Ciao,
per calcolare la variazione del potenziale elettrodico del sistema, possiamo utilizzare l'equazione di Nernst. L'equazione di Nernst è la seguente:

E = E° - (RT / nF) * ln(Q)

Dove:
- E è il potenziale elettrodico del sistema
- E° è il potenziale standard del sistema
- R è la costante dei gas ideali (8.314 J/(mol·K))
- T è la temperatura in Kelvin
- n è il numero di elettroni coinvolti nella reazione
- F è la costante di Faraday (96,485 C/mol)
- Q è il rapporto tra le concentrazioni dei prodotti e dei reagenti, elevati ai rispettivi coefficienti stechiometrici.

Nel tuo caso, stai considerando la reazione di equilibrio:

Ag(s) + Cl-(aq) ⇌ AgCl(s)

Dato che stai aggiungendo KCl, l'equilibrio sarà raggiunto quando la concentrazione di Cl- sarà 0.10 M. Pertanto, il rapporto tra la concentrazione di Cl- e quella dell'AgCl sarà:

Q = [AgCl] / [Cl-] = 1 / 0.10 = 10

Ora, possiamo utilizzare l'equazione di Nernst per calcolare la variazione del potenziale elettrodico:

E = E° - (RT / nF) * ln(Q)

Dato che la reazione coinvolge un solo elettrone (1 e-), puoi utilizzare il valore fornito per il potenziale standard E° Ag+/Ag = 0.799 V. Assumiamo una temperatura di 298 K.

E = 0.799 V - [(8.314 J/(mol·K) * 298 K) / (1 * 96,485 C/mol)] * ln(10)

Calcolando questo valore, otteniamo la variazione del potenziale elettrodico del sistema in Agsolido / AgNO3 (0.15 M) quando si aggiunge una quantità di KCl tale che all'equilibrio la concentrazione di Cl- sia 0.10 M.