UFSC-EMB5006 - Corrosão Metálica (Parte 01) (1).pdf

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UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
1
Joinville/SC, 2022
Universidade Federal de Santa Catarina
Campus de Joinville
Centro Tecnológico de Joinville
EMB5006 – Química Tecnológica
Corrosão Metálica
Oxidação-Redução e
Potencial de Eletrodo
Corrosão
Metálica
2
 4. Corrosão Metálica
4.1 – Conceito e importância do estudo da corrosão.
4.2 – Eletroquímica.
4.3 – Equação de Nernst.
4.4 – Corrosão química, eletroquímica e eletrolítica.
4.5 – Formas de corrosão.
4.6 – Métodos de controle da corrosão.
Ementa

2
Corrosão
Metálica
GENTIL, V. Corrosão. 6 ed. São Paulo:
LTC, 2011.
NUNES, L.P. Fundamentos de
Resistência à Corrosão. São Paulo:
Interciência, 2007.
GEMELLI, E. Corrosão de Materiais
Metálicos e Sua Caracterização. Rio de
Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2001.
3
Bibliografia
Corrosão
Metálica
• OLIVEIRA, Antônio Roberto de. Corrosão e tratamento de
superfície - Belém: IFPA; Santa Maria: UFSM, 2012.104p.
Disponível em: http://proedu.rnp.br/handle/123456789/327.
Acesso em 06 dez 2020.
• ROBIN, Alain Laurent Marie. Apostila de Degradação e
Proteção de Materiais parte 1. EEL-USP. Disponível em:
<https://sistemas.eel.usp.br/docentes/arquivos/5840747/216/
ApostilaDPMparte1.pdf>. Acesso em: 13 ago. 2020.
• ROBIN, Alain Laurent Marie. Apostila de Degradação e
Proteção de Materiais - parte 2. EEL-USP. Disponível em:
<https://sistemas.eel.usp.br/docentes/arquivos/5840747/216/
ApostilaDPMparte2.pdf>. Acesso em: 13 ago. 2020.
4
Bibliografia

3
Corrosão
Metálica Introdução
5
Corrosão
Metálica
 Corrosão: deterioração de um material por uma ação
química ou eletroquímica provocada pelo ambiente.
 É um processo espontâneo
 Necessidade do emprego de mecanismos protetores
para evitar a destruição completa dos materiais.
 Corrosão = reação de superfície:
 Controle pelas propriedades do produto de corrosão
 Composto formado pode agir como barreira entre metal e
meio corrosivo
 O ferro é o metal mais usado, com 95% em peso da
produção mundial de metal. É indispensável devido ao seu
baixo preço e dureza, especialmente empregado em
automóveis, barcos e componentes estruturais de edifícios.
Introdução
6

4
Corrosão
Metálica
 Todos os metais estão sujeitos a corrosão se o meio
for suficientemente agressivo:
Au, Pt → água régia (HCl e HNO3)
Aços inoxidáveis → íons cloretos
Al → HCl, bases fortes, Hg
Ti → ácido fluorídrico (HF)
Cu e ligas → soluções amoniacais, HNO3
 Possibilidade de uso do material requer estudo do
conjunto material metálico, meio corrosivo e
condições operacionais
 Corrosão = Oxidação → estudo de eletroquímica!!
Introdução
7
Corrosão
Metálica
 Oxidação é o ganho de oxigênio por uma substância
Redução é a retirada de oxigênio de uma substância
 Exemplos:
2Fe + O2 → 2FeO (1)
4Al + 3O2 → 2Al2O3 (2) Oxidação
2CO + O2 → 2CO2 (3)
WO2 + 3H2 → W + 3H2O (4) Redução
Conceitos – Em termos de oxigênio
8

5
Corrosão
Metálica
 Oxidação: perda de elétrons por uma espécie química
 Redução: ganho de elétrons por uma espécie química
 Exemplos:
Oxidação do Fe: Fe → Fe2+ + 2e-
Redução do Cl: Cl2 + 2e- → 2Cl-
 Perda ou ganho de elétrons: mudança das propriedades
das substâncias
Ex.: um metal oxidado/corroído perde resistência
 Equação geral da oxidação de metais:
Metal → Íon + número de elétrons perdidos
Conceitos – Em termos de elétrons
9
Corrosão
Metálica
 Oxidação é o aumento algébrico do Nox
 Redução é a diminuição algébrica do Nox
 Representação:
Redução
Nox … -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 …
Oxidação
 Nox: número de elétrons que o átomo perde ou ganha
na ligação iônica, ou que perderia ou ganharia numa
ligação covalente, se fossem transferidos para um
átomo mais eletronegativo.
Conceitos – Em termos de Nox
10

