Eletroquímica

Por Victor Costa

Índice

1. Conceitos importantes

Redução

Oxidação

NOX

Processo redox

Método do íon-elétron

Potencial de redução

2. Pilha

Definição

Cátodo

Ânodo

Ponte salina

Potencial

Relação com a termodinâmica

Equação de Nernst

Notação da pilha

Série eletroquímica

3. Eletrólise

Definição

Cátodo

Ânodo

Tipos de eletrólise

Potencial

Lei de Faraday da eletrólise

4. Corrosão

Definição

O que ocorre na corrosão

Como evitar a corrosão

5. Diagramas de Latimer

O que é

Como aplicar o diagrama para espécies não adjacentes

Influência do meio

Desproporcionamento

Conceitos importantes

Antes de estudarmos pilhas e eletrólise, precisamos ver alguns conceitos de grande importância na eletroquímica.

Redução É o ganho de elétrons por um átomo. Pode-se falar em redução do átomo ou da molécula (nesse caso, quer dizer que algum dos átomos da molécula ganhou um elétron).

Oxidação É a perda de elétrons por um átomo. Pode-se falar em oxidação do átomo ou da molécula (nesse caso, quer dizer que algum dos átomos da molécula perdeu um elétron).

Número de oxidação (NOX) É a carga, real (para íons) ou parcial (para átomos em uma molécula) dos átomos. Para se determinar o número de oxidação, desenhar a molécula e avaliar a diferença de eletronegatividade entre o átomo de interesse e os seus ligantes, ou seja, ver qual dos elementos tende a atrair mais os elétrons (o que atrair mais os elétrons de uma ligação terá uma carga parcial negativa e o outro ligante, uma carga parcial positiva). Há, contudo, algumas regras para agilizarem o processo de identificação dos NOX:

1 – O NOX de um íon é a carga dele.

2 – O NOX de átomos na forma elementar (Cl2, O2, etc) é 0.

3 – Halogênios normalmente tem NOX -1

4 – Calcogênios normalmente tem NOX -2 (cuidado com o oxigênio, que tem NOX -1 em peróxidos e -1/2 em superóxidos).

5 – Quando ligado a metais, o NOX do H é -1. Quando ligado a ametais, o NOX do H é +1.

6 – A soma do NOX de todos os átomos de uma molécula é a carga dessa molécula.

Processo redox É o processo no qual ocorrem, sempre simultaneamente, reações de oxidação e de redução, ou seja, um átomo perde elétrons para outro. Essas reações são chamadas de reações de oxirredução.

Pode-se entender uma reação de oxirredução como duas semi-reações: uma de redução e outra de oxidação.

M0 + e- M- semi-reação de redução

N- N0 + e- semi-reação de oxidação

M0+N- M-+N0 reação global

O exemplo dado agora foi um exemplo de balanceamento de reações pelo método das semi-reações. Basta escrever as semi-reações, multiplicar os coeficientes delas, se necessário, para que ambas tenham o mesmo número de elétrons e, então, soma-las. Repare que espécies iguais presente em lados

opostos nas reações são canceladas, como ocorreu (e sempre tem que ocorrer) com os elétrons.

Contudo, às vezes não é tão fácil realizar o balanceamento. Nesses casos, usa-se o método do íon-elétron.

Método do íon-elétron Estratégia usada para realizar balanceamentos mais complicados. Existe uma técnica para reações em meio básico e outra para reações em meio ácido. Veremos as duas.

- Em meio ácido

1 – Escrever as semi-reações de oxidação e de redução.

2 – Balancear os elementos que não sejam H ou O.

3 – Balancear os O com H2O.

4 – Balancear os H com H+.

5 – Igualar a carga de produtos e reagentes com elétrons.

6 – Multiplicar os coeficientes das semi-reações de modo a deixa-las com o mesmo número de elétrons.

7 – Somar as semi-reações, cancelando substâncias semelhantes de lados opostos nas reações.

Exemplo 1

Realize o balanceamento da reação MnO4 - + H2C2O4 → Mn2+ + CO2,

ocorrida em meio ácido.

1 – Escrever as semi-reações

MnO4- Mn2+

H2C2O4 CO2

2 – Balancear os elementos que não sejam H ou O.

MnO4- Mn2+

H2C2O4 2CO2

3 – Balancear os O com H2O.

