1.1.1
Leis de Faraday
Durante a passagem de uma corrente elétrica através de uma solução do sal de um certo
metal, a massa deste metal que se deposita no cátodo é proporcional :
a) à carga que atravessa a solução;
b) à massa equivalente do metal.
As leis de Faraday enunciadas acima podem ser resumidas pela equação :
∆m = M I t / z  F1
1.1.2
(11)
Problemas:
1- Uma mesma quantidade de eletricidade atravessou duas células eletrolíticas
contendo sulfato de cobre (CuSO4) e nitrato de prata (AgNO3) respectivamente. As
reações nos cátodos nas duas células são:
Célula 1
Cu 2+ + 2e → Cu(s)
Célula 2
Ag + + e → Ag(s)
Se 3,18g de Cu foram depositados na célula 1, quantos gramas de Ag foram depositados
na célula 2? ( massas atômicas : Cu = 63,6 ; Ag = 108 )
2- A mesma quantidade de eletricidade que deposita 10,0g de prata de uma solução de
nitrato de prata, foi passada através de uma solução contendo cátions ouro, de carga
desconhecida. 6,08g de ouro foram depositados. Qual a carga dos íons de ouro?
Na célula com nitrato de prata a reação é: Ag+ + e → Ag(s).
( massas atômicas: Ag = 108; Au = 197 )
3- A galvanização é um processo de recobrimento de peças de ferro ou aço com uma fina
camada de zinco metálico. Este processo protege as peças contra a ferrugem. 3,27g de
zinco são depositados sobre uma lata de aço quando uma corrente de 5,36 A passa durante
30 minutos através de um célula eletrolítica contendo uma solução de um sal de zinco.
Qual a massa equivalente do zinco na solução? (massa atômica: Zn = 65,4)
4- A bateria "chumbo-ácido" usada nos carros consiste de seis células ligadas em série e
apresenta uma capacidade de "100 ampère-hora". Uma capacidade de 100 ampère-hora
significa que a bateria pode fornecer uma corrente de 100 ampère durante uma hora ou
uma corrente de 1 ampère durante 100 horas ou qualquer combinação corrente-tempo
1
∆m ou m = massa em gramas proveniente da redução no cátodo ou da oxidação no ânodo de uma certa espécie
eletroativa.
M = massa molar da espécie eletroativa em gramas / mol.
I = corrente elétrica em Ampère que atravessa a célula eletrolítica durante a eletrólise.
t = tempo da eletrólise em segundos.
z = número de cargas do íon ( número de elétrons cedidos ou recebidos )
F = constante de Faraday = 96485 C / mol ( C = Coulomb )
M / z  = massa equivalente ou equivalente-grama
I t = carga elétrica que atravessa a célula eletrolítica.
Ampère.segundo = Coulomb
16
cujo produto é 100. Quantos quilogramas de PbSO4 estão depositados nos eletrodos de
uma bateria "chumbo-ácido" quando ela se encontra totalmente descarregada?
5- A Figura 7 ilustra a prateação de um garfo. Um tarugo de prata e o próprio garfo são
respectivamente o ânodo e o cátodo da célula eletrolítica. Quando a corrente passa,
prata se deposita sobre o garfo a partir dos íons de prata da solução. A concentração da
solução não varia durante a eletrólise uma vez que os íons de prata consumidos na redução
são repostos pela oxidação do tarugo de prata. Se uma corrente de 1,0A passa durante
1,0 h através do sistema de prateação, qual a espessura do depósito de prata se a área do
garfo é 30 cm2 ? A densidade da prata é cerca de 10 g cm -3. Admita uma eficiência de
corrente de 89% ( isto é apenas 89% da corrente é consumida na produção do depósito
de prata.) Massa atômica Ag = 108
Tarugo de prata
garfo
Solução de AgNO3
Figura 7 – Prateação de um garfo
ATENÇÃO
• A palavra cátodo está sempre associada a uma redução, independentemente da célula ser
galvânica ou eletrolítica.
• A palavra ânodo está sempre associada a uma oxidação, independentemente da célula ser
galvânica ou eletrolítica.
• O
sinal
do
cátodo
é
positivo
se
a
célula
é
galvânica
e
negativo se é eletrolítica.
• O
sinal
do
ânodo
é
negativo
se
a
célula
é
galvânica
e
positivo se é eletrolítica.