6
Corrosão
Metálica
Oxidação
Ganho de oxigênio
Perda de elétrons
Aumento do número de oxidação
Resumo
11
Redução
Retirada de oxigênio
Ganho de elétrons
Diminuição do número de oxidação
Corrosão
Metálica
 Os números de oxidação são determinados por uma
série de regras:
 Se o átomo estiver em sua forma elementar, o
número de oxidação é zero. Por exemplo, Fe, Pb,
Cl2, H2, P4.
 O número de oxidação está entre N e N-8, onde N
representa o grupo em que o elemento está
colocado na classificação periódica;
 O número de oxidação do hidrogênio é, em geral
1+, exceto nos hidretos iônicos (NaH, CaH2), onde
é 1-.
12
Números de Oxidação - Nox

7
Corrosão
Metálica
 Flúor é sempre 1- (F1-);
 Oxigênio é 2-. Há algumas exceções, como os
peróxidos (Na2O2,H2O2, etc), onde é 1-; e quando
ligado ao flúor, ficando 2+ (OF2)
 Os halogênios cloro, bromo e iodo tem número 1-;
menos quando ligados ao oxigênio, podendo ser 7+,
5+, 3+ e 1+.
 Em seus compostos, os metais têm sempre números
de oxidação positivo;
13
Corrosão
Metálica
 Quando dois não-metais se combinam, o mais
eletronegativo tem número de oxidação negativo e
mais eletropositivo tem número de oxidação positivo;
 Em um composto a soma algébrica dos números de
oxidação total de seus elementos constituintes é zero
→ ∑ = 0.
 Em um íon, a soma algébrica dos números de
oxidação total de seus elementos constituintes é igual
a carga do íon;
14

8
Corrosão
Metálica
 Metais sozinhos = Fe, Pb, Al, Ag = 0
 Gases = O2, Cl2, N2, H2, I2 = 0
 Flúor = F = 1-
 Oxigênio = O = 2- (mais eletronegativo)
 Oxigênio = O = 1- (nos peróxidos  H2O2, Na2O2)
 Oxigênio = O = 1+ (ligado ao flúor  OF2)
 Hidrogênio = H = 1+ (menos eletronegativo  H2O)
 Hidrogênio = H = 1- (mais eletronegativo  NaH)
15
Nox - Resumo
Corrosão
Metálica
 Alcalinos (1A) = Li, Na, K, Rb, Cs, Fr = 1+
 Alcalinos terrosos (2A) = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra = 2+
 Alumínio = Al = 3+
 Halogênios (17 ou 7A) = Cl, Br, I = 0 (quando gases)
 Halogênios (17 ou 7A) = Cl, Br, I = 1-
 Halogênios (17 ou 7A) = Cl, Br, I = (quando ligados ao
oxigênio podem ter cargas 7+, 5+, 3+ e 1+)
 Em seus compostos, os metais têm sempre números
de oxidação positivo;
16
Nox - Resumo

9
Corrosão
Metálica
 Composto: soma algébrica do NOX de seus
elementos = 0
Ex.: CO2 → (4+) + 2.(2-) = 0
 Íon: soma algébrica do NOX de seus elementos =
carga do íon
Ex.: (CO3)2- → (4+) + 3.(2-) = -2
 Quando o composto apresentar diversos átomos de
um mesmo elemento, deve-se levar em consideração
a estrutura do composto.
Determinação do Nox
17
Corrosão
Metálica
 Qual o NOX do cloro nestes dois compostos?
HClO4 e HClO
18
HClO4
2-
1+ X
1.(1+) + 1.(X) + 4.(2-) = 0
1 + 1X – 8 = 0
X = 7+
HClO
1.(1+) + 1.(X) + 1.(2-) = 0
1 + 1X – 2 = 0
X = 1+
2-
1+ X
HCl = ácido clorídrico (Cl = 1-)
HClO = ácido hipocloroso (Cl = 1+)
HClO2 = ácido cloroso (Cl = 3+)
HClO3 = ácido clórico (Cl = 5+)
HClO4 = ácido perclórico (Cl = 7+)

