Equação de Nernst: o que é e como é cobrada em prova

Data 08/11/2019

Postado por Guilherme Reis

Categorias Dicas de Estudo | Química

\dpi{150} \LARGE \epsilon =\epsilon ^{0}-\frac{RT}{nF}lnQ

  • \dpi{150} \large \epsilon = potencial padrão da reação
  • \dpi{150} \large \epsilon ^{0} = potencial padrão da reação
  • R = constante universal dos gases
  • T = Temperatura
  • n = número de mols de elétron trocados na reação
  • F = constante de Faraday
  • Q = quociente de reação

O que é a Equação de Nernst?

A Equação de Nernst é uma equação relacionada à eletroquímica que permite determinar o potencial de uma reação química em uma condição qualquer, a partir do potencial dessa reação nas condições padrão e das concentrações ou pressões parciais dos produtos e reagentes da reação analisada.

Para uma reação da forma

\dpi{150} \large Reagentes \rightarrow Produtos

Cujo potencial nas condições padrão (T = 25°C, P=1atm, C=1mol/L) é \dpi{150} \large \epsilon ^{0}, podemos achar o potencial para uma condição genérica, sabendo a concentração dos reagentes em solução aquosa e a pressão parcial dos reagentes gasosos.

Caso a reação esteja sendo analisada em T=25°C, sabendo os valores das constantes \dpi{150} \large F\approx 96500C/mol, \dpi{150} \large R=8,31\frac{J}{molK}, podemos simplificar a equação, o que resulta na expressão abaixo:

\dpi{150} \large \epsilon =\epsilon ^{0}-\frac{0,059}{n}logQ

Equação de Nernst – história

A Equação de Nernst recebe esse nome em homenagem ao físico-químico alemão Walther Hermann Nernst, cujos trabalhos ajudaram a estabelecer a física-química moderna. Seus trabalhos englobaram as áreas da eletroquímica, termodinâmica, química do estado sólido e fotoquímica.

Foi aluno das universidades de Berlim, Zurique, Graz e Wurzburgo, sendo também professor e fundador do instituto de química, física e eletroquímica na Universidade de Göttingen a partir de 1891. Em 1920, recebeu o Prêmio Nobel por trabalhos referentes à Terceira Lei da Termodinâmica.

físico-químico alemão Walther Hermann Nernst
Walther Hermann Nernst

Como cai na prova?

Questão ITA 2017

A 25°C, o potencial da pilha descrita abaixo é de 0,56V. Sendo \dpi{150} \large \epsilon ^{0}_{Cu^{2}+/Cu}=+0,34V, assinale a opção que indica aproximadamente o valor do pH da solução:

\dpi{150} \large Pt_{(s)}|H_{2}(g,1bar),H^{+}(aq,xmol/L)||Cu^{2}(aq, 1,0mol/L)|Cu_{(s)}

a) 6,5

b) 5,7

c) 3,7

d) 2,0

e) 1,5

A pilha descrita pelo diagrama é dada por:

\dpi{150} \large H_{2(g)}\rightarrow 2H_{(aq)}^{+}+2e^{-},\epsilon ^{0}=+0,0V

\dpi{150} \large Cu_{(aq)}^{2+}+2e^{-}\rightarrow Cu_{(s)}, \epsilon ^{0}=+0,34V

Reação global: \dpi{150} \large Cu_{(aq)}^{2+}+H_{2(g)}\rightarrow Cu_{(s)}+2H_{(aq)}^{+}, \epsilon ^{0}=+0,34+0,0=+0,34V

A reação está e uma condição diferente da condição padrão, e por isso seu potencial é de 0,56 V, e não de 0,34 V, como seria esperado. Aplicando a equação de Nernst para descobrir o quociente da reação:

\dpi{150} \large \epsilon =\epsilon ^{0}-\frac{0,059}{n}logQ.

O número de mols de elétrons transferidos na equação é 2.. Assim:

\dpi{150} \large 0,56=0,34-\frac{0,059}{2}logQ\rightarrow logQ\approx 7,4.

O quociente da reação é dado por: \dpi{150} \large Q=\frac{P_{H_{2}}[Cu^{2+}]}{[H^{+}]^{2}}

Como \dpi{150} \large P_{H_{2}}=1bar e \dpi{150} \large [Cu^{2+}]=1mol/L,

\dpi{150} \large logQ=log\frac{1*1}{[H^{+}]^{2}}\rightarrow logQ=2(-log[H^{+}]), e \dpi{150} \large -log[H^{+}]=pH.

Então, \dpi{150} \large Q=2pH. Daí:

\dpi{150} \large logQ=2pH=7,4\rightarrow pH=3,7

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CURSO PARA VESTIBULAR

Guilherme Reis

Guilherme Reis

Estudante cursando o 1º ano do curso de Engenharia Eletrônica no Instituto de Engenharia da Aeronáutica, o ITA, trilheiro e articulista no Estratégia Vestibulares.

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