MnO4- Mn2+ + 4H2O

H2C2O4 2CO2

4 – Balancear os H com H+

MnO4- + 8H+

Mn2+ + 4H2O

H2C2O4 2CO2 + 2H+

- Em meio básico

1 – Escrever as semi-reações de oxidação e de redução.

2 – Balancear os elementos que não sejam H ou O.

3 – Balancear O com OH-

4 – Balancear H colocando OH- de um lado e H2O do outro (de modo que de uma diferença de um H para um lado).

5 – Igualar a carga de produtos e reagentes com elétrons.

6 – Multiplicar os coeficientes das semi-reações de modo a deixa-las com o mesmo número de elétrons.

7 – Somar as semi-reações, cancelando substâncias semelhantes de lados opostos nas reações.

5 – Igualar as cargas com elétrons

MnO4- + 8H

+ + 5e

- Mn

2+ + 4H2O

H2C2O4 2CO2 + 2H+ + 2e-

6 – Multiplicar os coeficientes das reações

2MnO4- + 16H+ + 10e- 2Mn2+ + 8H2O

5H2C2O4 10CO2 + 10H+ + 10e-

7 – Somar as semi-reações

2MnO4- + 5H2C2O4 + 6H+ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O

Exemplo 2

Realize o balanceamento da reação MnO4- + I- → MnO2 + I2, ocorrida

em meio básico.

1 – Escrever as semi-reações.

MnO4- MnO2

I- I2

2 – Balancear os elementos que não sejam H ou O.

MnO4- MnO2

2I- I2

3 – Balancear O com OH-

MnO4- MnO2 + 2OH-

2I- I2

Potencial de redução É a capacidade de uma reação de atrair os elétrons para si. Em outras palavras, o potencial de redução de um elemento é a capacidade dele de sofrer redução: quanto maior o potencial de redução, maior a capacidade do elemento de reduzir. É interessante perceber que, quanto maior o potencial de redução, maior a capacidade oxidante (ou seja, tem maior capacidade de oxidar outros compostos).

O potencial de redução é muito utilizado na previsão de qual espécie irá sofrer redução e qual irá sofrer oxidação.

Entre o cálcio e o magnésio, por exemplo, o magnésio tem maior potencial de redução, portanto em uma situação de reação redox, o magnésio iria reduzir e, consequentemente, o cálcio iria oxidar.

4 – Balancear H.

2H2O + MnO4- MnO2 + 2OH- + 2OH-

2I- I2

5 – Igualar as cargas com elétrons

2H2O + MnO4- + 3e-

MnO2 + 4OH-

2I- I2 + 2e-

6 – Multiplicar os coeficientes das reações

4H2O + 2MnO4- + 6e-

2MnO2 + 8OH-

6I- 3I2 + 6e-

7 – Somar as semi-reações.

4H2O + 2MnO4- + 6I- 2MnO2 + 8OH- + 3I2

Já entre o magnésio e o cobre, por exemplo, o cobre iria reduzir e o magnésio iria oxidar, pois o cobre possui maior potencial de redução que o magnésio.

Uma informação interessante sobre os potenciais de eletrodo é que eles são sempre comparações: não se pode falar simplesmente que o potencial de um eletrodo é X; o eletrodo tem um potencial X com relação a outro eletrodo. Portanto, para facilitar os estudos, tomou-se como referência o eletrodo de H (que, portanto, tem potencial igual a zero). Portanto, quando dizem que o potencial do eletrodo Y é X, estão dizendo que o potencial do eletrodo Y é X com relação ao H (essa informação foi mais curiosidade, não afetará muito os exercícios).

IMPORTANTE: O potencial de redução não depende da quantidade de matéria do elemento. Se multiplicarmos uma reação por dois, dobrando seus coeficientes, não dobramos o ΔE também.

Pilha (célula galvânica)

Definição Uma pilha é um sistema, formado por dois eletrodos e um (ou dois) eletrólitos, onde ocorre transferência de elétrons de um eletrodo para outro a fim de gerar trabalho elétrico.

IMPORTANTE: A pilha é um processo espontâneo

Cátodo É o eletrodo positivo, que recebe os elétrons, ou seja, onde ocorre a semi-reação de oxidação, de modo que sofra deposição de metal. O material que o constitui possui o menor potencial de redução.

