Equação de Nernst e Eletroquímica

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Universidade Católica de Moçambique 
Instituto de Educação à Distância 
Curso de Licenciatura em Ensino de Química 
 
 
 
 
 
Equação de Nernst e a Eletroquímica 
 
 
João Silvestre Macamo: 708236178 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Beira, 23 de Março de 2024
Universidade Católica de Moçambique 
Instituto de Educação à Distância 
Curso de Licenciatura em Ensino de Química 
 
 
 
 
 
Equação de Nernst e a Eletroquímica 
 
 
João Silvestre Macamo: 708236178 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Beira, 23 de Março de 2024 
Trabalho de Campo a ser submetido ao 
Departamento de Ciências Naturais e Exactas, 
para o efeito avaliativo 
O Tutor: 
Dário Mário Napoleão Armando Dos santos 
 
 
II 
 
 
Índice 
1.0. Introdução ................................................................................................................................. 4 
1.1. Objectivos ................................................................................................................................. 4 
1.1.1. Objectivo Geral...................................................................................................................... 4 
1.1.2. Objectivos Específicos .......................................................................................................... 4 
1.2. Metodologia .............................................................................................................................. 4 
2.0. Eletroquímica ........................................................................................................................... 5 
2.1. Principais conceitos e fenômenos estudados na eletroquímica ................................................ 5 
2.2. Equação de Nernst .................................................................................................................... 5 
2.2.1. Aplicação da equação de Nernst na Eletroquímica ............................................................... 7 
2.2.3. Aplicação da equação de Nernst no quotidiano..................................................................... 8 
2.2.4. Exemplos práticos da equação do Nernst .............................................................................. 9 
3.0. Conclusão ............................................................................................................................... 11 
4.0. Referências Bibliográficas ...................................................................................................... 12 
 
