03   V

A representação da reação global da pilha pode ser feita assim:

Atenção: os potenciais que calculamos com a equação de Nersnt são de redução porque nossa baseamos na reação de redução e no potencial de redução!

Passo 4

b) Parece complicado, mas é a mesma coisa.

A platina não entra no jogo, afinal ele é inerte.

Temos uma pilha de concentração, onde no catodo teremos a seguinte reação:

2 H ( a q ) + + 2 e - → H 2 ( g )           E R E D 0 = 0,00   V

E no anodo:

H 2 ( g ) → 2 H ( a q ) + + 2 e -       E O X I 0 = 0,00   V

Então precisamos saber onde teremos o catodo e onde teremos o anodo.

Para p H = 3,0 :

- log ⁡ H + = 3,0

H + = 10 - 3   M

Para p H = 4,0 :

- log ⁡ H + = 4,0

H + = 10 - 4   M

Como 10 - 4 < 10 - 3 e já sabemos que na semi-célula de menor concentração teremos o anodo, podemos dizer que:

a n o d o :   H 2 g 1   b a r → 2 H a q + 10 - 4 M + 2 e -

c a t o d o :   2 H a q + ( 10 - 3   M ) + 2 e - → H 2 g ( 1   b a r )

Sendo a reação global:

2 H a q + ( 10 - 3 M ) → 2 H a q + ( 10 - 4 M )

Passo 5

Em pilhas de concentração, então, precisamos aplicar Nersnt em cada semi-célula pra descobrir seus potenciais fora das condições normais.

Dada a reação de redução:

2 H ( a q ) + + 2 e - → H 2 ( g )           E R E D 0 = 0,00   V

Δ E = Δ E ° - R T n F . ln ⁡ í o n   p r o d u t o í o n   r e a g e n t e = 0,00 - R T 2 F .   l n ⁡ 1 [ H + ] ²

Pra concentração de 10 - 4 M:

Δ E = 0,00 - R T 2 F . ln ⁡ 1 10 - 4 2 = - 0,24   V

Pra concentração de 10 - 3 M:

Δ E = 0,00 - R T 2 F . ln ⁡ 1 10 - 3 2 = - 0,18   V

Confirmando o que já sabíamos: na semi-célula com 10 - 4 M temos menor potencial de redução, portanto ocorrerá a oxidação e ela será o anodo.

O potencial da pilha será, então:

Δ E = E R E D ( m a i o r ) - E R E D m e n o r = - 0,18 - ( - 0,24 ) = + 0,06   V

Você pode, claro, inverter a reação do anodo no sentido de oxidação e fazer as contas com o potencial de oxidação.

Também podemos usar a reação global, olha só:

2 H a q + ( 10 - 3 M ) → 2 H a q + ( 10 - 4 M )

Δ E = Δ E ° - R T n F . ln ⁡ í o n   p r o d u t o í o n   r e a g e n t e = 0,00 - R T 2 F . ln ⁡ 10 - 4 2 10 - 3 2 = + 0,06   V

A matemática e a química são duas lindas né? Não importa o caminho, importa chegarmos lá!

Resposta

a) + 0,03   V

b) + 0,06   V

Exercício Resolvido #5

Um eletrodo de A g / A g C l imerso numa solução 1,0 mol/l de H C l tem um potencial padrão de redução de +022 V

A g C l ( s )   +   1   e -   →   A g ( s )   +   C l ( a q ) -

Um segundo eletrodo A g A g C l é imerso numa solução contendo íons cloreto em uma concentração desconhecida. A pilha apresenta um potencial de 0,0435 V, com o eletrodo da solução desconhecida servindo de anodo. Qual a concentração molar desconhecida do C l - ?

Passo 1

Usando os conceitos de potencial.

O potencial da pilha medida é obtido pelo seguinte cálculo:

Δ E = E R e d u ç ã o - E O x i d a ç ã o

Aplicando os valores teremos:

0,0435 = +   0,22 - E O x i d a ç ã o

Que pode ser simplificado para:

0,1765 = E O x i d a ç ã o

Passo 2

A equação de Nernst.

A equação de Nernst para esse problema fica assim

E = E ° - 0,0592   n . log ⁡ [ C l - ]

Substituindo os valores teremos:

0,1765 = 0,22 - 0,0592   1 . log ⁡ [ C l - ]

Que resolvendo encontramos:

l o g C l - = 0,0435 0,0592 = 0,735

Assim a concentração de Cl- será dada pela seguinte conta:

C l - = 10 0,735

Logo

C l - = 5,43

Resposta

C l - = 5,43

Exercício Resolvido #6

Calcule as constantes de equilíbrio para as seguintes reações de pilhas:

a) N i ( s ) + S n ( a q ) 2 + ⇌ N i a q 2 + + S n ( s )

b) C l 2 g + 2 B r a q - ⇌ B r 2 a q + 2 C l a q -

c) F e ( a q ) 2 + + A g ( a q ) + ⇌ A g ( s ) + F e ( a q ) 3 +

Passo 1

Vamos recapitular:

Precisamos calcular o Δ E ° das pilhas e depois jogar nessa fórmula:

ln ⁡ K = n F Δ E ° R T

Pra encontrar o valor de K .

Partiu?

