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11/10/2013 1 Universidade do Estado Universidade do Estado Universidade do Estado Universidade do Estado Universidade do Estado Universidade do Estado Universidade do Estado Universidade do Estado do Rio de Janeirodo Rio de Janeirodo Rio de Janeirodo Rio de Janeirodo Rio de Janeirodo Rio de Janeirodo Rio de Janeirodo Rio de Janeiro EletroquímicaEletroquímica �� Células EletroquímicasCélulas Eletroquímicas �� Potenciais de eletrodoPotenciais de eletrodo �� Equação de NernstEquação de Nernst Profa. Angela Rocha Célula eletroquímica Célula eletrolítica � reator eletroquímico que consome eletricidade � eletrólise � Não espontâneo � ∆G>0. Célula galvânica � reator eletroquímico que produz eletricidade � pilha ou bateria � Espontâneo ∆G<0. Dispositivos usados para: � produzir trabalho a partir do fluxo de elétrons gerado por um reação química (pilhas e baterias) ou � promover uma reação química a partir de energia elétrica (célula eletrolítica). 11/10/2013 2 Célula eletroquímica � Constituída por dois condutores metálicos (eletrodos) em contato com um condutor iônico (eletrólito). � O eletrodo e o eletrólito com o qual faz contato constituem o compartimento eletródico. Célula eletroquímica � O par de eletrodos pode ocupar compartimentos separados, em contato com diferentes eletrólitos. � Neste caso é necessário um fechamento do circuito elétrico, realizado por uma junção líquida ou uma ponte salina. � Junção líquida � barreira porosa inerte que previne que as duas soluções se misturem. � Problema: potencial de junção. Junção líquida 11/10/2013 3 Célula eletroquímica � Ponte salina � tubo contendo uma solução concentrada de eletrólito imobilizada por uma barreira semipermeável (gel). Ponte salina Definições Meias-Reações: � Qualquer reação redox pode ser expressa como a diferença de duas meias-reações (por convenção reações de redução). � Para a reação redox: Cu2+(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq) Teremos as seguintes meias-reações: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) A reação global é obtida pela diferença entre as duas meias-reações. 11/10/2013 4 Definições Tipos de eletrodos: 1. Metal / íon do metal 2. Metal / sal insolúvel 3. Eletrodo a gás 4. Eletrodo redox Definições 1. Metal / íon do metal Cátion do metal se desprende/deposita na superfície do eletrodo à medida que a reação avança. Notação: M(s)M+(aq) Par redox: M+/M Meia-reação:M+(aq) + e- → M(s) Obs: Uma interface é simbolizada por . 11/10/2013 5 Definições 2. Metal / sal insolúvel O ânion do sal se desprende/deposita na superfície do eletrodo à medida que a reação avança. Notação: M(s)MX(s) X-(aq) Par redox: MX/M,X- Meia-reação:MX(s) + e- → M(s)+X-(aq) Definições 3. Eletrodo a gás Um gás é consumido/formado na superfície de um eletrodo inerte (em geral Pt) à medida que a reação avança. Notação: Pt(s)X2(g)X+(aq) Par redox: X+/X2 Meia-reação: X+(aq) + e- → 1/2X2(g) Notação: Pt(s)X2(g)X-(aq) Par redox: X2/X- Meia-reação: 1/2X2(g) + e- → X-(aq) 11/10/2013 6 Definições 4. Eletrodo redox Um íon de metal é oxidado/reduzido na superfície de um eletrodo inerte (em geral Pt), à medida que a reação avança. Notação: Pt(s)M+(aq), M2+(aq) Par redox: M2+/ M+ Meia-reação: M2+(aq) + e- → M+(aq) Definições Alguns tipos de pilha: � Dois eletrodos diferentes num mesmo eletrólito (mais simples). � Dois eletrodos diferentes em eletrólitos diferentes. � Pilha de concentração no eletrólito – compartimentos eletródicos idênticos, exceto a concentração do eletrólito. � Pilha de concentração Pilha de concentração nos eletrodos – são os eletrodos que têm concentrações diferentes, por serem eletrodos a gás operando a pressões diferentes ou amálgamas com diferentes concentrações. 