2.10 Termodinâmica dos Sistemas Eletroquímicos
Vimos que a existência de uma dupla camada elétrica na interface metal/solução
eletrolítica determina a presença de um campo elétrico e, portanto o estabelecimento
de uma diferença de
potencial elétrico entre as duas fases postas a contato. Esta
diferença de potencial elétrico entre as duas fases é a Diferença de Potencial Absoluto
M
Metal/Solução ou simplesmente Potencial de Eletrodo Absoluto ∆φ S.
∆φMS = φM - φS2
2
∆φMS = diferença de potencial absoluto metal/solução ou potencial de eletrodo absoluto
φM = potencial interno ou Galvani do metal
17
Diferenças de potenciais elétricos entre fases diferentes não são mensuráveis.
∆φMS é uma diferença de potenciais elétricos entre duas fases diferentes e portanto
não pode ser medida.
2.10.1 Diferença de Potencial Elétrico de uma Pilha
Não podemos medir o potencial elétrico absoluto de um eletrodo. Por outro lado, sabemos
que é sempre possível medir a diferença de potencial elétrico entre pontos de uma mesma
fase ou entre peças da mesma espécie de metal. Por isso, sempre medimos a diferença
de potencial elétrico entre dois eletrodos procedendo da seguinte forma: ligamos a cada
eletrodo um
fio de cobre e os conectamos a um voltímetro
ou a um circuito
potenciométrico (dispositivo que mede diferença de potencial). O potencial medido é
um potencial relativo medido entre fases iguais (cobre). Exemplo: na Figura 8 temos a pilha
padrão de Weston cujo potencial elétrico é dado pela equação 13.
Solução de CdSO4
Solução
de CdSO4
CdSO4 (s)
CdSO4 (s)
Hg2SO4(s)
Cd ( Hg )
Hg(L)
+
-
Cu
Cu’
e
V
e
Figura 8 . Pilha Padrão de Weston
A diferença de potencial elétrico medida ou diferença de potencial Galvani ∆φ para
esta pilha é a soma das diferenças de potencial Galvani em cada interface:
∆φ = (φCu - φHg) + ( φHg - φpasta) + ( φpasta - φsol) + ( φsol - φcrist) + ( φcrist -φamal)
+ (φamal - φCu')
(12)
e portanto
∆φ= ( φCu - φCu' )
(13)
φS = potencial interno ou Galvani da solução
18
ATENÇÃO
A diferença de potencial elétrico medida ou potencial Galvani de uma pilha é igual
em sinal e grandeza ao potencial elétrico do terminal condutor da direita menos o
potencial elétrico do terminal da esquerda da pilha.
∆φ= ( φdireita - φesquerda )
O significado de "esquerda" e "direita" se refere
diagrama. Portanto, ∆φ = ( φ cátodo - φ ânodo )
(14)
à pilha como está
escrita em
(14’)
2.10.2 Força Eletromotriz de uma Pilha
A Força Eletromotriz de uma pilha ( fem ou simplesmente E ) é definida como sendo a
diferença de potencial elétrico desta pilha quando a corrente através da célula tende a
zero ou seja quando a pilha se encontra em circuito aberto.
fem = E = ∆φ I→ 0
(15)
Para medirmos a fem usamos um voltímetro digital que apresenta uma alta impedância
de entrada ( alta resistência interna ) e portanto a corrente que circula durante a medida é
muito pequena. Caso não tenhamos este voltímetro usamos o método da compensação ou
potenciométrico.
2.10.3
Pilhas reversíveis termodinâmicamente
Uma pilha é dita reversível termodinâmicamente se, ao aplicarmos à pilha uma tensão que
difere de sua força eletromotriz de uma quantidade infinitesimal, ocorrer a inversão da
reação
A reversibilidade de uma pilha só pode ser satisfeita quando a corrente através da célula
tende a zero e a reação da pilha está em equilíbrio. Nestas condições a tensão da célula
é a força eletromotriz.
Verificação da reversibilidade
Aplicando a uma pilha uma tensão externa φ igual e de sinal oposto à sua força
eletromotriz, não há passagem de corrente elétrica. Os equilíbrio nas interfaces
metal/solução são mantidos e não há realização da reação da pilha. Diminuindo esta
tensão aplicada de uma quantidade infinitesimal ∆φ, há passagem de corrente elétrica e
a reação da pilha ocorre num dado sentido. Por outro lado, aumentando a tensão
aplicada de ∆φ, a passagem de corrente se dá no sentido oposto e a reação da pilha é
invertida. Esta inversão ocorre porque o sistema se encontra em equilíbrio. Para uma pilha
ser reversível, é necessário que ambos os eletrodos sejam reversíveis.