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1.0. Introdução 
O presente trabalho tem como título “Equação de Nernst e a Eletroquímica”. Importa referir que, 
a equação de Nernst é uma equação importante na eletroquímica que relaciona o potencial de um 
elétrodo (ou de uma célula eletroquímica) com as concentrações dos reagentes e produtos 
envolvidos em uma reação de oxirredução. Essa equação, descoberta pelo químico alemão Walther 
Nernst, é fundamental para entender e prever o comportamento das reações eletroquímicas em 
diferentes condições. 
1.1. Objectivos 
1.1.1. Objectivo Geral 
 Compreender a equação de Nernst e a Eletroquímica 
1.1.2. Objectivos Específicos 
 Deduzir a equação de Nernst que ocorre em cada elétrodo 
 Descrever a aplicação da equação de Nernst na eletroquímica e no quotidiano 
 Propor exemplos práticos 
 da equação de Nernst 
1.2. Metodologia 
Como propósito metodológico recorreu-se ao uso da revisão bibliográfica e de modo a atingir o 
objectivo recorreu-se também aos serviços electrónicos (internet). 
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2.0. Eletroquímica 
A eletroquímica é uma área da química que estuda as interações entre substâncias químicas e 
corrente elétrica. Envolve a combinação de princípios da química e da física para estudar e 
compreender as reações químicas que ocorrem em sistemas eletroquímicos. 
2.1. Principais conceitos e fenômenos estudados na eletroquímica 
1. Reações Eletroquímicas: são reações químicas que envolvem transferência de elétrons 
entre espécies químicas, tanto em sistemas de laboratório como em sistemas naturais. Essas 
reações podem ocorrer em células eletroquímicas, baterias, elétrodos e eletrólitos, entre 
outros. 
2. Células Eletroquímicas: são dispositivos que utilizam reações de oxirredução para 
converter energia química em energia elétrica. As células eletroquímicas são compostas por 
elétrodos (ânodo e cátodo) e um eletrólito que permite o fluxo de íons. 
3. Potencial de Elétrodo: refere-se à diferença de potencial elétrico entre um elétrodo e um 
eletrólito em equilíbrio, e é uma medida da energia livre disponível em uma reação de 
oxirredução. 
4. Eletrólise: é o processo de decomposição de uma substância através da passagem de 
corrente elétrica. Isso é utilizado, por exemplo, na produção de metais a partir de seus 
minérios. 
5. Corrosão: é um processo eletroquímico no qual metais são corroídos devido à exposição a 
agentes oxidantes, resultando em deterioração e perda de material. 
A eletroquímica possui diversas aplicações práticas em diversos campos, como na produção de 
energia em baterias e pilhas, em processos de galvanização e eletrodeposição, na produção de gases 
industriais, na síntese orgânica e no tratamento de efluentes industriais. 
2.2. Equação de Nernst 
A equação de Nernst é uma equação fundamental na eletroquímica que relaciona o potencial de 
eletrodo (E) de uma célula eletroquímica ao potencial de eletrodo padrão (E°) e às concentrações 
(ou atividades) dos reagentes e produtos químicos envolvidos na reação de oxirredução. 
A equação de Nernst pode ser deduzida utilizando conceitos básicos da termodinâmica e da 
eletroquímica. Vamos considerar uma reação de oxirredução genérica da forma: 
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𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 → 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 
Onde, a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos da reação balanceada e A, B, C, D são as 
espécies químicas envolvidas. 
Vamos supor que estamos interessados no potencial de elétrodo do elétrodo envolvendo a espécie 
A. Nesse caso, a reação de oxirredução será: 
𝑎𝐴 → 𝑐𝐶 
Podemos escrever a equação de redução deste elétrodo como: 
𝐴 + 𝑛𝑒⁻ → 𝐶 
Onde n é o número de elétrons transferidos na reação. 
A energia livre padrão de reação (ΔG°) para essa reação de oxirredução é relacionada ao potencial 
de elétrodo padrão (E°) da seguinte forma: 
𝛥𝐺° = −𝑛𝐹 𝐸° 
Onde Fé a constante de Faraday (96.485 C/mol). 
A energia livre padrão de reação também pode ser relacionada à constante dos gases ideais (R), 
temperatura (T) e ao quociente de reação(Q): 
𝛥𝐺° = 𝛥𝐺º′ + 𝑅𝑇 𝑙𝑛(𝑄) 
Onde ΔGº′ é a energia livre padrão de reação no equilíbrio (correspondente a um Q igual a 1) e R 
é a constante dos gases ideais. 
Igualando as duas expressões obtidas paraΔG°, temos: 
−𝑛𝐹 𝐸° = 𝛥𝐺º′ + 𝑅𝑇 𝑙𝑛(𝑄) 
Rearranjando essa equação, obtemos a equação de Nernst: 
𝐸 = 𝐸° − (𝑅𝑇/𝑛𝐹) 𝑙𝑛(𝑄) 
Onde: 
E é o potencial de elétrodo da célula (ou do elétrodo em estudo) em volts(V). 
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E° é o potencial de elétrodo padrão da reação, que representa a diferença de potencial quando todas 
as espécies químicas estão em condições padrão, ou seja, com concentrações de 1 mol/L e pressão 
de1 atm. É um valor tabelado e depende da reação específica. 
R é a constante dos gases ideais, que tem um valor de aproximadamente8,314 J/(mol · K). 
T é a temperatura absoluta em kelvin(K). 
n é o número de elétrons transferidos na reação de oxirredução. 
F é a constante de Faraday, que é a carga de 1 mol de elétrons e tem um valor de 96.485 C/mol. 
Q é o quociente de reação, que é a razão das concentrações (ou atividades) dos produtos químicos 
dividido pelas concentrações (ou atividades) dos reagentes elevadas aos seus coeficientes 
estequiométricos. 
2.2.1. Aplicação da equação de Nernst na Eletroquímica 
Alguns exemplos incluem: 
 Pilhas eletroquímicas: A equação de Nernst é fundamental para determinar o potencial de 
uma célula eletroquímica quando as concentraçõesdos reagentes e produtos não estão em 
condições padrão. Isso é especialmente útil em pilhas de combustível, onde a produção de 
eletricidade ocorre em condições não padrão. A equação de Nernst permite prever como as 
mudanças nas concentrações dos reagentes afetam o potencial da célula. 
 Células de eletrólise: A equação de Nernst também é aplicada na eletrolise, que é uma 
técnica usada para produzir reações químicas por meio da aplicação de uma corrente 
elétrica. A equação de Nernst permite calcular como as mudanças nas concentrações dos 
reagentes, a temperatura e a corrente elétrica afetam o potencial de uma célula de eletrólise. 
 Sensor de íons: A equação de Nernst é usada em sensores eletroquímicos para medir a 
concentração de íons específicos em uma solução. Os elétrodos seletivos de íons são 
projetados para gerar um potencial que é diretamente proporcional à concentração do íon 
de interesse. A equação de Nernst é usada para relacionar o potencial de eléctrodo do sensor 
com a concentração do íon alvo. 
8 
 