11/10/2013 7 Células Eletroquímicas � Duas semicélulas combinadas = 1 célula eletroquímica � Pilha e eletrólise são processos inversos, logo os sinais dos eletrodos também são invertidos: � ÂNODO: • pilha: fornece elétrons , sinal negativo • eletrólise : recebe elétrons dos ânions do eletrólito e tem sinal positivo. � CÁTODO: • pilha: recebe elétrons e tem sinal positivo • eletrólise: fornece elétrons aos cátions do eletrólito e tem sinal negativo. Células Eletroquímicas � ÂNODO : tanto na pilha como na eletrólise é o local onde ocorre oxidação. CÁTODO: tanto na pilha como na eletrólise é o local onde corre redução. � Qualquer pilha pode ser convertida em célula eletrolítica aplicando-se uma tensão externa superior à tensão produzida pela pilha. Ex.: carregadores de pilhas e baterias. � Nota: Elétrons fluem espontaneamente do menor para o maior potencial elétrico. 11/10/2013 8 Diagramas de células (notação) � Ânodo na Esquerda e Cátodo na Direita. � Eletrodos metálicos posicionados nas extremidades. � Gases ou substâncias insolúveis ao lado dos metais. � Espécies solúveis no meio. � Diagrama completo: estado físico das espécies e atividade dos íons são dados. � Símbolo para fronteira física (interfaces): | � Junção líquida: ¦ ou ¦ ou ¦ ou ¦ ou ⋮⋮⋮⋮ � Ponte salina: ¦ ¦ ¦ ¦ ¦¦¦¦ ou | | Diagramas de células � Exemplo: pilha de Daniell: Cu2+(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq) � Com junção líquida Zn(s)ZnSO4(aq) ⋮⋮⋮⋮ CuSO4(aq)Cu(s) Junção líquida Compartimentos eletródicos 11/10/2013 9 Diagramas de células � Exemplo: pilha de Daniell: Cu2+(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq) � Com ponte salina: Zn(s)ZnSO4(aq) CuSO4(aq)Cu(s) Compartimentos eletródicos Ponte salina Célula de Daniell (1836) Zn(s)ZnSO4(aq) CuSO4(aq)Cu(s) 11/10/2013 10 Célula de Daniell (1836) Célula de Daniell (1836) 11/10/2013 11 Zn|ZnSO4(aq)||AgNO3(aq)|Ag Cd|CdCl2(aq)||HNO3(aq)|H2(g)|Pt Pt|K3[Fe(CN)6](aq),K4[Fe(CN)6](aq)||CrCl3(aq)|Cr Pt|Cl2(g)|HCl(aq)||K2CrO4(aq)|Ag2CrO4(s)|Ag Pt|Fe3+(aq), Fe2+(aq)||Sn4+(aq), Sn2+(aq)|Pt Cu|Cu2+(aq)||Mn2+(aq), H+(aq)|MnO2(s)|Pt Exemplos de diagramas de células Potenciais de junção líquida � Na célula de Daniell, suponha que as soluções sejam separadas por uma membrana permeável. � Haverá difusão de Zn2+ para a solução de CuSO4 e de Cu2+ para a solução de ZnSO4. � Se as velocidades de difusão forem diferentes, estabelecer-se-á uma diferença de potencial entre as 2 soluções. � Esta diferença de potencial entre duas soluções distintas é chamada de potencial de junção líquida ou potencial de difusão. � O potencial de junção age sempre retardando os íons que se difundem mais rapidamente e acelerando os mais lentos. Assim, atinge-se o estado estacionário com potencial de junção constante. 