10
Corrosão
Metálica
 Qual o NOX do enxofre nestes dois compostos?
H2SO3 e H2SO4
Ex.: H2SO3 → 2(1+) + X + 3(2-) = 0
2 + X - 6 = 0
X = + 6 - 2  X = 4+
H2SO4 → 2(1+) + X + 4(2-) = 0
2 + X - 8 = 0
X = + 8 - 2  X = 6+
 E nestes dois: HNO3 e HNO2?
19
2-
1+ X
2-
1+ X
Corrosão
Metálica
 Fe
 H2O
 H2O2
 HCl
 HClO4
 HClO
 HNO3
 H2SO3
 H2SO4
 H3PO4
 K2Cr2O7
 K3[Fe(CN)6]
 K4[Fe(CN)6]
 Cu(SO4).5H2O
 (SO4)2-
 (NO3)1-
 (PO4)3-
 [Fe(CN)6]3-
20

11
Corrosão
Metálica
H2C2O4 + KMnO4 → CO2 + MnO + K2O + H2O
21
Balanceamento por Oxirredução
2- 2- 2- 2- 2-
1+ 1+
X
H2C2O4
2-
1+ X
2.(1+) + 2.(X) + 4.(2-) = 0
2 + 2X – 8 = 0
X = 3+
KMnO4
1.(1+) + 1.(X) + 4.(2-) = 0
1+ X – 8 = 0
X = 7+
2-
1+ X
1+ X 2-
4+ 2+ 1+
Exemplo 2:
Corrosão
Metálica
Para o C: 1e-.2 = 2e-.5 = 10e-
22
2- 2- 2- 2- 2-
1+ 1+
3+ 1+ 7+ 2-
4+ 2+ 1+
3+ 7+ 2+
4+
3+ : 4+ : perdeu 1e-  oxidou
7+ : 2+ : ganhou 5e-  reduziu
Para o Mn: 5e-.1 = 5e-.2 = 10e-
Agente oxidante: KMnO4
Agente redutor: H2C2O4

12
Corrosão
Metálica
Para o C: 1e-.2 = 2e-.5 = 10e-  5 na frente do Carbono
23
Balanceamento por Oxi-redução
Para o Mn: 5e-.1 = 5e-.2 = 10e-  2 na frente do Manganês
5 2 10 2 1 5
Oxigênio: 20 + 8 = 28 Oxigênio: 20 + 2 + 1 + 5 = 28
Balanceamento por tentativas:
Corrosão
Metálica
Cd + NiO2 + H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2
24
0 2+
Ânion: (O H )
2- 1+ 1-
1-
2- 2-
4+ 1+ 1-
Cd + NiO2 + H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2
0 4+
2+
2+
2+
0 : 2+ : perdeu 2e-  oxidou
4+ : 2+ : ganhou 2e-  reduziu
Para o Cd: 2e-.1 = 2e-.1 = 2e-
Para o Ni: 2e-.1 = 2e-.1 = 2e-
Número de átomos
do elemento
Números para iniciar o
balanceamento por tentativas
Agente oxidante: NiO2
Agente redutor: Cd
Exemplo 1:

13
Corrosão
Metálica
1 Cd + 1 NiO2 + 2 H2O → 1 Cd(OH)2 + 1 Ni(OH)2
25
Para o Cd: 2e-.1 = 2e-.1 = 2e-  1 na frente do Cádmio
Para o Ni: 2e-.1 = 2e-.1 = 2e-  1 na frente do Níquel
Balanceamento por tentativas:
Corrosão
Metálica
Mecanismo das Reações Redox

