Potencial Padrão

Pt(s) | H₂(g, 1,0 bar) | H⁺(aq, pH = 5,3) | | H⁺(aq, pH=6, | H₂(g, 1,0 bar) | Pt(s)

Calcule o potencial célula eletroquímica acima e mostre as semirreações e a reação global

A equação anódica está representada no lado esquerdo do esquema. Já a catódica está do lado direito.

Ânodo: [latex]H_{2(g)} \rightarrow 2H^^{+}_{dil} + 2e^^{-}[/latex]

Cátodo: [latex]2H^^{+}_{conc} + 2e^^{-} \rightarrow H_{2(g)}[/latex]


Reação Global: [latex]2H^^{+}_{conc} \rightarrow 2H^^{+}_{dil}[/latex]

Onde [latex]H^^{+}_{conc}[/latex] e [latex]H^^{+}_{dil}[/latex] indicam as espécies concentrada e diluída,respectivamente,de acordo com o pH.

Dados os pH's das espécies,tem-se:

[H+(dil)] = 10^^(-5,3) M

[H+(conc)] = 10^^(-6, M

No estado padrão,as espécies apresentam concentração 1M. Logo,o potencial da célula nesse estado é 0.

Pela Equação de Nernst:

[latex]\varepsilon = \varepsilon ^^{o} - \frac{RT}{nF}ln\frac{[H^^{+}_{dil}]^^{2}}{[H^^{+}_{conc}]^^{2}}[/latex]


Em que [latex]\varepsilon[/latex] e [latex]\varepsilon^^{o}[/latex]
representam os potenciais da célula no estado proposto e no estado padrão,respectivamente.

Como n = 2(nº de elétrons envolvidos na reação ocorrida na célula) e adotando 2,3RT/F = 0,0592,tem-se:

[latex]\varepsilon = 0 - \frac{0,0592}{2}.2.log\frac{[H^^{+}_{dil}]}{[H^^{+}_{conc}]}[/latex]


[latex]\varepsilon = 0 - \frac{0,0592}{2}.2.log\frac{10^^{-5,3}}{10^^{-6,8}}[/latex]

[latex]\varepsilon = 0,0592log10^^{1,5}[/latex]


[latex]\varepsilon \approx 0,0888 V[/latex]