11/10/2013 12 Potenciais de junção líquida � Os potenciais de junção geralmente são menores que 0,1V, mas atrapalham os experimentos. � Procura-se eliminá-los ou reduzi-los ao mínimo possível pelo uso de uma ponte salina. � Ponte salina: Tubo contendo gel com uma solução saturada de KCl ou NH4NO3, com as extremidades obstruídas com algodão para evitar difusão demasiada. � Escolhe-se um sal em que ambos os íons tenham números de transporte parecidos. Potenciais de Eletrodos Reversíveis � Reação de uma semicélula: constitui-se de um metal M imerso em uma solução contendo um íon correspondente M+ � Neste caso, pode ocorrer a oxidação do metal com solubilização do cátions formado: M →→→→ M+ + e– � Ou uma redução dos íons presentes em solução, com deposição do metal: M+ + e– →→→→ M � Em uma situação de equilíbrio, temos: M ⇔⇔⇔⇔ M+ + e– 11/10/2013 13 Potenciais de Eletrodos Reversíveis � O potencial adquirido pelo metal (eletrodo) depende da posição do equilíbrio. Esse potencial é chamado potencial de eletrodo do metal.� Se estiver em equilíbrio termodinâmico, potencial de eletrodo reversível. � Deve-se lembrar que a posição do equilíbrio depende da atividade dos íons em solução. O potencial da pilha � Uma pilha na qual a reação global não tenha atingido o equilíbrio químico pode efetuar trabalho elétrico à medida que a reação avança e impele os elétrons através do circuito externo. � Desta forma, a reação impulsiona elétrons do anodo (oxidação) para o catodo (redução) através do circuito externo e o trabalho proporcionado por esta transferência de e- depende da diferença de potencial entre estes eletrodos. � O fluxo de elétrons continua enquanto o sistema não atingir o equilíbrio, condição que é alcançada quando ∆Gr = 0. 11/10/2013 14 O potencial da pilha � Esta diferença de potencial é o potencial da pilha, E, medida em volts (V). � O trabalho elétrico Wel devido ao fluxo de elétrons é proporcional ao potencial da pilha. � Quando o potencial da pilha é grande, um certo número de elétrons transferidos realiza grande quantidade de Wel, quando o potencial é pequeno, a mesma quantidade de e- realiza menos trabalho. � Uma pilha cuja reação tenha alcançado o equilíbrio não pode efetuar trabalho, de modo que : 000 =⇒=⇒=∆ EWG elr O potencial da pilha � A conexão entre as medidas é feita a partir da relação entre a energia de Gibbs e o trabalho máximo de não- expansão: � A expressão é válida para uma transformação reversível, a p, T e composição constantes. � Estas condições são satisfeitas quando o potencial da pilha é equilibrado pelo potencial oposto de uma fonte externa. � A reação da pilha pode ocorrer reversivelmente, a composição constante e nenhuma corrente circula. max,elr WG =∆ 11/10/2013 15 O potencial da pilha � Nesta situação, a reação da pilha pode ocorrer num ou noutro sentido (reversível), infinitesimalmente, mas na realidade não ocorre. � Neste caso não há fluxo de corrente através do circuito. � Esta diferença de potencial é o potencial da pilha a corrente nula � força eletromotriz (fem), E, da pilha. � O objetivo agora é encontrar uma relação entre a fem (E) e ∆Gr envolvendo a atividade das espécies envolvidas!!!! Tratamento termodinâmico � Para uma reação química genérica: aA + bB ↔ cC + dD �Quando a reação avança dξ mols, as quantidade de reagentes e produtos variam por dnJ=νJdξ, onde νJ é o coeficiente estequiométrico de J. �A variação infinitesimal na energia de Gibbs resultante neste avanço a T e p constantes é obtida por: ( )∑∑ == J JJ J JJ ddndG ξµνµ 11/10/2013 16 Tratamento termodinâmico � A energia de Gibbs da reação, ∆rG, numa certa composição: �Então pode-se escrever: ∑= ∂ ∂ =∆ J JJ Tp r GG µνξ , ξdGdG r∆= � E o trabalho elétrico máximo após um avanço de dξ será: ξdGdW rel ∆= OBS.: É infinitesimal e a composição é praticamente constante. O potencial da pilha Admitindo que a reação avance dξ mols numa certa composição com n elétrons sendo transferidos pela reação redox tem-se: � n dξξξξ elétrons