Ânodo É o eletrodo negativo, que perde os elétrons, ou seja, onde ocorre a semi-reação de redução, de modo que sofra corrosão. O material que o constitui possui o maior potencial de redução.

Ponte salina Tubo que liga os dois eletrólitos. Possui algum sal dentro e é responsável por manter o desequilíbrio de cargas por mais tempo. Seu funcionamento exato ainda é um pouco desconhecido.

Potencial É a voltagem gerada pela pilha. Para calcula-lo, basta subtrair o menor potencial de redução de um dos eletrodos do maior potencial de redução, do outro eletrodo. Para entender o porque desse método, basta pensar que o eletrodo com menor potencial de redução irá oxidar, ou seja, ocorrerá a reação inversa, que possui potencial de redução com sinal contrário (o potencial de oxidação é o negativo do potencial de redução); então, soma-se os potenciais, mas com um deles negativo, de modo que seja mais fácil pensar na subtração.

IMPORTANTE: O potencial de uma pilha é sempre positivo! Veremos o motivo nas próximas sessões.

Relação com a termodinâmica Como dito no resumo de soluções, equilíbrio e solubilidade, a energia livre de Gibbs indica, além da espontaneidade da reação, o máximo trabalho de não expansão. Nesse sentido, a energia livre de Gibbs é bastante útil para estudos de combustíveis e de alimentos, por exemplo. Ela é útil, também, para a eletroquímica, nos fornecendo uma fórmula de grande importância:

ΔG = wmáx

ΔG = qU

ΔG = -nFU

ΔG = -nFΔE

Chegamos, portanto, na fórmula:

Da física, o trabalho elétrico realizado por cargas em

movimento é a carga vezes a diferença de potencial.

A carga é o número de mols de elétrons envolvidos na reação vezes a constante de Faraday, que indica a carga de um mol de elétrons. O menos indica que estamos falando de elétrons, de carga negativa.

Simples mudança de nome da variável, para que a diferença de potencial

tenha a mesma nomenclatura que estávamos utilizando.

Exemplo 3

Calcule o potencial da pilha formada por eletrodos de alumínio e de níquel. Verifique os dados da tabela da sessão de potencial de redução.

As reações de redução dos metais envolvidos são:

Al3+ + 3e- Al ΔEred = -1,66 V

Ni2+ + 2e- Ni ΔEred = -0,25 V

Como o potencial de redução do níquel é maior, ele irá reduzir. Portanto, as reações que acontecem são:

Ni2+ + 2e- Ni ΔEred = -0,25 V

Al Al3+ + 3e- ΔEoxi = +1,66 V

Repare no sinal invertido do potencial da semi-reação do alumínio. Como o sinal já foi invertido, basta somar os potenciais: ΔE = 1,66-0,25 = 1,41V

ΔG = -nFΔE

Onde n = número de mols de elétrons envolvidos na reação

F = constante de Faraday (carga de um mol de elétrons)

ΔE = potencial da reação

Agora podemos entender porque o ΔE de uma pilha é sempre positivo: como ela é um processo espontâneo, seu ΔG é menor que 0. Portanto, segundo a equação acima, seu ΔE tem que ser sempre positivo.

IMPORTANTE: À medida que a reação redox ocorre na pilha, ela tende ao equilíbrio, ou seja, ΔG tende a 0. Portanto, ΔE também tende a 0. Conclusão: a voltagem gerada pela pilha diminui com o tempo até que ela atinja o equilíbrio, situação na qual deixa de gerar potencial (é quando se diz que a pilha acabou).

Equação de Nernst Equação utilizada para se obter o potencial padrão de redução fora das condições padrão. Em outras palavras, mostra como o potencial de uma Ela é obtida substituindo o ΔG da expressão acima na expressão para cálculo do ΔG fora das condições padrão, obtida na aula de soluções, equilíbrios e solubilidade.

ΔE = ΔEo – RT lnQ

nF

Onde ΔE = potencial da reação fora das condições padrão

ΔEo = potencial da reação nas condições padrão

R = constante universal dos gases

T = temperatura (em kelvin)

n = número de mols de elétrons transferidos na reação

F = constante de Faraday

Q = quociente da reação na situação de interesse (ver resumo da aula de soluções, equilíbrios e solubilidade).

