O que é o Potencial Padrão e o que define a Equação de Nernst?

O potencial padrão do eletrodo é definido como a tensão sob condições padrão de uma meia célula ou meia célula, tomando o eletrodo de hidrogênio como eletrodo de referência. Enquanto isso, a Equação de Nernst é a que permite calcular a variação potencial quando os valores de concentração e pressão se desviam dos valores padrão.

Cotação (APA)

Candela Rocío Barbisan | agosto 2022
Engenharia Química

Antes de tudo, é necessário entender o conceito de potencial celular. Ao preparar um célula galvânica ou bateria Energia da reação redox é produzida pela movimento de elétrons através de um condutor dependendo da capacidade dos acoplamentos para permitir esse fluxo, de acordo com a força força motriz Esta magnitude elétrica é medida através da diferença de potencial ou Voltagem e é conhecido como força eletromotriz ou FEM. Este EMF pode ser medido através de um voltímetro, por exemplo.

Quando essa diferença de potencial é medida em condições padrão, ela é conhecida como Potencial de Eletrodo Padrão ou \(fe{{m}^{{}^\circ }}\) ou \(∆{{E}^{{}^ \circ }}\). As condições padrão referem-se a concentrações de sólidos e líquidos puros de 1 mol/L e gases a 1 atm de pressão.

Como não é possível medir o potencial de um eletrodo isolado, é necessário um fluxo de elétrons entre dois eletrodos. pólos, o potencial de um eletrodo pode ser determinado atribuindo o valor zero a um deles e conhecendo ∆E do célula. Para isso, a diferença de potencial é medida em relação a uma referência, o eletrodo de hidrogênio padrão (SHE), onde o eletrodo de platina (inerte) Está encerrado em um tubo de vidro onde o hidrogênio gasoso é borbulhado a uma pressão parcial de 1 atm, em uma certa solução a 25ºC e 1 mol/L de concentração. Por convenção, o valor potencial desse eletrodo nas condições padrão mencionadas é 0 V, pois nele ocorre a oxidação do H.₂ (g) e a redução de H⁺ em solução.

Vejamos o caso aplicado à Célula de Daniell, onde por valores tabulados os potenciais padrão dos eletrodos são: para a oxidação de Zn(s) -0,76 V e para a redução de Cu+2, 0,34 V. Então, o valor de \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) resulta da diferença entre os potenciais padrão de redução e oxidação sendo: 0,34 V – (-0,76 V) = 1,10 V. Como \(∆{{E}^{{}^\circ }}\) é positivo, a reação é espontânea.

Existe uma relação entre o potencial padrão da célula e sua constante. Equilíbrio. Sabemos que a energia livre padrão da reação é:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-nF∆{{E}^{{}^\circ }}\)

Onde n é o número de elétrons que entram em jogo no processo redox, F é a constante de Faraday (96485 C/mol de elétrons) e \(∆{{E}^{{}^\circ }}\)a diferença de potencial da célula sob condições padrões.

Da mesma forma, \(∆{{G}^{{}^\circ }}\) está relacionado com a constante de equilíbrio do processo:

\(∆{{G}^{{}^\circ }}=-RTlnK\)

Ao igualar ambas as expressões, a relação entre a constante de equilíbrio K e o potencial padrão pode ser encontrada:

\(lnK=\frac{n~F~∆{{E}^{{}^\circ }}~}{R~T}\)

Agora, supondo que a reação de oxidação-redução seja realizada em condições diferentes das padrão, esse potencial deve ser recalculado. Para isso, o cientista alemão Nernst desenvolveu uma expressão que relaciona o potencial padrão da bateria ao seu potencial sob diferentes condições, sendo:

\(∆E=∆{{E}^{{}^\circ }}-\frac{R~T~}{n~F}\ln Q\)

Q sendo o quociente de reação e R expresso em J/mol. K.

É comum encontrarmos expressões diferentes ou simplificadas da Equação de Nernst, por exemplo, se atribuirmos uma temperatura de 298 K ao processo e converte o logaritmo natural em logaritmo decimal, a expressão resulta em:

\(∆E=∆{{E}^{{}^\circ }}-\frac{0.05916~V~}{n~}\log Q\)

É facilmente identificável que quando a célula começa a funcionar e os reagentes são consumidos gerando produtos, o valor de Q começa a aumentar, conforme sua definição, até \(∆E\)=0. Neste momento, o sistema está em equilíbrio e Q = Keq.

Vejamos um exemplo da Equação de Nernst aplicada à célula de Daniell. Lembrando que o potencial padrão era de 1,1 V (como vimos anteriormente), se variarmos as concentrações, suponha que agora temos soluções de Cu⁺² de 0,3 mol/L e Zn⁺² de 3 mol/L (em vez de 1 mol/L). O potencial da célula a 298 K seria dado por:

\(∆E=1.1~V-\frac{0.05916~V~}{2}\log \left( \frac{3}{0.3} \right)=1.07~V\)