fluindo pelo circuito externo � -eNA é a carga por mol de elétrons � -(eNA)(n dξξξξ ) é a carga que flui na reação � -(eNA)(n dξξξξ )E é o trabalho elétrico realizado pelo fluxo de carga. Definindo a constante de Faraday: F = eNA Tem-se: nFEG d dG nFEddWdG r Tp elr −=∆= ⇒ −== , max, ξ ξ 11/10/2013 17 � Condição de espontaneidade e equilíbrio: � No estado padrão: � Logo: nFEG −≤∆ oo nFEG −≤∆ Reação Espontânea ∆∆∆∆G < 0 E > 0 Reação Não Espontânea ∆∆∆∆G > 0 E < 0 Equilíbrio ∆∆∆∆G = 0 E = 0 Espontaneidade e Equilíbrio Reação Espontânea ∆∆∆∆G < 0 E > 0 Reação Não Espontânea ∆∆∆∆G > 0 E < 0 Equilíbrio ∆∆∆∆G = 0 E = 0 Espontaneidade e Equilíbrio �Conhecendo-se a energia de Gibbs da reação numa composição é possível calcular a fem da pilha nesta composição. �Quando a derivada de G tende a zero a fem é menor. 11/10/2013 18 Atividade � E, em termos de atividade, o potencial químico de um íon em solução é dado por: � Soluções ideais: ai = xi ou ai = ci , dependendo do referencial. � Atividade de líquidos puros e sólidos puros: ai = 1. )ln( ioii aRT+= µµ jnpTi i n G ,, ∂ ∂ =µ � O potencial químico é dado por: Atividade � Atividade não é uma concentração corrigida. � Não faz sentido corrigir um conceito físico como a concentração. � gases ideais (aproximação razoável para baixas pressões): ai = Pi = yi P (atm) � sendo Pi a pressão parcial do gás em questão, yi sua fração molar e P a pressão do sistema. 11/10/2013 19 Eletrodo Padrão � ai = 1 ⇒⇒⇒⇒ Estado padrão � Se todos os componentes estiverem no estado padrão, diz-se que a semicélula é um eletrodo padrão. � Exemplos: � Eletrodo de Zn com aZn2+ = 1. � Eletrodo de Cl2 com PCl2 = 1. Variação do potencial de eletrodo com a atividade � O potencial de eletrodo (E) depende da atividade das formas reduzida e oxidada. � Da termodinâmica, sabemos que a variação da energia de Gibbs de uma reação química é dada por: � Q é o quociente reacional. ∏= +∆=∆ J J o JaQ QRTGG ν ln 11/10/2013 20 Variação do potencial de eletrodo com a atividade � No equilíbrio Q = K e ∆G = 0, portanto: � Sendo ∆Go a variação de energia de Gibbs de referência e K a constante de equilíbrio da reação. ∏ ∏ = +∆= reag prod reag prod o a a K KRTG ν ν ln0 Variação do potencial de eletrodo com a atividade � Para uma reação de redução: � Trabalhando a expressão anterior para o equilíbrio: .)( .)( reagoxidadaformadaatividade prodreduzidaformadaatividadeK = RT GK KRTG o o ∆ −=⇒ −=∆ ln ln 11/10/2013 21 Equação de Nernst � Assim, no equilíbrio: � No estado padrão: � Então: Eq. de Nernst nFEG −=∆ oo nFEG −=∆ QRTnFEnFE o ln−= Q nF RTEE o ln−= QRTGG o ln+∆=∆ Equação de Nernst � Ex.: 1) reação: Fe3+ + e– ⇔ Fe2+ n = 1 � 2) Equilíbrio entre íons cromo III e íons dicromato em solução ácida: Cr2O72- + 14H+ + 6e– ⇔ 2 Cr3+ + 7H2O � Obs.: aH2O ≈ 1 Q F RTEE o ln−= + + += 2 3 ln Fe Feo a a F RTEE 14 2 72 3ln 6 + + −= H Cro aa a F RTEE OCr 11/10/2013 22 Equação de Nernst � 3) Eletrodo metálico em equilíbrio com seu íon positivo: Mz+ + ze– ⇔ M � 4) Eletrodo metálico em equilíbrio com seu íon negativo: X + ze– ⇔ Xz- � Obs.: Nernst deduziu essas eqs. de forma diferente + + +=−= a zF RTE azF RTEE oo ln1ln − −= a zF RTEE o ln Célula de Daniell (1836) ZnCuIII φφφφε −=−= +∆=∆ + + 2 2ln Cu Zno a a RTGG −= + + 2 2ln 2 Cu Zno a a F RT εε T, P ctes Zn(s)ZnSO4(aq) CuSO4(aq)Cu(s) 11/10/2013 23 Eletrólise � ELETRÓLISE de soluções aquosas. �Ex.: NaCl(aq.) H 2 O ⇔ H+ + OH - NaCl Na+ + Cl - Competição : � Pólo negativo: H+ versus Na+ � Pólo positivo: OH- versus Cl- � Quem vence a competição? R.: O cátion de redução mais fácil e o ânion de oxidação mais fácil. � Como saber qual é mais fácil? 