IMPORTANTE: pode-se utilizar a fórmula acima fora das condições padrão (25oC, 1bar, 1M); o ΔE obtido estará nas mesmas condições do ΔG. A Equação de Nersnt é utilizada quando temos o ΔE nas condições padrão e queremos calcula-lo em outras condições.

Exemplo 3

Calcule o potencial de célula, em 25oC, de uma célula de Daniell na qual a concentração de íons Zn2+ é 0,1 mol/L e a de íons Cu2+ é 0,001 mol/L.

Basta aplicarmos a Equação de Nernst:

ΔE = 1,1 – (0,025693/2)xln(0,1/0,001)

ΔE = +1,04V

OBS: 0,025693 é o valor aproximado de RT/F a 25oC.

Outra aplicação importante da equação de Nernst é no cálculo da concentração em células de concentração (células em que os dois eletrodos sãos iguais, mas os eletrólitos possuem concentrações diferentes). Nesse caso, basta lembrar que ΔEo = 0, pois nas condições padrão as células são iguais.

Pode-se, ainda, usar a equação de Nernst para calculo do pH de soluções, pela utilização de eletrodos seletivos para íons (no caso, seletivo para o H+)

Notação da pilha A pilha de Daniell, por exemplo, na qual o Zn oxida a Zn2+ e o Cu2+ reduz a Cu, é representada pela seguinte expressão:

Zn/Zn2+

//Cu2+

/Cu

Série eletroquímica É uma tabela na qual reações de redução são organizadas de forma decrescente de potencial de redução. É útil para prever qual eletrodo será o cátodo e qual será o ânodo da pilha: as espécies oxidadas (a esquerda) são capazes de oxidar as substâncias abaixo delas na série, enquanto as espécies reduzidas (a direita) tem a capacidade de reduzir as substâncias acima delas na série (não é preciso decorar isso, pois basta analisar os ΔE de cada reação para ver qual irá reduzir e qual irá oxidar).

Como o eletrodo de H é adotado como padrão, os pares redox com ΔE > 0 não podem reduzir o H, enquanto os pares cujo ΔE for menor que 0, podem.

Eletrólise

Definição Uma eletrólise é um sistema formado por dois eletrodos imersos em um líquido (o eletrólito) e ligados a um gerador, que fornecerá um potencial para o sistema, permitindo que ocorra redução e oxidação de substâncias do líquido nos eletrodos.

IMPORTANTE: A eletrólise não é um processo espontâneo

Cátodo É o eletrodo negativo, que atrai os cátions do eletrólito para a redução. É quem recebe os elétrons do gerador e do ânado.

Ânodo É o eletrodo positivo, que atrai os ânions do eletrólito para a oxidação. É quem manda elétrons para gerador e para o cátodo.

Tipos de eletrólise Existem dois tipos de eletrólise. Veremos brevemente sobre cada um deles:

1 – Eletrólise ígnea É a eletrólise na qual o eletrólito é um sal fundido. Nesse caso, não precisa ter preocupação com qual substância irá reduzir e qual irá oxidar, pois as únicas opções são os cátions e ânions do sal.

2 – Eletrólise aquosa É a eletrólise na qual o eletrólito é uma solução aquosa. Nesse caso, é necessário preocupar-se com qual substância irá reduzir e qual irá oxidar, pois há mais de um candidato para essas reações: os

íons provenientes dos sais dissolvidos na água e o OH- e o H+ provenientes da água (alguns pensam na água como um composto só, que pode sofrer redução ou oxidação. Contudo, eu acho que para estudos de eletrólise é mais fácil pensar na água como OH- e H+ separados).

Para saber quais substâncias irão reagir nos eletrodos, é preciso analisar os potenciais de redução e de oxidação de cada um. Se esses dados não estiverem disponíveis, há duas regras que auxiliam na previsão de quem reduzirá e quem oxidará (só utilize a regra se não tiver os potencias de redução disponíveis, pois a previsão pelos potenciais é muito mais precisa):

- OH- oxida antes de ânions oxigenados e fluoretados.

- H+ reduz antes de cátions das famílias 1A, 2A e do alumínio.

OBS: Se a tabela de potenciais fornecidas apresentar a redução/oxidação da água como um composto único, utilize o raciocínio de separá-la em OH

- e H

+

apenas para predizer se ela irá reagir em algum dos eletrodos e, então, utilize a equação fornecida. Ou, se preferir, sempre considere a água como uma espécie só. A decisão é sua.

