Equilíbrio de Óxido-Redução – Aplicações Parte III

Aula: 24
Temática: Equilíbrio de Óxido-Redução
– Aplicações Parte III
Continuaremos com as aplicações no equilíbrio óxido-redução. Acompanhe!
Efeito da solubilidade no potencial do eletrodo
O potencial do eletrodo será afetado por todos os tipos de equilíbrio, sendo
que o valor do potencial estável prevalece no equilíbrio e pode ser obtido
por cálculo, aplicando a equação de Nernst para qualquer par ou dupla presente na solução em certo momento. Se as atividades usadas na equação
de Nernst são as atividades que existem atualmente em solução, então
todos os pares irão fornecer exatamente o mesmo valor do potencial da
meia célula.
Veja a meia reação:
Ag ++ e– → Ago
E = Eo –
0,05915
n
log
ared
aox
E =+ 0,7991 – 0,05915 log
1
aox
E = + 0,7991 + 0,05915 log [Ag +]
[Ag +] = 1,0 M → E = Eo = 0,7991 V
[Ag +] = 0,001 M → E = + 0,7991 – 0,05915 (3) = + 0,6218 V
[Ag +] = 1 x 10–6 M → E = 0,7991 – 0,05915 (6) = + 0,4445 V
Por exemplo, se adicionamos AgCl(s) em um béquer que já contém uma
solução de NaCl 0,01 M. A concentração do íon prata em solução é calculada então por meio do equilíbrio de solubilidade:
AgCl(s) ↔ Ag+ + Cl–
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA I
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Para o qual nós temos a constante de equilíbrio:
Ksp = 1,76 x 10–10 = [Ag +] [Cl–]
Portanto:
[Ag +] =
1,76 x 10–10
–
[CI ]
=
1,76 x 10–10
10
–2
= 1,76 x 10–8 M
E = + 0,7991 + 0,05915 log [Ag +]
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.
O produto de solubilidade do Cu(OH)2 é 2,0 x 10–20. Vamos
verificar o que acontece com o potencial do eletrodo Cu2+/
Cu, à medida que aumenta o pH da solução, na qual a concentração molar inicial de Cu2+ é de 1,0 molar.
A equação de Nernst para este par é:
E = + 0,3994 + (0,05915/2) log [Cu2+]
Em solução suficientemente ácida, não haverá efeito do Cu(OH)2 uma vez
que nada dele é formado em pH baixo.
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QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA I
Calculemos primeiro o pH mínimo no qual Cu(OH)2 será formado, usando
Ksp =[Cu 2+] [OH–] 2
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
Cu2+/Cu, uma vez que íons hidrogênio não estão explicitamente envolvidos
na reação e nenhum Cu(OH)2 é formado.
Em pH mais elevado, acima de 4,15 em diante, onde a solução é saturada
com Cu(OH)2, e o equilíbrio de solubilidade está presente nós temos:
E = + 0,3394 + (0,05915/2) log (2,0 x 10–20/[OH–] 2)
E = + 0,3394 – 0,5826 – (0,05915/2) log [OH–] 2
E = - 0,2432 – 0,05915 log [OH–]
Cu(OH)2(s) + 2 e– → Cu(s) + 2OH–, o valor do potencial padrão, Eo é -0,2432 V em solução básica onde a atividade
do íon hidróxido é tomado como 1, correspondendo a uma
concentração 1 molar de hidróxido de sódio.
Acima do pH 4,15, o potencial do par em questão vai depender do valor do pH.