Equação de Nernst

A equação de Nernst foi desenvolvida pelo físico-químico alemão Walther (Walter) Hermann Nernst em 1889. Ela é usada para descrever como a energia livre dos reagentes e produtos de uma dada reação química variam com a temperatura e a concentração dos componentes, sendo sua forma reduzida a 25° C expressa por:

$E={{E}^{0}}-\frac{0,0592}{n}.\log \frac{{{a}_{Est.\operatorname{Re}duzido}}}{{{a}_{Est.Oxidado}}}$

Podendo também ser expressa por:

$E={{E}^{0}}+\frac{0,0592}{n}.\log \frac{{{a}_{Est.Oxidado}}}{{{a}_{Est.\operatorname{Re}duzido}}}$

Em que:
  • E= potencial observado
  • E0   = potencial padrão
  • n= número de elétrons envolvidos (modificação no número de oxidação das espécies químicas) ou número de elétrons recebidos pelo agente oxidante ou cedidos pelo agente redutor
  • aEst.Reduzido= atividade do estado reduzido do eletrodo
  • aEst.Oxidado= atividade do estado oxidado do eletrodo

A equação de Nernst é exatamente aplicada apenas quando usamos as atividades das substâncias, sendo a atividade de qualquer sólido ou liquido puro igual a 1. Geralmente, ao invés do dado da atividade do eletrodo, usa-se o dado da concentração (mol/L) de íons, considerando que as soluções são relativamente diluídas, com isso, introduzindo um pequeno erro desprezível na equação.

foto Walter hermann nernst image
Foto de Walther (Walter) Hermann Nernst

Exercícios de aplicação da equação de Nernst


1)Quanto é o potencial do eletrodo de cobre, imerso em solução 0,01 M de $C{{u}^{2+}}$?

Dados:

${{E}^{0}}=+0,337~V$

$Equaç\tilde{a}o~do~eletrodo:C{{u}^{2+}}+2e\rightleftarrows Cu$

Resolução:

$E={{E}^{0}}-\frac{0,0592}{n}.\log \frac{{{a}_{Cu}}}{{{a}_{C{{u}^{2+}}}}}$

Pela equação do eletrodo, nota-se que “n” é igual a 2, e pelo enunciado temos a concentração (mol/L) de íons $C{{u}^{2+}}$, que é de 0,01 mol/L; como o cobre usado é puro, sua atividade é igual a 1.

Logo, colocando os dados, podemos calcular o potencial do eletrodo.

$E=+0,337-\frac{0,0592}{2}\log \left( \frac{1}{0,01} \right)\Rightarrow $

$\Rightarrow E=+0,337-\left( 0,03 \right).\left( +2 \right)=+0,277~V$


2) Calcule o potencial da pilha Zn/Cu sob as seguintes condições:

$Zn\left( s \right)+C{{u}^{2+}}\left( 0,020M \right)\to Cu\left( s \right)+Z{{n}^{2+}}\left( 0,40M \right)$

Dados:

${{E}^{0}}=1,10~V$

n=2

Resolvendo:

$E={{E}^{0}}-\frac{0,0592}{n}.\log \frac{\left[ Z{{n}^{2+}} \right]}{\left[ C{{u}^{2+}} \right]}\Rightarrow $

Observação: nesse exemplo, ao invés da atividade, eu estou usando a concentração (mol/L) de íons.

$\Rightarrow E=1,10-\frac{0,0592}{2}.\log \frac{\left[ 0,40 \right]}{\left[ 0,020 \right]}\Rightarrow $

$\Rightarrow E=1,10-0,0296.\left( 1,30 \right)\Rightarrow $

$\Rightarrow E=1,06~V$

3) Qual o potencial para a meia pilha da equação abaixo, sabendo que  $P{{b}^{2+}}$ = 0,001M?

$P{{b}^{2+}}+2e\rightleftarrows Pb$

Dados:

${{E}^{0}}=-0,126V$

n=2

${{a}_{Pb}}=1~(metal~Puro)$

Resolução

$E={{E}^{0}}-\frac{0,0592}{n}.\log \frac{{{a}_{Pb}}}{{{a}_{P{{b}^{2+}}}}}\Rightarrow $

$\Rightarrow E=-0,126-\frac{0,0592}{2}.\log \frac{1}{0,001}\Rightarrow $

$\Rightarrow E=-0,126-0,0296.\left( 3 \right)\Rightarrow $

$E\simeq -0,215~V$

Referências

  • http://global.britannica.com/biography/Walther-Nernst (acessado em 17/09/2015 as 18:14)
  • Livro de corrosão, terceira edição, Vicente Gentil, Editora LTC (Livros Técnicos e Científicos Editora S.A), Rio de Janeiro, Brasil, 1996.
  • Química Geral Volume 2 , James E.Brady e Gerard E.Humiston, Editora LTC (Livros Técnicos e Científicos, Editora S.A) ,1986.

Sobre o autor


Pedro Coelho Olá meu nome é Pedro Coelho, eu sou engenheiro químico, engenheiro de segurança no trabalho e técnico em informática, e em parte de minhas horas vagas me dedico a escrever artigos aqui no ENGQUIMICASANTOSSP, para ajudar estudantes de Engenharia Química e outros cursos. Se você acha legal esse projeto, siga-nos através de nossas paginas nas redes sociais e ajude-nos a divulgar essa ideia, compartilhando com seus amigos as nossas postagens.

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