Equação de Nernst: Exercícios de Aplicação

POR Pedro Coelho

Publicado: quarta-feira, 23 de setembro de 2015

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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
• a_Est.Reduzido= atividade do estado reduzido do eletrodo
• a_Est.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 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 Cu²⁺?

Dados:

E⁰ = +0,337

Equação do eletrodo: Cu²⁺ + 2e ⇌ 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 Cu²⁺, 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:

E⁰=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  [Pb²⁺] = 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

Olá meu nome é Pedro Coelho, eu sou engenheiro químico, engenheiro de segurança do trabalho e Green Belt em Lean Six Sigma. Além disso, também sou estudante de engenharia civil, e em parte de minhas horas vagas me dedico a escrever artigos aqui no ENGQUIMICASANTOSSP, para ajudar estudantes de Engenharia Química e de áreas correlatas. Se você está curtindo essa postagem, siga-nos através de nossas paginas nas redes sociais e compartilhe com seus amigos para eles curtirem também :)