14
Corrosão
Metálica
 Reações redox ocorrem por transferência de elétrons
Exemplo: ataque de zinco por ácido.
Qual a equação iônica de oxidação-redução?
Zn
o
 Zn2+ + 2e- (equação de oxidação)
2H+ + 2e-  H2 (equação de redução)
______________________________________
Zn
o
+ 2H+  Zn2+ + H2
o
(equação iônica redox)
27
Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 (equação total)
Barra de zinco (Zn)
Solução
de HCl
H2
Zn2+
Zn2+
Zn2+
H+
H+
H+
H+
Cl-
Cl-
Corrosão
Metálica
 Ex.: experiência para verificação de transferência de
elétrons → reação de Mg com H2SO4
28
Mg
o
 Mg2+ + 2e- (equação de oxidação)
2H+ + 2e-  H2 (equação de redução)
______________________________________
Mg
o
+ 2H+  Mg2+ + H2
o
(equação iônica de redox)
Mg + H2SO4  MgSO4 + H2 (equação total)
Fita de magnésio
(Mg)
Solução
de H2SO4
H2
Mg2+ + 2e-
H2

15
Corrosão
Metálica
 Para que se tenha previsão dos processos corrosivos,
há a necessidade de saber essa “tendência”, ou seja,
de dispor os metais existentes em ordem preferencial
de CESSÃO DE ELÉTRONS (oxidação)
↓
ORDEM DE POTENCIAIS DE ELETRODO (TABELAS)
 O que vai determinar a reação será a DIFERENÇA
DE POTENCIAL “ELETROQUÍMICO” DOS
MATERIAIS
29
Diferença de Potencial
Corrosão
Metálica
 Potencial do eletrodo (E):
 Mostra a tendência de uma reação se processar, bem
como a facilidade dos átomos do ânodo (em geral o
eletrodo metálico) perder elétrons (oxidar/corroer) e
dos íons da solução de receber elétrons (reduzir)
 Potencial do eletrodo (E): potencial que o metal tem
para formar uma pilha, ou seja, para ocorrer uma
reação de oxirredução
30

16
Corrosão
Metálica
 Potencial do eletrodo padrão (Eo):
 É a diferença de potencial (em Volts) entre o
elemento e uma solução 1M de seus íons em
relação ao eletrodo padrão de H2
 E: difícil de medir sem uma referência
 Eletrodo padrão de H2: é um eletrodo utilizado para a
medição do E de um metal:
 Constrói-se uma pilha com H2 e o metal
 Considera-se o E do H2 como “zero” e a ddp formada pela
pilha será o Eo do metal
31
Corrosão
Metálica
 Por ex.: formada uma pilha entre uma barra de Zn
imerso em ZnSO4 [1M] ligada a uma pilha padrão de
H2 inserido em uma solução ácida (H+) [1M]
32

17
Corrosão
Metálica
 O Zn é oxidado, pois o H2 é
agente oxidante e tem E = 0
 Com um voltímetro mede-se
a transferência de eletricidade
entre os eletrodos de Zn e H2
 Como resultado tem-se: V = 0,763 V
 O potencial total da pilha é dado por:
Epilha = Eo
ânodo – Eo
cátodo
0,763 V = Eo
Zn - 0
Eo
Zn = 0,763 V
33
Corrosão
Metálica
Tabela dos
Potenciais de
eletrodo padrão
(Eo)
Eo de oxidação = +1,18 V
Eo de redução = -1,18 V
*convenção de sinais IUPAC

18
Corrosão
Metálica
 Se é formada uma pilha entre dois metais e uma solução
eletrolítica, quem sofrerá corrosão??
 Resposta: quem tiver o potencial de oxidação maior!!
 Generalizando a equação de potenciais-padrões de
redução para qualquer reação redox, tomando por base o
E°red, temos:
E = E°red (reduz) - E°red (oxida)
E = E°red (cátodo) - E°red (ânodo)
 Se E > 0  processo espontâneo.
 Se E < 0  processo não espontâneo.
35
Corrosão
Metálica
36
Pilha de Daniell
Pilha formada por Zinco e Cobre

19
Corrosão
Metálica
37
Pilha de Daniell
Cu0  Cu2+ + 2e-
Zn0  Zn2+ + 2e-
Corrosão
Metálica
38
Pilha de Daniell
Cu0  Cu2+ + 2e-
Zn0  Zn2+ + 2e-
Qual placa vai oxidar? Ser corroída?
Qual placa vai reduzir? Ganhar massa?

20
Corrosão
Metálica
 Exemplo:
Pilha de Daniel
Zn e Cu
Corrosão
Metálica
40
Pilha de Daniell
Zn2+ + 2e-  Zn0 Ered = - 0,763 V
Cu2+ + 2e-  Cu0 Ered = + 0,337 V
IUPAC recomenda trabalhar com E redução.

21
Corrosão
Metálica
41
Pilha de Daniell
Zn2+ + 2e-  Zn0 Ered = - 0,763 V
Cu2+ + 2e-  Cu0 Ered = + 0,337 V
IUPAC recomenda trabalhar com E redução.
Se um dos metais reduz (ganha elétrons), o outro
precisa oxidar (perder elétrons)
O metal que tem o maior potencial de redução, reduz,
portanto, o outro oxida.
Zn0  Zn2+ + 2e- Eoxi = + 0,763 V (sinal invertido)
Cu2+ + 2e-  Cu0 Ered = + 0,337 V
Corrosão
Metálica
42
Pilha de Daniell
Zn0  Zn2+ + 2e- Eoxi = + 0,763 V
Cu2+ + 2e-  Cu0 Ered = + 0,337 V
Zn0 + Cu2+  Zn2+ + Cu0 ddp = + 1,100 V
1. Cálculo da ddp (∆E) com as semi-reações:
Duas formas de calcular a diferença de potencial da pilha:
Zn2+ + 2e-  Zn0 Ered = - 0,763 V
Cu2+ + 2e-  Cu0 Ered = + 0,337 V
Invertendo a reação de oxidação, temos:
(ânodo)
(cátodo)

22
Corrosão
Metálica
43
Pilha de Daniell
2. Utilizando a equação:
Duas formas de calcular a diferença de potencial da pilha:
Zn2+ + 2e-  Zn0 Ered = - 0,763 V
Cu2+ + 2e-  Cu0 Ered = + 0,337 V
Os valores do potencial são sempre de redução.
á â
, ,
(ânodo)
(cátodo)
,
Corrosão
Metálica
44
Pilha de Daniell
Eletrodo com Ered menor sofre oxidação  É o ânodo da pilha
Eletrodo com Ered maior sofre redução  É o cátodo da pilha
Zn0  Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e-  Cu0

23
Corrosão
Metálica
45
Pilha de Daniell
Zn/Zn2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu (25 oC, 1 atm)
Ânodo // Cátodo
Zn0  Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e-  Cu0
Corrosão
Metálica
46
Pilha de Daniell
Zn/Zn2+(0,1M, 25 oC,1 atm)//Cu2+(1M, 18 oC, 1 atm)/Cu
Ânodo // Cátodo
Zn0  Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e-  Cu0

24
Corrosão
Metálica
 Exemplo:
Fe2+ e Au3+
∆E = 1,94 V
47
Corrosão
Metálica
48
Cálculo da ddp (∆E)
Fe0  Fe2+ + 2e- Eoxi = + 0,440 V
Au3+ + 3e-  Au0 Ered = + 1,500 V
3 Fe0 + 2 Au3+  3 Fe2+ + 2 Au0 ddp = + 1,940 V
Fe2+ + 2e-  Fe0 Ered = - 0,440 V
2 Au3+ + 6e-  2 Au0 Ered = + 1,500 V
Au3+ + 3e-  Au0 Ered = + 1,500 V
Invertendo a reação de oxidação:
Multiplica-se os elementos para igualar os elétrons
3 Fe0  3 Fe2+ + 6e- Eoxi = + 0,440 V
1. Cálculo da ddp (∆E) com as semi-reações.

25
Corrosão
Metálica
49
2. Utilizando a equação:
Os valores do potencial são sempre de redução.
á â
, ,
,
Cálculo da ddp (∆E)
Fe2+ + 2e-  Fe0 Ered = - 0,440 V
Au3+ + 3e-  Au0 Ered = + 1,500 V
Corrosão
Metálica
 Limitações do uso da tabela:
 Indica a possibilidade de reação, ou seja, quem
oxida/reduz quem. Mas não diz a velocidade que
acontece, ou seja, a CINÉTICA DA REAÇÃO
 A tabela foi estabelecida em condições
padronizadas (soluções 1M, T = 25 oC, P = 1 atm).
Se as condições mudarem, os valores serão
alterados
 Outra alternativa: cálculo através da Equação de
Nernst
50

26
Corrosão
Metálica
Onde:
E = potencial real [Volt]
E0 = potencial padrão [Volt]
R = cte dos gases ideais
8,314 [J/K.mol]
T = temperatura [K]
n = número de elétrons
(modificação do NOX ou
número de elétrons
ganhos pelo oxidante)
F = cte de Faraday = 96500
Coulombs
a = atividade do estado
reduzido e atividade do
estado oxidado
Sendo: ln = 2,303 log
Equação de Nernst
51
, .
, !
" #$. %&'
" #$. ()*
%
+
" #$. %&'
" #$. ()*
Corrosão
Metálica
Equação de Nernst – Casos:
52
Assim, para 25 oC e 1 atm:
Para soluções muito diluídas,
, . ,
, !
" #$. %&'
" #$. ()*
,
!
" #$. %&'
" #$. ()*
,
!
,-./
Para 25 oC  298,15 K:
Para soluções com concentração 1 M
,
! →

27
Corrosão
Metálica
n  tabela  Cu2+ + 2e Cu0  n = 2
Exercício:
Usando a equação de Nernst determine o potencial do
eletrodo de Cu imerso em uma solução 0,01 M (muito
diluída) de Cu2+ a T= 30 oC?
[M+] = 0,01 M
Equação de Nernst
E0  tabela (potencial de redução) 0,337 V
53
, 1
, !
,2./
T = 30 oC = 30 +273,15 = 303,15 K
Corrosão
Metálica
n = 2
Exercício:
Usando a equação de Nernst determine o potencial do
eletrodo de Cu imerso em uma solução 0,01 M (muito
diluída) de Cu2+ a T= 30 oC?
T = 303,15 K
[M+] = 0,01 M
Equação de Nernst
E0 = + 0,337 V
54
, 1
, !
,2./
,
, ,
, !
,
, , ! 3
, , .
,

28
Corrosão
Metálica
 O potencial do eletrodo, agindo reversivelmente, está
associado à variação da ENERGIA LIVRE DE GIBBS
(ΔG)
 Conceito TERMODINÂMICO!
 Definição: ΔGo = -nFE
 Através da ΔGo pode-se prever a possibilidade de
ocorrer determinadas reações:
ΔGo < 0  reação é espontânea
ΔGo > 0  reação não é espontânea
ΔGo = 0  reação não ocorre (equilíbrio)
55
Espontaneidade das Reações
Corrosão
Metálica
 Exemplo:
 Pilha de Daniel
Zn e Cu
∆E = + 1,10 V

29
Corrosão
Metálica
 Assim: Exemplo:
Zn2+
(aq) + Cu(s)  Zn(s) + Cu2+
(aq)
com:
Ecel = +1,10 V
 Calculando a espontaneidade:
ΔGo = -n F Δ Eo = -2 mol . 96485 J.V-1.mol-1
* 1,10 V
ΔGo = - 212,267 kJ/mol  reação espontânea
57
Corrosão
Metálica
Mg2+ + 2e-  Mg E0
red = -2,370 V
Al3+ + 3e-  Al E0
red = -1,660 V
Ti2+ + 2e-  Ti E0
red = -1,630 V
Mn2+ + 2e-  Mn E0
red = -1,180 V
Zn2+ + 2e-  Zn E0
red = -0,763 V
Fe2+ + 2e-  Fe E0
red = -0,440 V
Cd2+ + 2e-  Cd E0
red = -0,403 V
Ni2+ + 2e-  Ni E0
red = -0,250 V
58
Potencial de Eletrodo – Lista
ΔGo = -n F ΔEo
F = 96500 C
Sn2+ + 2e-  Sn E0
red = -0,136 V
Pb2+ + 2e-  Pb E0
red = -0,126 V
2H+ + 2e-  H2 E0
red = -0,000 V
Cu2+ + 2e-  Cu E0
red = +0,337 V
Cu+ + 1e-  Cu E0
red = +0,521 V
Ag+ + e-  Ag E0
red = +0,799 V
Au3+ + 3e-  Au E0
red = +1,500 V
[ ]
+
= −
0 8 314 1
2 303
96500
, T
E E , log
n M

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