19
A irreversibilidade termodinâmica de uma pilha depende da natureza das reações dos
eletrodos e da construção da pilha. Pilhas apresentando potencial de junção líquida
são pilhas inerentemente irreversíveis. A pilha de Daniell construída de acordo com a
Figura 5 a) apresenta potencial de junção líquida. A junção líquida é formada de um lado
pelos íons Zn2= e SO42- e do outro pelos íons Cu2+ e SO42- . A junção líquida é eliminada
usando-se um eletrólito comum aos dois eletrodos como por exemplo na pilha de
Weston. Caso isto não seja possível, o potencial de junção líquida é diminuído
usando-se uma ponte salina contendo por exemplo KCl ( K+ e CL- apresentam
praticamente a mesma mobilidade ).
2.10.4 Energia Livre e Força Eletromotriz
Num processo reversível à pressão e temperatura constante, um sistema pode fornecer um
trabalho útil. Este trabalho útil é o trabalho máximo não de expansão que este sistema
pode fornecer e é igual à diminuição da energia livre de Gibbs ( ∆G ) do processo
- ∆G = W max
(16)
No caso de uma reação ocorrendo numa célula eletroquímica este trabalho útil é um
trabalho elétrico3
- ∆G = W max = QE
(17)
e
- ∆G = QE = zFE
(18)
A equação (18) é a equação fundamental das pilhas. A equação (18) nos mostra que a
diminuição de energia livre entre dois estados é igual ao trabalho elétrico realizado pelo
sistema quando o mesmo sofre uma transformação reversível, ao passar de um estado a
outro.
A força eletromotriz pode ser entendida como uma
medida da variação da energia livre da reação da pilha.
Exemplo:
Pilha de Daniell
E0 = 1,100 V a 25oC
Zn ZnSO4 (1molal) CuSO4 ( 1molal) Cu
∆G0 = -2 x 96485 x 1,100 = - 212297 J / mol
Se a variação de energia livre do sistema ∆G é negativa o sistema produz um trabalho
elétrico sobre as vizinhanças. É o caso de uma pilha.
3
- ∆G = W max
= QE ;
ou
- ∆G = QE = zFE
∆G = variação de energia livre da reação – Joules / mol;
Q = zF = quantidade de carga resultante da reação – Coulombs / mol;
z = número de elétrons por átomo que reage;
F = Faraday = 96485 Coulombs / mol;
E = força eletromotriz da pilha - volts.
20
∆G < 0 e E > 0
reação espontânea
Se ∆G é positivo as vizinhanças produzem trabalho elétrico sobre o sistema, é o caso
de uma célula eletrolítica.
∆G > 0 e E < 0
reação não espontânea
Resumindo
∆G = - zFE
se ∆G < 0
E>0
se ∆G > 0 E < 0
se ∆G = 0
a reação ocorre espontaneamente no sentido como está escrita.
a reação ocorre espontaneamente no sentido oposto de como está
escrita
E = 0 a reação atingiu o equilíbrio
2.10.5 Entropia, Entalpia e Força Eletromotriz
Podemos aplicar a equação
(19)
∆G = ∆H - T∆S 4
à reação de uma pilha em condições reversíveis (corrente I → 0 ) e sob pressão e
temperatura constante. Esta equação (19) pode ser rescrita como:
Da termodinâmica
∆H = ∆G + T∆S
(20)
∆S = - ( ∂∆G / ∂T) P
(21)
temos:
portanto de acordo com a equação 18 ( - ∆G = zFE ) resulta
∆S = zF (∂E / ∂T) P
(22)
sendo (∂E / ∂T) P o coeficiente de temperatura da pilha.
ATENÇÃO
- A equação (22) nos permite obter o valor de ∆S para a reação da
medidas da força eletromotriz em várias temperaturas.
pilha a partir de
4
∆H é o calor total da reação da pilha;
∆G representa o trabalho elétrico realizado pela pilha;
T∆S é o calor trocado com as vizinhanças que não é transformado em trabalho útil. Este calor é positivo se a pilha
receber calor das vizinhanças e negativo se a pilha ceder calor.
21
- Com as equações (18, 20, 22) obtemos ∆H para a reação da pilha.
- O conhecimento do valor da força eletromotriz e de sua variação com a temperatura nos
permite obter o valor da força eletromotriz em qualquer temperatura e consequentemente
os valores de ∆H , ∆G e ∆S para a reação da pilha.