Potencial É a voltagem que precisa ser fornecida para que ocorra as reações de redução e de oxidação. O cálculo é igual o que foi feito para a pilha.

IMPORTANTE: O potencial calculado para uma eletrólise é sempre negativo! Isso porque ela não é um processo espontâneo, portanto ΔG deve ser maior do que zero.

Portanto, para saber qual potencial deve ser fornecido ao sistema para que ocorra as reduções e oxidações desejadas basta calcular o potencial do mesmo modo que foi feito para a pilha e inverter o sinal. Por exemplo, se o cálculo deu -2,3V teoricamente é preciso fornecer 2,3V para o sistema para que ocorra a reação de interesse. Teoricamente.

Na prática, é preciso fornecer um pouco mais de potencial para o sistema para que ocorra a reação. Isso se deve ao sobrepotencial, fenômeno característico de cada eletrodo (cada eletrodo tem uma tensão de sobrepotencial).

Lei de Faraday da eletrólise A quantidade de produto formado ou do reagente consumido por uma corrente elétrica é estequiometricamente equivalente à quantidade de elétrons fornecidos.

Exemplo 4

Calcule a tensão necessária para que ocorra eletrólise da água.

Dados: 2H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH- (aq) Eo = -0,83V

2H2O(l) O2(g) + 4H+ (aq) + 4e- E0 = -1,23 V

Esse exercício é bastante simples, pois as reações já foram fornecidas no sentido certo: uma de redução e outra de oxidação. Portanto, para acharmos o potencial da célula, basta fazermos ΔE=-0,83-1,23 = -2,06V. Teoricamente precisa-se, então, fornecer 2,06V para o sistema.

Contudo será necessário um valor maior, devido ao sobrepotencial. Se o eletrodo for de platina, por exemplo, o sobrepotencial é de 0,6V, de modo que teria que ser fornecido 2,06+0,6 = 2,66V ao sistema.

Essa lei é base para um tipo clássico de exercício de eletrólise, portanto vamos compreendê-la melhor com um exemplo.

Exemplo 5

O alumínio é produzido pela eletrólise de seu óxido dissolvido em criolita fundida (Na3AlF6). Encontre a massa de alumínio que pode ser produzida em um dia em uma célula eletrolítica que opera continuamente com 1x105 A. A criolita não reage.

Dado: massa molar do Al = 26,982 g/mol

F = 96485 C/mol

Da física temos que a corrente é a quantidade de carga por unidade de tempo:

i = Q/t

105 = Q/(3600x24)

Q = 86400x105 C foram utilizados para produzir Al

Utilizando a constante de Faraday, temos que:

1 mol de elétrons ------------- 96485C

n mols de elétrons ------------ 86400x105C

n = 0,895x105 mols de elétrons foram utilizados para produzir Al

A reação de redução do alumínio é:

Al3+ + 3e- Alo

Portanto, temos:

3 mols de elétrons ------------------- 1 mol de Al

0,895x105 mols de elétrons ------- x mols de Al

x = 0,298x105 mols de Al

Por fim, como a massa molar do Al é 26,982 g/mol, temos:

1 mol de Al ------------------------- 26,982g

0,298x105 mols de Al ----------- m

m = 8,05x105 g de Al foram produzidas.

Corrosão

Definição Corrosão é uma oxidação indesejada, que acaba destruindo os materiais.

O que ocorre na corrosão Para ocorrer corrosão, é preciso de oxigênio e água. O potencial de redução do oxigênio é maior do que o potencial de redução do ferro, de modo que o O2 dissolvido nas extremidades de uma gota de água oxida o ferro nessa região, segundo as reações:

2Fe(s) 2Fe2+(aq) + 4e-

O2(g) + 4H+(aq) +4e- 2H2O(l)

2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq) 2Fe2+

(aq) + 2H2O(l)

Para que o ferro na extremidade não sofra essa oxidação, ele puxa elétrons do ferro no centro da gota (longe do O2), oxidando-o a Fe2+. Dessa forma, o ferro no centro da gota atua como ânodo, perdendo elétrons, e o ferro da extremidade funciona como cátodo, recebendo elétrons.

O Fe2+ formado será oxidado novamente pelo oxigênio, formando Fe3+. Esses íons precipitam como óxido hidratado, formando a ferrugem.

É interessante constatar que quanto mais sais presente na gota, mais rápida é a corrosão, pois mais rápida é a condução de elétrons na gota.

Como evitar a corrosão Tem vários jeitos de se evitar a corrosão, como a passivação e a proteção catódica. Vamos analisar esses dois.

Galvanização A galvanização consiste em cobrir o metal a ser protegido com outro metal, a fim de que esse outro metal oxide no lugar do metal a ser protegido. Essa técnica é bastante eficaz devido à formação de óxidos do metal usado de cobertura, que formam uma camada protetora que impede que a corrosão desse metal prossiga. A proteção por essa camada de óxido é chamada de passivação.

Um ponto importante da galvanização é que deve-se priorizar a utilização de camadas protetoras formadas por metais com potencial de redução menor do que o do metal que se quer proteger. Isso porque se, por acaso, formar uma falha na camada protetora, expondo o metal protegido à atmosfera, ainda não ocorrerá corrosão dele, pois o metal de cobertura irá fornecer elétrons para o metal a ser protegido na região em que ele está exposto (o metal a ser protegido atua como cátodo e o metal de proteção, como ânodo).

Isso não aconteceria se o metal de proteção tivesse maior potencial de redução do que o metal a ser protegido, apesar de sua utilização ser válida em termos de passivação.

Proteção catódica Quando se quer proteger algo muito grande para ser galvanizado (como navios, encanamentos, etc.), usa-se a proteção catódica: conecta-se um bloco de um metal mais redutor do que o metal que se quer proteger à estrutura a ser protegida. Assim, quando o metal a ser protegido sofrer oxidação, o bloco cederá elétrons para a estrutura de interesse, oxidando no lugar. O bloco é chamado de ânodo de sacrifício.

Diagramas de Latimer

O que é É um diagrama no qual as espécies com diferentes números de oxidação de um determinado elemento são organizadas uma ao lado da outra, com o maior NOX à esquerda e o menor à direita. Ligando as espécies adjacentes há linhas horizontais sobre as quais se coloca o potencial de redução da reação que transforma uma espécie na outra. Diagrama do cloro em meio ácido, por exemplo:

Como aplicar o diagrama a espécies não adjacentes Para isso, precisamos lembrar de duas coisas: primeiro, que a energia livre de Gibbs é uma função de estado, ou seja, depende só da situação inicial e final, não do caminho; segundo, a fórmula ΔG = -nFΔE. Para compreendermos, vamos pensar no seguinte exemplo hipotético:

M+2 +1 0

M MΔG1 ΔG2

3ΔG

Nesse exemplo, temos que:

ΔG3 = ΔG1 + ΔG2

-n3FΔE3 = -n1FΔE1 – n2FΔE2

ΔE3 = n1ΔE1 + n2ΔE2

n3

Onde n1 = número de mols de elétrons envolvidos na primeira redução

n2 = número de mols de elétrons envolvidos na segunda redução

n3 = número de mols de elétrons envolvidos nas duas reduções, ou seja, n1 + n2.

Percebe-se, portanto, que para calcular o potencial de redução para espécies não adjacentes basta realizarmos uma média ponderada pelo número de mols de elétrons com os potenciais de redução para todas as ligações que ligam as espécies de interesse.

Influência do meio O meio influencia nos potenciais de redução. Se a redução de um oxiânion envolver a perda de oxigênio, ela será favorecida em meio ácido, pois o H+ ajudará a tirar o oxigênio para formar água. Assim, um oxiânion pode ser mais oxidante em meio ácido do que em meio básico.

Desproporcionamento É quando um átomo de um elemento doa elétrons para outro átomo do mesmo elemento, ou seja, quando ocorre a reação 2M+ M2+ + Mo.

Para saber se ocorrerá o desproporcionamento, basta analisar os potenciais de redução adjacentes à espécie de interesse: se o potencial para redução da espécie for maior do que o potencial da redução que à formou (ou seja, se o potencial da direita for maior que o da esquerda), a espécie é instável e ocorrerá desproporcionamento. Se o potencial da direita for menor que o da esquerda, a espécie é estável e não ocorrerá desproporcionamento.