Passo 2

a)

a n o d o   o x i d a ç ã o :     N i s → N i a q 2 + + 2 e -               E O X I 0 = + 0,23   V

c a t o d o   r e d u ç ã o :     S n a q 2 + + 2 e - → S n ( s )               E R E D 0 = - 0,14   V

Reação global:

N i ( s ) + S n ( a q ) 2 + ⇌ N i a q 2 + + S n ( s )

Δ E ° = E O X I 0 + E R E D 0 = 0,23 + - 0,14 = + 0,09   V

Para a constante:

ln ⁡ K = n F Δ E ° R T = 2   .   96495   .   0,09 8,314   .   298 = 7,01

K = e 7,01 = 1,11 . 10 3

Passo 3

b)

a n o d o   o x i d a ç ã o :         2 B r ( a q ) - → B r 2 ( a q ) + 2 e -             E O X I 0 = - 1,09   V

c a t o d o   r e d u ç ã o :           C l 2 ( g ) + 2 e - → 2 C l ( a q ) -               E R E D 0 = + 1,36   V

Reação global:

C l 2 g + 2 B r a q - ⇌ B r 2 a q + 2 C l a q -

Δ E ° = E O X I 0 + E R E D 0 = ( - 1,09 ) + 1,36 = + 0,27   V

Para a constante:

ln ⁡ K = n F Δ E ° R T = 2   .   96495   .   0,27 8,314   .   298 = 21,0

K = e 21,0 = 1,36 . 10 9

Passo 4

c)

a n o d o   o x i d a ç ã o :         F e ( a q ) 2 + → F e ( a q ) 3 + + 1 e -             E O X I 0 = - 0,77   V

c a t o d o   r e d u ç ã o :         A g ( a q ) + + 1 e - → A g ( s )               E R E D 0 = + 0,80   V

Reação global:

F e ( a q ) 2 + + A g ( a q ) + ⇌ A g ( s ) + F e ( a q ) 3 +

Δ E ° = E O X I 0 + E R E D 0 = ( - 0,77 ) + 0,80 = + 0,03   V

Para a constante:

ln ⁡ K = n F Δ E ° R T = 1   .   96495   .   0,03 8,314   .   298 = 1,17

K = e 1,17 = 3,22

Resposta

a) 1,11.10 3

b) 1,36 . 10 9

c) 3,22

Exercício Resolvido #7

Calcular a constante de equilíbrio da reação:

A g C l ( s ) ⇌ A g ( a q ) + + C l ( a q ) -

Temperatura: 25°C.

Passo 1

Não se desespera! Essa é uma questão diferente, mas não é difícil. É só a gente entender o que tem que fazer.

A constante desse equilíbrio aí de cima, é a constatante de solubilidade do cloreto de prata.

O cloreto de prata é um cara insolúvel, o que significa que sua constante de solubilidade é bem baixa, ok? Então, estamos procurando um valor de K pequeno.

Passo 2

A reação de solubilidade do cloreto de prata NÃO É uma reação REDOX.

Mas a gente pode “desmanchar” ela em duas etapas REDOX, olha só:

A g C l s + e - → A g s + C l a q -

A g ( s ) → A g ( a q ) + + e -

Somando essas duas reações, teríamos a reação global:

A g C l ( s ) → A g ( a q ) + + C l ( a q ) -

Não importa se essas duas etapas não acontecem na “vida real”. O caminho pra chegar no final não importa, ok? Importa o início ( A g C l ) e o final (os íons dissociados).

E, olhando numa tabelinha de potenciais, encontramos que:

A g C l s + e - → A g s + C l a q -           E R E D 0 = + 0,22   V

A g ( s ) → A g ( a q ) + + e -             E O X I 0 = - 0,80   V

Portanto, o Δ E ° da reação global será:

Δ E ° = E O X I 0 + E R E D 0 = - 0,80 + 0,22 = - 0,58   V

Beleza, potencial da célula calculado!

Passo 3

E, lá na nossa teoria, a gente viu uma relação enter o K e o Δ E ° :

ln ⁡ K = n F Δ E ° R T

Portanto:

ln ⁡ K = 1.96495 . - 0,58 8,314.298 = - 22,59

K = e - 22,59 = 1,55 . 10 - 10

Resposta

K = 1,55 . 10 - 10

Exercícios de Livros Relacionados

19 – Foram publicados os resultados das medidas da fem de pilhas do tipo Ag|AX(s)AMX(b1)|MxHgMX(b2)|AgX(s)|Ag onde MxHg representa um amálgama, e o eletrólito é um haleto de metal alcalino dissolvido
13.35- Determine as constantes de equilíbrio das seguintes reações: a)Mn (s) + Ti2+ (aq) ⇌ Mn2+ (aq) + Ti (s)b)ln3+ (aq) + U3+ (aq) ⇌ ln2+ (aq) + U4+ (aq)
114. A variação de entropia de uma reação de célula pode ser determinada a partir da variação do potencial de célula com a temperatura. (a) Mostre que ∆ S ° = n F E c é l u l a , 2 ° - E c é l u l a ,
Identifique, na lista a seguir, as reações em que K1 . Escreva, para essas reações, as meia-reações balanceadas de oxidação e de redução e oxidação. Mostre que K1 pelo cálculo da a energia livre padrã
O organismo funciona como se fosse uma célula a combustível que usa oxigênio do ar para oxidar a glicose: C 6 H 12 O 6( a q ) +6 O 2 ( g ) →6C O 2 ( g ) +6 H 2 O ( l ) Durante a atividade normal, uma