MolDraw › Ferramentas de química › Calculadora da equação de Nernst
Calculadora da Equação de Nernst (Potencial da Pilha)
Em resumo: calculadora da equação de Nernst: resolva E, E°, Q ou n em qualquer temperatura e escolha duas semicélulas de uma tabela de potenciais-padrão de redução para obter E°cel, ΔG° e K. É gratuita, funciona no navegador e não precisa de download.
Use a calculadora de cima para E = E° − (RT/nF) ln Q com uma incógnita qualquer. Use o montador de pilhas para escolher um cátodo e um ânodo entre 38 pares comuns. Ele encontra E°cel, n, ΔG°, a constante de equilíbrio K e, se você der Q, a tensão real da pilha.
E = E° − (RT/nF) ln Q. Preencha três entre E, E°, n e Q e deixe um em branco.
FEM da pilha a partir de duas semicélulas
Equação de Nernst e fórmulas relacionadas
E = E° − (RT / nF) ln Q a 298,15 K: E = E° − (0,0592 / n) log₁₀ Q
E°cel = E°cátodo − E°ânodo ΔG° = −nFE°cel ln K = nFE°cel / RT log K = nE° / 0,0592 (298 K)
R = 8,314 J mol⁻¹ K⁻¹, F = 96485 C mol⁻¹, T em kelvin e n é o número de elétrons transferidos na reação balanceada. Q é escrito como uma expressão de equilíbrio, com produtos sobre reagentes. Deixe de fora sólidos e líquidos puros. Gases entram como pressões parciais em bar.
| Sinal de E°cel | ΔG° | K | Em condições padrão |
|---|---|---|---|
| Positivo | Negativo | Maior que 1 | Espontânea (pilha galvânica) |
| Zero | Zero | 1 | Em equilíbrio |
| Negativo | Positivo | Menor que 1 | Não espontânea (precisa de eletrólise) |
Pilhas de concentração
Os dois eletrodos são do mesmo metal, então E° = 0. A tensão vem apenas da diferença de concentração. Para Cu | Cu²⁺ (0,010 M) || Cu²⁺ (1,0 M) | Cu, n = 2 e Q = 0,010/1,0, então E = 0 − (0,0592/2) log 0,010 = +0,0592 V. O lado diluído é o ânodo.
Potenciais-padrão de redução (25 °C)
| Semirreação | E° (V) |
|---|---|
| F₂ + 2e⁻ → 2F⁻ | +2.87 |
| S₂O₈²⁻ + 2e⁻ → 2SO₄²⁻ | +2.01 |
| H₂O₂ + 2H⁺ + 2e⁻ → 2H₂O | +1.78 |
| MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O | +1.51 |
| Au³⁺ + 3e⁻ → Au | +1.50 |
| Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ | +1.36 |
| Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O | +1.33 |
| O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O | +1.23 |
| Br₂ + 2e⁻ → 2Br⁻ | +1.07 |
| NO₃⁻ + 4H⁺ + 3e⁻ → NO + 2H₂O | +0.96 |
| Hg²⁺ + 2e⁻ → Hg | +0.85 |
| Ag⁺ + e⁻ → Ag | +0.80 |
| Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ | +0.77 |
| I₂ + 2e⁻ → 2I⁻ | +0.54 |
| Cu⁺ + e⁻ → Cu | +0.52 |
| O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ | +0.40 |
| Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu | +0.34 |
| Hg₂Cl₂ + 2e⁻ → 2Hg + 2Cl⁻ | +0.27 |
| AgCl + e⁻ → Ag + Cl⁻ | +0.22 |
| Sn⁴⁺ + 2e⁻ → Sn²⁺ | +0.15 |
| 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ | 0.00 |
| Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb | −0.13 |
| Sn²⁺ + 2e⁻ → Sn | −0.14 |
| Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni | −0.25 |
| Co²⁺ + 2e⁻ → Co | −0.28 |
| Cd²⁺ + 2e⁻ → Cd | −0.40 |
| Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe | −0.44 |
| Cr³⁺ + 3e⁻ → Cr | −0.74 |
| Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn | −0.76 |
| 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ | −0.83 |
| Mn²⁺ + 2e⁻ → Mn | −1.18 |
| Al³⁺ + 3e⁻ → Al | −1.66 |
| Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg | −2.37 |
| Na⁺ + e⁻ → Na | −2.71 |
| Ca²⁺ + 2e⁻ → Ca | −2.87 |
| Ba²⁺ + 2e⁻ → Ba | −2.91 |
| K⁺ + e⁻ → K | −2.93 |
| Li⁺ + e⁻ → Li | −3.04 |
Valores comuns dos livros em relação ao eletrodo-padrão de hidrogênio, arredondados para 0,01 V. As fontes diferem em cerca de 0,01 a 0,03 V para alguns pares (por exemplo, Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺ aparece como 1,33 ou 1,36 V, e Au³⁺/Au como 1,50 ou 1,52 V).
