Equilíbrio de Oxirredução
1 – Equação de Nernst – Aplicações
1.1) Cálculo de pH
1) Uma mistura ácida de H3AsO3 0,150 M e H3AsO4 0,0610 possui potencial de
eletrodo de 0,494 V. Qual é o pH da solução?
H3AsO4 + 2 H+ + 2 e- ⇌ H3AsO3 + H2O E°= 0,559 V
Resolução:
A primeira coisa a ser feita é escrever a Equação de Nernst para a reação.
Substituindo os valores fornecidos no enunciado (E = 0,494 V ; E° = – 0,559V ; [H3AsO3]
= 0,150 mol/L e [H3AsO4] = 0,0610 mol/L) na equação acima, temos:
→
→
= 102,196
. Assim, a [H+] 0,125 mol/L.
Como, pH = – log [H+], temos que pH = – log 0,125 ; pH = 0,90.
1
Professor Frank Pereira de Andrade
Universidade Federal de São João Del Rei
Campus Centro Oeste Dona Lindu (CCO/UFSJ)
Equilíbrio de Oxirredução
1.2) Cálculo do potencial de uma célula
1) 10 mL de uma solução de Cr3+ 0,0835 M e Cr2+ 0,119 M são adicionados a 25mL de
V3+ 0,0361 M e V3+ 0,0904 M. Calcule o potencial da célula e escreva a
representação esquemática.
Dados: Cr3+ + e- ⇌ Cr3+
E° = - 0,407 V ; V3+ + e- ⇌ V3+
E° = -0,225 V
Resolução:
Sabemos que Ecélula = Ecatodo – Eanodo
Podemos escrever separadamente a equação de Nernst para o catodo e para o anodo.
Iniciando pelo anodo, temos:
Onde [
]=
= 0,0646 M
e [
= 0,0528 M
Assim:
Ecat = – 0,0225 – 0,0592 log 2,50 → Ecat = – 0,0225 – (0,0592 x 0,398)
Ecat = – 0,0225 – 0,0236 → Ecat = – 0,249 V.
Ou ainda...
= – 0,249 V.
Fazendo a mesma coisa para o anodo, temos:
2
Professor Frank Pereira de Andrade
Universidade Federal de São João Del Rei
Campus Centro Oeste Dona Lindu (CCO/UFSJ)
Equilíbrio de Oxirredução
Onde,
= 0,34 M e
= 0,0239 M.
= 0,416 V.
Uma vez que temos o potencial do catodo e o potencial do anodo, podemos agora
calcular o potencial da célula (Ecel):
Ecel = Ecatodo – Eanodo → Ecel = – 0,249 – (–0,416) → Ecel = + 0,167 V
Ou ainda... podemos resolver a equação Eel = Ecatodo – Eanodo diretamente:
3
Professor Frank Pereira de Andrade
Universidade Federal de São João Del Rei
Campus Centro Oeste Dona Lindu (CCO/UFSJ)
Equilíbrio de Oxirredução
= + 0,167 V
1.3) Cálculo da constante de equilíbrio
1) Calcule a constante de equilíbrio para a célula abaixo:
Zn / Zn (0,10 M) // Cu2+ (0,10 M) / Cu
Dados:
;
Da representação esquemática, a reação global é:
Zn2+ + Cu ⇌ Zn + Cu2+
Dos dados: Zn2+ + 2e- ⇌ Zn
Cu2+ + 2e- ⇌ Cu
→ log K =
→ log K = 37,16
Logo, K = 1037,16 ficando K = 1,45 x 1037.
2) Calcule a constante de equilíbrio para a reação:
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ ⇌ Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H20
DADOS: MnO4- + 8 H+ + 5 e- ⇌ Mn2+ + 4 H2O
Fe3+ + e- ⇌ Fe2+
E° = 1,51 V
E° = 0,77V
4
Professor Frank Pereira de Andrade
Universidade Federal de São João Del Rei
Campus Centro Oeste Dona Lindu (CCO/UFSJ)
Equilíbrio de Oxirredução
Resolução:
Sabe-se que a constante de equilíbrio de uma reação Redox pode ser calculada da
seguinte maneira:
. Da equação acima, verifica-se que o
Fe2+ foi oxidado a Fe3+. Assim, a semi-reação Fe3+ + e- ⇌
Fe2+ possui um potencial
referente ao catodo. Já o Mn, presente no permanganato, teve seu NOX diminuído de
7+ para 2+. Assim, a semi-reação: MnO4- + 8 H+ + 5 e- ⇌ Mn2+ + 4 H2O, possui um
potencial de redução referente ao anodo. Então, resolvendo a equação com os dados
fornecidos no enunciado, temos:
→ log K = 62,5
Logo, K = 1062,5 ficando K = 3,16 x 1062.
5
Professor Frank Pereira de Andrade
Universidade Federal de São João Del Rei
Campus Centro Oeste Dona Lindu (CCO/UFSJ)