11/10/2013 24 Potenciais padrões De acordo com a tabela de potenciais de redução, em condições padrões (quanto mais positivo, mais espontânea a redução): Quanto maior o Eo de redução mais fácil de se reduzir. � o H+ vence a competição no cátodo e sofre redução: EoH+ = 0 V e EoNa+ = - 2,71 V. 2H+ + 2e- → H2 Eo = 0 V Na+ + e- → Na Eo = -2,71 V � Já no ânodo (pólo positivo), o OH- ganha a disputa: EoOH- =-0,40 V e EoCl- = - 1,36 V (potenciais de oxidação). O2 + 2H2O +4e- → 4OH- Eo = +0,40 V Cl2 + 2e- → 2Cl- Eo = +1,36 V �No entanto, temos que considerar a variação do potencial com a concentração, usando a equação de Nernst. Potenciais padrões 11/10/2013 25 Assim, temos: Para uma solução de NaCl(aq.) 1M a 25oC e 1 atm. � O H+ vence a disputa. � O OH- vence a disputa. � Reação global: � H+ + OH- ⇔⇔⇔⇔ ½ H2(g) + ¼ O2(g)+ ½ H2O E = -1,22 V � Portanto, procedendo-se a eletrólise da solução 1 M de NaCl, a água que irá sobre eletrólise gerando hidrogênio gasoso e oxigênio gasoso. Potenciais padrões � De acordo com a tabela de potenciais de redução, o potencial célula de Daniell, em condições padrões será: � Eo = EoCu2+ - EoZn2+ � Eo = + 0,34 – (-0,76) = +1,10V Potenciais padrões 11/10/2013 26 � Generalizando, o potencial padrão de uma pilha pode ser obtido subtraindo-se o potencial do eletrodo da direita (redução ou catodo) pelo da esquerda (oxidação ou anodo) �Eo = Eo(catodo) - Eo(anodo) � Eo = EoCu2+ - EoZn2+ �Como E0(catodo) > E0(anodo) ⇒ E0 > 0 na pilha e K > 1 Potenciais padrões Zn(s)ZnSO4(aq) CuSO4(aq)Cu(s) Série eletroquímica � Uma aplicação imediata dos potenciais padrões consiste na previsão do poder redutor de diferentes eletrodos. � Para pares redox Red1/Ox1 e Red2/Ox2 que constituem a pilha: Red1/Ox1 Red2/Ox2, a reação é espontânea se E0 > 0. � Como E0 = E0 (Red2/Ox2) - E0 (Red1/Ox1), esta condição só é satisfeita se E0 (Red2/Ox2) > E0 (Red1/Ox1), . � Conclusão: o par redox de menor potencial reduz o de maior potencial. � A série eletroquímica é construída levando-se em conta esta observação de um “metal” reduzir qualquer outro acima na série. 11/10/2013 27 Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) � Placa de platina � gás hidrogênio (f =1) . � Por definição � Esta escolha implica que a energia livre padrão do íon hidrogênio em solução aquosa também é nula: 0 2, ===+ oo EPH o HH Eφφ 0=+oHµ �Uma pilha é constituída por 2 eletrodos, de modo que o potencial depende do par utilizado. �Embora não seja possível medir a contribuição de cada eletrodo, é possível atribuir valor nulo a um eletrodo e medir todos os outros em relação a este que é o EPH. Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) 1)(,1)( 0 0 2 , 2 ==⇒ = == + + HaatmHp E o o EPH o HH φφ Pt(s)H2(g) H+(aq) Em qualquer temperatura. 11/10/2013 28 Medida da fem � O potencial da célula (soma dos potenciais das duas semicélulas) depende da corrente do circuito. Seu valor limite quando a corrente tende a zero é chamada de força eletromotriz (fem). � A fem de uma célula eletroquímica é medida por comparação com a fem de uma célula de referência, também chamada de célula padrão, cujas condições estão determinadas rigorosamente. � Ex.: a fem da célula de Weston (eletrodos de Hg e de amálgama de Cd em solução saturada de CdSO4) é de 1,01859V a 20oC e pode manter-se nesse valor fixo por anos. Medida da fem � a medida por comparação é feita em um potenciômetro. � o circuito é parecido com aquele apresentado para medir a condutância de uma célula. A diferença é que agora medimos potencial e não resistência. 