Equilíbrio Redox - Departamento de Química

Equilíbrio Redox: a equação de Nernst
A equação de Nernst descreve a relação entre o potencial aplicado (numa célula
electrolítica) ou lido (numa célula galvânica) e a concentração das espécies redox à
superfície do eléctrodo.
Para o sistema estudado neste trabalho, ferricianeto (Fe(CN)63-/ferrocianeto
(Fe(CN)64-), o equilíbrio redox é descrito como:
Fe(CN)63-
redução
+ 1 e-
Fe(CN)64-
oxidação
semi-reacção de redução –ganho de electrões
semi-reacção de oxidação – perda de electrões.
Ao qual corresponde a seguinte equação de Nernst:
Ecél
Fe(CN )64−
2.303RT
log
=E −
nF
Fe(CN )36−
0
cél
A representação de Elido em função de log { [Fe(CN)64-]/[Fe(CN)63-] } dá
origem a uma recta de declive -2.303RT/nF e ordenada na origem E0cel, com
R=8.314 J.mol-1K-1, T(temperatura em K), n – nº de electrões trocados (=1) e F,
constante de Faraday (96490 C.mol-1)
Desta forma, o trabalho além de proporcionar a familiarização com a equação de
Nernst, recorre a tratamento de dados, em folha de cálculo ou máquina gráfica, que
implica a linearização dos pares de valores (potencial lido, razão de concentrações),
aplicando os conceitos de regressão linear, declive e ordenada na origem. A
substituição
dos
valores
na
expressão
-2.303RT/nF
pode
ser
directamente
comparada com declive obtido pelos alunos. É importante notar que a ordenada na
origem vai corresponder ao valor de Eo’ mas diferente do valor tabelado para o par
Fe3+/Fe2+ devido ao facto do ião ferro se encontrar coordenado no sistema
ferri/ferrocianeto. O potencial vem assim alterado relativamente ao valor do par iões
ferro livre.
PARTE EXPERIMENTAL
Equipamento:
Material:
Potenciómetro
10 balões de 100ml
Eléctrodo de referência (ESC ou Ag/agCl)
8 copos de 100 ml
Eléctrodo de Platina
3 pipetas graduadas de 10 ml
Balança analítica
2 pipetas graduadas de 5 ml
Reagentes:
ferricianeto de potássio, K3[Fe(CN)6] (ião Ferro no estado de oxidação Fe3+), M=329.26
g.mol-1 (Merck)
ferrocianeto de potássio, K4[Fe(CN)6]. 3 H2O (ião Ferro no estado de oxidação Fe2+),
M=422.41 g.mol-1 (Fluka)
Nitrato de potássio KNO3
Modo de execução:
Prepare 100 ml de solução 1 M em KNO3 - Solução 1
Prepare 100 m l de solução mãe 0.1 M em K4[Fe(CN)6]- Solução 2
Prepare 100 m l de solução mãe 0.1 M em K3[Fe(CN)6]- Solução 3
Rotule os restantes balões de 1 a 8 e coloque em cada um, os volumes das 3 soluções
previamente preparadas de acordo com as quantidades expressas na tabela:
Balão
KNO3,
1
1M
(ml) 10
2
3
4
5
6
7
8
10
10
10
10
10
10
10
7
6
5
4
3
2
1
3
4
5
6
7
8
9
(sol. 1)
K4[Fe(CN)6], 0.1 M, 8
ml (sol.2)
K3[Fe(CN)6], 0.1 M, 2
ml (sol. 3)
E/ mV
Afira com água destilada todos os balões. Homogeneize bem e aguarde algum tempo.
Transfira parte do volume do balão 1 para um copo de 100 ml, insira os 2 eléctrodos e
meça o potencial. Anote na tabela. Lave os eléctrodos passando-os por água destilada,
seque suavemente. Repita o procedimento para as soluções dos restantes Balões.
Anote a temperatura.
Tratamento de dados:
Represente o potencial em função do logaritmo decimal da razão de concentrações
[Fe(CN)64-]/[Fe(CN)63-]. Uma vez que as soluções são equimolares e a reacção redox
ocorre de 1: 1 , aquela razão de concentrações corresponde directamente à razão dos
volumes.
Efectue a regressão linear. Compare o declive com o previsto pela equação de Nernst
para a temperatura a que foi efectuado o ensaio.
Corrija o valor de potencial dado pela ordenada na origem de forma a poder comparar
com potencial padrão, adicionando o valor do potencial padrão do eléctrodo de
referência: E0corrigido = E0ord orig + E0ref
(E0ESC= 244 mV; E0Ag/AgCl= 222 mV).
Compare o potencial assim obtido com o potencial redox do par Fe(CN)63-/Fe(CN)64-
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