1)
2)
3)
¾
¾
¾
¾
¾
¾
2.10.6 Exercícios
Encontre a equação que relaciona ∆H e E.
Para a pilha padrão de Weston a 25oC sabemos que:
E = 1,01832 V e dE/dT = - 5,00 x 10-5 V.K-1 . Calcule ∆G, ∆H e ∆S, a 25oC.
Entre 00C e 90oC, a força eletromotriz da pilha
Pt(s) H2 (g,P=1atm) HCl (aq,m=0,1)  AgCl(s)  Ag(s) é dada por :
E/V = 0,35510 - 0,3422(10-4) t - 3,2347(10-6) t 2 + 6,314 (10-9) t3
sendo t a temperatura em graus Celsius.
Escreva a reação da pilha
Calcule E para a pilha a 0oC, 15oC, 30oC, 45oC, 60oC, 75oC, e 90oC.
Faça um gráfico de E em função de t
Obtenha ∆G a 30oC e 60oC
Obtenha ∆H a 30oC e 60oC
Obtenha ∆S a 30oC e 60oC
2.10.7 Força Eletromotriz Padrão e Constante de Equilíbrio
Da Termodinâmica Química, temos que a variação de energia livre padrão ∆Go está
relacionada com a constante de equilíbrio por meio da seguinte equação
∆Go = - RT lnK
(23)
sendo K a constante de equilíbrio.
Para o estado padrão a equação (18) resulta:
- ∆Go = zFEo
(24)
Substituindo a equação (23) na (24) obtém-se a relação entre a força eletromotriz padrão e
a constante de equilíbrio
Eo = ( RT / zF ) ln K
(25)
2.10.8 Exercícios
1) Os valores de Eo são tabelados a 25oC. Neste caso, a equação (25) pode ser escrita
como: Eo = (0,0592 / z ) logK . Ache o valor 0,0592 e especifique suas unidades.
22
2) Sabendo-se que a pilha de Daniell tem Eo = 1,100V a 25oC, calcule a constante de
equilíbrio da reação Cu2+ + Zn
Cu + Zn2+ a esta temperatura.
2.10.9 Força Eletromotriz e Concentração
Verifica-se experimentalmente que a força eletromotriz de uma célula depende da natureza
dos reagentes e produtos, de suas atividades e da temperatura.
Para estabelecermos essa
dependência com
as atividades, vamos considerar a reação de célula genérica numa
pilha reversível, a T e P constantes
aA + bB = mM + nN
(26)
Para esta reação, ∆G5, a variação de energia livre é :
aMm x a Nn
∆G = ∆G + RT ln a
a A x aBb
Tratando-se de uma reação de pilha, são válidas as equações (18) e (24)
o
∆G = - zFE
e
(27)
∆Go = - zFEo 6
Substituindo-se as equações acima na equação (27) resulta:
aMm x a Nn
E = E − RT ln a
(28)
a A x aBb
A equação 28 que relaciona força eletromotriz de uma pilha com a atividade das
espécies presentes é conhecida como EQUAÇÃO de NERNST da pilha.
o
Para um único eletrodo cuja equação genérica é7
Ox + ze = Red
A equação de Nernst resulta:
E = E o + RT ln
aox
ared
(29)
(30)
Ou
E = E o − RT ln
ared
aox
(31)
5
sendo ∆GO a variação de energia livre padrão quando os reagentes e os produtos da reação (26) se encontram nos
seus estados padrão de atividade unitária.
6
sendo Eo é a força eletromotriz padrão da pilha que se obtém quando os componentes da pilha se encontram nos seus
estados padrão.
7
Sendo Red = forma reduzida
Ox = forma oxidada
23
2.10.10 Atividade em soluções iônicas
A atividade é usada em situações reais tais como uma solução real, um gás real Tc... Se a
situação for ideal ou tender para a idealidade como no caso de uma solução muito
diluída usamos a concentração.
Para um eletrólito qualquer em solução temos:
C ν+ A ν- → ν+ C
+
+ ν- A -
(32)
Sendo ν o número total de íons (ν+ + ν-).
