- catodo avviene la riduzione di Ag+: Ag+ + e- --> Ag(s) [Ag+ diminuisce]
-anodo avviene l'ossidazione di Ag metallico: Ag(s) ---> Ag+ + e- [Ag+ aumenta]

Applicando al catodo l'equazione di Nernst - E = E° -0,059/nlog[prodotti]/[reagenti] - abbiamo:
E = 0,8 - 0,059/log1/[Ag+] = 0,8 - 0,059log/0,1
E = 0,74 V
Come conseguenza Il potenziale dell'elettrodo Ag2CrO4/Ag sarà 0,252 = 0,74 - E(incognito).
Quindi risolvendo: E(incognito) = 0,488.

Questo potenziale sarà legato alla concentrazione dello ione Ag(+) libera in soluzione dove è presente il Ag2CrO4.

Ora calcoliamo [Ag+] presente:
0,488 = 0,8 -0,059log1/[Ag+]
da qui risolvendo si ha:
[Ag+] = 5,15x10^-6.
Ora passiamo all’elettrodo Ag2CrO4/Ag.
Consideriamo 500 mL delle due soluzioni in modo che il volume finale sia di 1L.
Considerando questi volumi avremo 0,1 moli di Ag(+) e 0,35 moli di CrO4(2-).

In seguito a mescolamento avremo la seguente reazione di precipitazione:
2 Ag(+) + CrO4(2-) --> Ag2CrO4
Dopo reazione abbiamo che :
non c'è più ione Ag(+) (reagente in difetto e che sono scomparse 0,05 moli di CrO4(2-).
Quindi la soluzione contiene 0,35 - 0,05 = 03 moli di CrO4(2-).
Nella realtà abbiamo calcolato con l’equazione di Nernst 5,15x10^-6.
Kps di Ag2CrO4 è:
Kps = [Ag+]^2*[CrO4(2-)]

Sostituiamo i valori:
Kps = (5,15x10^-6)^2*(0,3) = 8x10^-12.