Exemplos resolvidos
Pilha de Daniell
Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu. E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V, n = 2.
ΔG° = −2 × 96485 × 1,10 = −212 kJ/mol. log K = 2 × 1,10 / 0,0592 = 37,2.
E° = 1,10 V, ΔG° = −212 kJ/mol, K ≈ 1,5 × 10³⁷
Pilha de Daniell fora do padrão
[Zn²⁺] = 0,10 M, [Cu²⁺] = 1,0 M. Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 0,10.
E = 1,10 − (0,0592/2) log 0,10 = 1,10 + 0,0296
E = 1,13 V
Pilha Mg | Cu no estilo NCERT
Mg | Mg²⁺ (0,001 M) || Cu²⁺ (0,0001 M) | Cu. E° = 0,34 − (−2,37) = 2,71 V.
Q = 0,001/0,0001 = 10. E = 2,71 − (0,0592/2) log 10
E = 2,68 V
Eletrodo de hidrogênio em pH 10
2H⁺ + 2e⁻ → H₂, E° = 0, P(H₂) = 1 bar. Q = 1/[H⁺]² = 10²⁰.
E = 0 − (0,0592/2) × 20 = −0,0592 × pH
E = −0,592 V
Constante de equilíbrio (estilo JEE)
Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag. E° = 0,80 − 0,34 = 0,46 V, n = 2.
log K = 2 × 0,46 / 0,0592 = 15,5
K ≈ 3,6 × 10¹⁵
Permanganato oxida Fe²⁺
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O. E° = 1,51 − 0,77.
n = 5 (a semirreação do Fe é multiplicada por 5, mas o E° não).
E° = +0,74 V, espontânea
Unidades e erros comuns
- Nunca multiplique E° pelos coeficientes estequiométricos. E° é uma grandeza intensiva. Multiplicar uma semirreação por 5 não altera seu E°.
- Subtraia potenciais de redução. E°cel = E°cátodo − E°ânodo, usando os dois valores como potenciais de redução da tabela. Não inverta também o sinal do ânodo.
- Tire n da equação balanceada. Para Al | Cu²⁺, n = 6 (2Al → 2Al³⁺ + 6e⁻).
- log ou ln. 0,0592/n vai com log₁₀. RT/nF (0,02569/n V a 25 °C) vai com ln.
- 0,0592 V só a 25 °C. Em outras temperaturas use 2,303RT/F. A 37 °C ele vale 0,0615 V.
- Q é produtos sobre reagentes. Omita sólidos como Zn(s) e Cu(s). Para uma pilha, use a reação global, não uma semirreação.
- Kelvin e joules. T em K; ΔG = −nFE dá J/mol; divida por 1000 para obter kJ/mol.
Desenhando uma pilha eletroquímica? O MolDraw tem vidrarias de laboratório e ferramentas de estrutura para diagramas, esquemas de reação e anotações. É gratuito e online.
Abrir o editor MolDrawPerguntas frequentes
O que é a equação de Nernst?
E = E° − (RT/nF) ln Q. Ela dá o potencial de um eletrodo ou de uma pilha quando as concentrações não são 1 M. A 25 °C ela se torna E = E° − (0,0592/n) log Q.
Como calcular o potencial-padrão da pilha?
Procure os dois potenciais-padrão de redução e use E°cel = E°cátodo − E°ânodo. Para a pilha de Daniell, 0,34 − (−0,76) = 1,10 V. Um valor positivo significa que a reação da pilha é espontânea.
De onde vem o 0,0592?
É 2,303RT/F a 298,15 K: 2,303 × 8,314 × 298,15 / 96485 = 0,0592 V. Ele muda com a temperatura, então use a forma completa RT/F longe de 25 °C.
Como E°, ΔG° e K se relacionam?
ΔG° = −nFE° e ΔG° = −RT ln K, então ln K = nFE°/RT. Um E° positivo dá um ΔG° negativo e K maior que 1.
O que é uma pilha de concentração?
Uma pilha com o mesmo eletrodo e o mesmo íon dos dois lados, em concentrações diferentes. E° = 0, então E = −(0,0592/n) log(diluída/concentrada). Os elétrons fluem até que as concentrações fiquem iguais.
O que acontece com E enquanto a pilha funciona?
Os produtos se acumulam e os reagentes são consumidos, então Q aumenta e E diminui. Quando E chega a zero, Q é igual a K e a pilha está descarregada (em equilíbrio).
O que é n na equação de Nernst?
O número de mols de elétrons transferidos por mol de reação, conforme escrita. Ele precisa corresponder à equação global balanceada, por exemplo n = 2 para Zn + Cu²⁺ e n = 5 para o MnO₄⁻ oxidando Fe²⁺.
Ferramentas de química relacionadas
Última atualização: