Universidade Estadual de Campinas Instituto de Qu´ımica ...

Substituindo-se os respectivos valores nas relações acima, determinou-se o potencial de
célula para ambos processos. Os valores então determinados para a redução de Ag e Au
foram 0,1 V e 1,13 V, respectivamente. Demonstrando assim que em ambos processos as
reações ocorrem de forma espontânea.
Considerando agora a Equação de Nernst (Equação 1), e substituindo-se nesta os po-
tenciais padrão da espécie redutora e dos respectivos metais (Me= Ag ou Au), obtém-se
E 0 Me −
0, 0592
2
1
log
[Me + ] 2 = E0 HQ −
0, 0592
2
[HQ]
log
[p − BQ][H + ] 2
(Eq.29)
Rearranjando-se esta chega-se entãoaseguinteexpressão (Equação 30) que permite cal-
cular as constantes de equilíbrio (Keq) paraasreações 72
logKeq = nEcel
0, 0592 = n(E0 Me − E0 HQ )
0, 0592
(Eq.30)
nesta, n representa o número de elétrons envolvidos na reação. Os valores de Keq determi-
nados foram 2,4 x 10 3 paraareação de redução de Ag e 2 x 10 38 para a reação de redução
de Au. Conforme estes, verifica-se que em ambos processos a formação dos produtos é
extremamente favorável. No caso da reação envolvendo Au, o valor de Keq apresenta uma
magnitude de cerca de 1 x 10 35 vezes maior do que a reação envolvendo Ag. Sugerindo
assim, uma reatividade elevada durante o processo redox, o que implica na necessidade de
um controle físico e/ou químico da reação para um crescimento organizado das estruturas
métalicas somente dentro dos poros.
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