Para esta solução iônica definimos :
¾ a = atividade do eletrólito,
¾ a + = atividade do cátion,
¾ a - = atividade do ânion,
¾ a -+ = atividade iônica média,
com
=
a
a
+
−
=
(a
aν+ + . aν− − = aν+ −
ν +
+
.a
ν −
−
)
1
(33)
ν
( 34 )
Exemplo:
La 2(SO 4 ) 3 = 2 La 3+ + 3 SO 4 2-,
a[La 2(SO 4 ) 3] = a 2 (La 3+) . a3 (SO4 2-) = a5
a+−
=
a
1
5
Como não existe um modo de "medir" as atividades iônicas individuais, usamos no seu
lugar a atividade iônica média. A atividade iônica está relacionada com a molalidade da
a+ = γ + . m+
; a− = γ − . m−
solução por meio do coeficiente de atividade ionico8.
(35 )
A expressão a seguir relaciona a atividade iônica média com a molalidade da solução,
a +−
=
γ +−
. m
(ν
ν+
+
.ν
ν−
−
)
1
ν
(36 )
8
sendo a+ e a- = atividade iônica,
γ+ e γ- = coeficiente de atividade iônico,
m + e m - = molalidade do íon,
24
Os coeficientes de
atividade
média são obtidos experimentalmente por vários
métodos ( ver livro de físico-química ). Estes coeficientes dependem da molalidade dos
íons em solução como podemos verificar no exemplo abaixo para o HCL:
γ+ -
[ HCl ]
0,001
0,01
0,1
1,0
0,966,
0,904,
0,796,
0,809
2.10.11 Exercícios
1) A partir dos valores de γ+ - calcular a atividade do eletrólito e a atividade média dos
íons em solução 0,1 molal.
KCl
H2SO4
CuSO4
La(NO3)3
In2(SO4)3
Resolução para o H2SO4
γ+ - = 0,769
γ+ - = 0,265
γ+ - = 0,16
γ+ -= 0,33
γ+ -= 0,035
a+- = 0,265. ( 22.11 ) 1/3 . 0,1 ;
H2SO4= 2H+ + SO4 2- ;
a+- = 0,042066
a = (a+- )3 = 7,443 x 10 -5
3) Deduza a equação 36 sabendo-se que
(
ν+
γ+ = γ+ .γ
−
ν−
−
)
1ν
; m+ =ν+.m
e
m− =ν−.m
2.10.12 Potencial de Eletrodo e Potencial de Eletrodo Padrão
O potencial de eletrodo absoluto pode ser definido mas não pode ser medido. O que
medimos é sempre a diferença de potencial entre dois eletrodos.
Embora exista essa impossibilidade de medida, é conveniente operar com potenciais de
eletrodo individuais. No sentido de solucionar o problema da medida de potenciais de
eletrodo individuais, resolveu-se montar pilhas onde um dos eletrodos é o eletrodo cujo
potencial se deseja conhecer e o outro eletrodo é sempre o mesmo , ou seja, é um
eletrodo de referência.
Adotou-se como Eletrodo de Referência
o Eletrodo Padrão de Hidrogênio cujo
potencial elétrico foi arbitrariamente posto igual a zero em qualquer temperatura. O
Eletrodo Padrão de Hidrogênio é representado por
Pt H2 ( 1 atm. ) H+ 1( a + = 1 )
(37)
25
Esse eletrodo é um eletrodo de hidrogênio,no qual a pressão do gás é 1 atm. e a solução
formada por íons H + com uma atividade iônica a + = 1.
De acordo com a IUPAC a pilha formada com o eletrodo padrão de hidrogênio e um outro
eletrodo qualquer tem por diagrama, onde o eletrodo padrão de hidrogênio é considerado o
ânodo:
Pt H2 ( 1 atm. ) H+ 1( a + = 1 )  Mz+ (a = x para x =1 ou x ≠1 )  M
(38)
Quando x ≠ 1
(39)
E = E ( Mz+/ M )
Explicação: a fem da pilha ( E ), de acordo com a equação (14), é:
E = E ( Mz+/ M ) – Eo ( H + / H2 )
(40)
Como por convenção Eo ( H + / H2 ) = 0, a força eletromotriz da célula é dada pela (39)
Apesar de E ser uma diferença de potencial nos referimos a ela como um Potencial de
Eletrodo.
Quando x =1
E = Eo = Eo ( Mz+/ M )
(41)
A força eletromotriz da célula é a força eletromotriz padrão Eº:
Eo = Eo ( Mz+/ M ) - Eo ( H + / H2 )
(42)
Como por convenção Eo ( H + / H2 ) = 0, a força eletromotriz padrão da célula é dada pela
equação 41.
Apesar de Eo ser uma diferença de potencial e devido à convenção da equação 38 nos
referimos a ela como um Potencial de Eletrodo Padrão de Redução. Este potencial se
encontra tabelado a 25ºC.