 
 Corrosão: A equação de Nernst também é relevante para o estudo da corrosão de metais. 
Ela descreve a relação entre o potencial de eléctrodo e a taxa de corrosão, permitindo avaliar 
as condições em que a corrosão ocorre e propor medidas para sua prevenção. 
Esses são apenas alguns exemplos das várias aplicações da equação de Nernst na eletroquímica. A 
equação é uma ferramenta essencial para o entendimento e a previsão do comportamento 
eletroquímico. 
2.2.3. Aplicação da equação de Nernst no quotidiano 
A equação de Nernst tem várias aplicações práticas no nosso quotidiano. Algumas delas incluem: 
 Medição de pH: a equação de Nernst é usada para determinar o potencial de eléctrodo de 
uma célula de pH, que é um dispositivo utilizado para medir a acidez ou alcalinidade de 
uma solução. O potencial de eléctrodo da célula de pH é relacionado ao pH da solução de 
acordo com a equação de Nernst, permitindo que o valor do pH seja obtido a partir da 
medição do potencial. 
 Medição de íons: a equação de Nernst também é usada para determinar o potencial de 
eléctrodo de células eletroquímicas utilizadas na medição de íons específicos, como íons 
de sódio, potássio e cálcio. Essas células se baseiam em eletrodos seletivos de íons, que 
geram um potencial que está relacionado à concentração do íon de interesse de acordo com 
a equação de Nernst. 
 Baterias: a equação de Nernst é aplicada no estudo e no projeto de baterias, tanto de íons 
de lítio quanto de outros tipos. Ela permite prever o potencial de eletrodo e a tensão gerada 
pela reação de oxirredução nas baterias, levando em consideração a concentração das 
espécies químicas envolvidas e as condições eletroquímicas. 
 Corrosão: a equação de Nernst também é relevante para o estudo da corrosão de metais. 
Ela descreve a relação entre o potencial de eléctrodo e a taxa de corrosão, permitindo avaliar 
as condições em que a corrosão ocorre e propor medidas para sua prevenção. 
Essas são apenas algumas das muitas aplicações da equação de Nernst no nosso dia a dia. Ela 
desempenha um papel fundamental no entendimento e na previsão do comportamento 
eletroquímico em uma ampla variedade de sistemas. 
 
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2.2.4. Exemplos práticos da equação do Nernst 
1. Exercício 
Calcule o potencial para uma célula eletroquímica formada por uma placa de cobre (Cu) em contato 
com uma solução 0,1 M de Cu²⁺ e uma placa de zinco (Zn) em contato com uma solução 
1,0 M de Zn²⁺. O potencial padrão da reação Cu2+ + 2e− → Cu é + 0,34 V e o potencial padrão 
da reação Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn é − 0,76 V. Considere a temperatura de 25℃. 
 Solução: 
Vamos utilizar a equação de Nernst para cada eletrodo e depois calcular o potencial da célula. 
Para o elétrodo de cobre (Cu): 
𝐸°𝐶𝑢 = +0,34 𝑉 
[𝐶𝑢²⁺] = 0,1 𝑀 
𝐸 = 𝐸°𝐶𝑢 − (0,0592 / 2) ∗ 𝑙𝑜𝑔([𝐶𝑢²⁺]) 
𝐸 𝐶𝑢 = +0,34 𝑉 − (0,0296) ∗ 𝑙𝑜𝑔(0,1) 
𝐸 𝐶𝑢 = +0,34 𝑉 − 0,0296 ∗ 1 
𝐸 𝐶𝑢 = +0,3104 𝑉 
Para o elétrodo de zinco (Zn): 
𝐸°𝑍𝑛 = −0,76 𝑉 
[Zn²⁺] = 1,0 M 
𝐸 = 𝐸°𝑍𝑛 − (0,0592 / 2) ∗ 𝑙𝑜𝑔([𝑍𝑛²⁺]) 
𝐸 𝑍𝑛 = −0,76 𝑉 − (0,0296) ∗ 𝑙𝑜𝑔(1) 
𝐸 𝑍𝑛 = −0,76 𝑉 – 0 
𝐸 𝑍𝑛 = −0,76 𝑉 
Agora, calculamos o potencial da célula: 
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𝐸 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸 𝐶𝑢 − 𝐸 𝑍𝑛 
𝐸 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = +0,3104 𝑉 − (−0,76 𝑉) 
𝐸 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = +1,0704 𝑉 
Portanto, o potencial para a célula eletroquímica é de +1,0704 V. 
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3.0. Conclusão 
A equação de Nernst é uma ferramenta poderosa e fundamental na eletroquímica, permitindo 
entender e prever o comportamento das reações eletroquímicas em condições não padrão. Ela 
desempenha um papel crucial em várias aplicações práticas, como no desenvolvimento de pilhas 
de combustível, sensores eletroquímicos, controle de corrosão e muito mais. 
Ao compreender e aplicar a equação de Nernst, os cientistas e engenheiros podem otimizar 
processos eletroquímicos, melhorar a eficiência e a precisão de dispositivos eletroquímicos e 
contribuir para avanços significativos em diversas. 
12 
 
 
4.0. Referências Bibliográficas 
Professor Paulo César. (03 de 04 de 2019). Portal de estudos em Química. Obtido em 17 de 03 de 
2024, de www.profpc.com.br/: 
https://www.profpc.com.br/Equa%C3%A7%C3%A3o_Nernst.htm 
Serra, A. A., & Barboza, J. C. (s.d). Obtido em 19 de 03 de 2024, de 
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Viegas, L. (s.d.). NOIC. Obtido em 17 de 03 de 2024, de www.noic.com.br/: 
https://noic.com.br/materiais-quimica/curso/curso-noic-de-fisico-quimica/aula-6-equacao-
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White, D. P. (2005). Química. Pearson Education. Obtido em 20 de 03 de 2024, de 
https://www.feis.unesp.br/Home/departamentos/fisicaequimica/relacaodedocentes973/elet
roquimica.pdf