Equilíbrio da oxidação e redução - Departamento de Ciências ...

E = + 0,7991 + 0,05915 log 1,76 x 10 -8
E = + 0,7991 - 0,4582 = + 0,3408 V
Se a concentração de íons Cl - é de 1,0 molar, então:
[Ag + ] = 1,76 x 10 -10 M
E = 0,7991 + 0,05915 log 1,76 x 10 -10 = + 0,2226 V
Os exemplos acima indicam que as constantes de equilíbrio para o equilíbrio de
solubilidade podem ser usadas para calcular o potencial de um eletrodo, ou mesmo um potencial
de eletrodo padrão.
Exemplo: O produto de solubilidade do Cu(OH)2 é 2,0 x 10 -20 . Vamos verificar o que
acontece com o potencial do eletrodo Cu 2+ /Cu, à medida que aumenta o pH da solução, na qual a
concentração molar inicial de Cu 2+ é de 1,0 molar.
A equação de Nernst para este par é:
E = + 0,3994 + (0,05915/2) log [Cu 2+ ]
Em solução suficientemente ácida, não haverá efeito do Cu(OH)2 uma vez que nada
dele é formado em pH baixo.
[Cu 2+ ] [OH - ] 2
Calculemos primeiro o pH mínimo no qual Cu(OH)2 será formado, usando Ksp =
2,0 x 10 -20 = [1,0] [OH - ] 2
[OH - ] = 1,414 x 10 -10 M
pH = 4,15
Em qualquer pH abaixo de 4,15, então, não vai haver efeito do pH neste par Cu 2+ /Cu
uma vez que íons hidrogênio não estão explicitamente envolvidos na reação e nenhum Cu(OH)2 é
formado.
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