11/10/2013 29 Medida da fem � O potencial E0 de um par redox é obtido pela montagem de uma pilha com o eletrodo de hidrogênio à esquerda. � Ex.: O potencial padrão do par M/M+ é a fem da célula:. Pt(s)H2(g) H+(aq) M+(aq) M(s), para tal: Medida do potencial padrão do Zn/Zn2+ 0 / 0 0 / 0 / 0 2 2 2 + ++ =⇒ −= ZnZn HHZnZn EE EEE 11/10/2013 30 Medida da fem � Podemos usar o potencial da pilha para: (a) Calcular a constante de equilíbrio da reação. (b) Calcular a constante de solubilidade. (c) Determinar a atividade dos íons em solução. Termodinâmica das Células � Já vimos que a relação entre a energia de Gibbs e a fem das células é dada por: � Em um processo espontâneo a variação de energia de Gibbs é negativa e, portanto, a fem é positiva. À medida em que o sistema se aproxima do equilíbrio, ∆G tende a zero e a fem também. � Medindo a fem de uma reação experimentalmente, pode-se determinar a variação de energia de Gibbs dessa reação. nFEG −=∆ 11/10/2013 31 Termodinâmica das Células � A partir de ∆G, outras propriedades termodinâmicas podem ser calculadas: ( ) ( ) P P P P T E nFTnFEH T GTGH T E nFS T GS ∂ ∂ +−=∆ ∂ ∆∂ −∆=∆ ∂ ∂ =∆ ∂ ∆∂ −=∆ Células de Concentração � Combinando 2 semicélulas de mesma natureza para formar uma célula eletroquímica, uma fem surgirá se houver uma diferença de atividade nessas semicélulas. � Essa diferença poderá residir nas soluções ou nos eletrodos. � Células desse tipo são chamadas de células de concentração. 11/10/2013 32 Células de Concentração Para eletrodos idênticos em soluções de atividades diferentes: Ex.: Ag | AgNO3(a+)1¦¦ AgNO3(a+)2 |Ag Equação de Nernst: ( )11 ln ++ += aF RTo Agεε ( )22 ln ++ += aF RTo Agεε ( ) ( )1 2 12 ln + + = −= a a F RT cel cel ε εεε Células de Concentração Se (a+)2> (a+)1 ⇒ ε > 0 � A solução 1 (de menor concentração) será o ânodo (sofrerá oxidação), ganhando íons Ag+, enquanto a solução 2 será o cátodo (sofrerá redução), perdendo íons Ag+. � Assim, após algum tempo, as concentrações se igualam, o equilíbrio é estabelecido e a fem tende a zero. ( ) ( )1 2ln + + = a a F RT celε 11/10/2013 33 Cálculo da constante de equilíbrio Ex. 1: Calcule a constante de equilíbrio da reação de desproporcionamento: 2Cu+(aq) → Cu(s) + Cu2+(aq) a 298 K. Dados: E0(Cu+/Cu)=+0,52 V E0(Cu2+/Cu+)=+0,16 V F = 9,6485 x 104 C mol-1 Cálculo da constante de equilíbrio Ex. 1: Calcule a constante de equilíbrio da reação de desproporcionamento: 2Cu+(aq) → Cu(s) + Cu2+(aq) a 298 K. Dados: E0(Cu+/Cu)=+0,52 V E0(Cu2+/Cu+)=+0,16 V F = 9,6485 x 104 C mol-1 Sendo n = 1: 6298314,8 32,0106485,9 11 140 102,1 298314,8 32,0106485,9ln 11 14 xKeK KxmolKJ VxmolCx RT nFEK KxmolKJ VxmolCx =⇒=⇒ == −− − −− − 11/10/2013 34 Cálculo da solubilidade Ex. 2: Calcule a constante de solubilidade e a solubilidade do AgCl a partir dos dados de potencial de pilha a 298 K. Dados: E0(AgCl/Ag)=+0,22 V E0(Ag+/Ag)=+0,80 V F = 9,6485 x 104 C mol-1 A dissolução pode ser expressa como: A reação global será: AgCl(s) → Ag+(aq) + Cl-(aq) E0 = -0,58 V Cálculo da solubilidade A constante de solubilidade é dada por: Devido à baixa solubilidade,a solução é muito diluída, então γJ ≅ 1, então: 10 298314,8 )58,0(106485,9 106,1 11 140 − − =⇒ == −− − xK eeK KxmolKJ VxmolCx RT nFE 1510 2 103,1106,1 . . −−− ==⇒ === −+ −+ KgmolxxS Saa a aa K ClAg AgCl ClAg J J J m m m a == 0.γ
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