RESUMO
POTENCIAL DE ELETRODO = FORÇA ELETROMOTRIZ DE UMA CÉLULA,
COM O ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO COMO
ELETRODO
DE
REFERÊNCIA. SOMENTE AS ATIVIDADES DAS ESPÉCIES DO ELETRODO DE
REFERÊNCIA SÃO IGUAIS A 1.
POTENCIAL DE ELETRODO PADRÃO = FORÇA ELETROMOTRIZ PADRÃO DE
UMA CÉLULA COM O ELETRODO PADRAO DE HIDROGÊNIO COMO ELETRODO
DE REFERÊNCIA. AS ATIVIDADES DE TODAS AS ESPÉCIES SÃO IGUAIS A 1.
26
2.10.13 Tabela de Potenciais-Padrão de Redução
Na tabela 1 são apresentados alguns eletrodos e seus potenciais padrão de redução
ordenados no sentido de potenciais mais negativos para potenciais mais positivos. Esta
tabela de potenciais segue a convenção da IUPAC, conforme citado em 2.6.12. Esta tabela
é também conhecida como série eletromotriz ou fila de tensões eletrolíticas.
27
TABELA 1 - POTENCIAIS PADRÃO DE REDUÇÃO A 25oC
Semi-Reação
Eo /Volts
Li + + e
=
Li
- 3,05
K+ + e
= K
- 2,92
Ca 2+ + 2e
Na + +
= Ca
- 2,76
e
=
Na
- 2,71
Mg 2+ + 2e
=
Mg
- 2,38
Al 3+ + 3e
=
Al
- 1,67
Zn(CN)4 2- + 2e = Zn + 4 CN -
- 1,26
ZnO2 2- + 2 H 2O + 2e = Zn + 4 OH-
- 1,22
Mn 2+ + 2e
- 1,18
=
Mn
Zn(NH3)42+ + 2e = Zn + 4NH3
- 1,03
Sn(OH)6 2-+2e = HSnO2- + H 2O + 3OH-
- 0,90
Fe(OH)2 + 2e = Fe + 2OH-
- 0,88
2 H 2O + 2e
= H2 + 2OH -
- 0,83
Zn 2+ + 2e
=
Zn
- 0,76
Cr3+ + 3e
=
Cr
- 0,74
Ag2S + 2e
= 2Ag + S2-
- 0,69
Fe 2+ + 2e
=
Fe
- 0,44
Bi2O3 + 3 H 2O + 6e = 2Bi + 6OH -
- 0,44
Pb + SO4 2-
- 0,36
Ag(CN)2- + e = Ag + 2CN-
- 0,31
Ni 2+ + 2e
=
- 0,25
AgI +
= Ag + I-
PbSO4+ 2e
=
e
Sn 2+ + 2e
Pb 2+ + 2e
=
=
Ni
Sn
Pb
Cu(NH3)42+ + 2e = Cu + 4NH3
- 0,151
- 0,14
- 0,13
- 0,12
28
Fe 3+ + 3e =
2H+ + 2e
=
AgBr + e =
Fe
- 0,04
H2
0,00
Ag + Br-
0,095
Ag + Cl-
0,22
Hg2Cl2 + 2e =
2Hg + 2Cl -
0,27
Cu 2+ + 2e =
Cu
0,34
AgCl + e
=
Ag(NH3)2+ + e = Ag + 2NH3
0,37
Cu + + e
Cu
0,52
I2(aq) + 2e = 2 l-
0,54
Hg2SO4 + 2e = 2Hg + SO4 2-
0,61
Fe 3+ + e
=
Fe 2+
0,77
Ag+ + e
=
Ag
0,80
=
Br2(aq) + 2e = 2Br -
1,09
O2 + 4H+ + 4e = 2H2O
1,23
MnO2 + 4H+ + 2e = Mn 2+ + 2 H2O
1,28
Cr2O7 2- + 14H + + 6e = 2Cr3+ + 7 H2O
1,33
Cl2(g) + 2e = 2Cl -
1,36
2ClO3- + 12H+ + 10e = Cl2 + 6 H2O
1,47
8H+ + MnO4- + 5e =
1,49
Mn2+ + 4 H2O
PbO2 + SO4 2- + 4H+ + 2e = PbSO4 + 2 H2O
1,69
H2O2+ 2H+ + 2e = 2 H2O
1,78
S2O8 2- + 2e = 2SO4 2-
2,00
F2 + 2e
= 2F-
2,87
29