Calcule o potencial de uma célula eletroquímica com Ni(s) e Ni( NO3)2 0,250 mol L^-1 em um compartimento e, Cd(s) e Cd(NO3)2 0,050 mol L^-1 no outro compartimento. Um condutor externo liga os dois eletrodos e uma ponte salina de KCl liga as duas soluções. Dados: Ni^2+(aq)+2 e^- rightarrows Ni(s) e E^0=-0,250 V ; Cd^2+(aq)+2 e rightarrows Cd(s) e E^circ=-0,403 V(R: 0,174 V)

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício de célula eletroquímica juntos! O que a gente tem aqui é uma célula formada por dois eletrodos: um de níquel ( ) e outro de cádmio ( ). As soluções ao redor desses eletrodos têm concentrações diferentes de nitrato de níquel ( ) e nitrato de cádmio ( ). Nosso objetivo é calcular o potencial dessa célula eletroquímica. Para isso, vamos precisar usar a Equação de Nernst, que nos ajuda a calcular o potencial de eletrodo considerando as concentrações dos íons envolvidos.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar as duas semi-reações e seus potenciais padrão ( Ni^2+(aq) + 2 e^- rightarrows Ni(s) E^circ = -0,250 , V ):
  1. Redução do Níquel:
    Cd^2+(aq) + 2 e^- rightarrows Cd(s) E^circ = -0,403 , V
  2. Redução do Cádmio:

Passo 3

Agora, precisamos determinar qual eletrodo vai ser o ânodo (oxidação) e qual ser�� o cátodo (redução). Para isso, comparamos os potenciais padrão:
  • O eletrodo com menor será o ânodo.
  • O eletrodo com maior será o cátodo.
Aqui, e . Como -0,403 V é menor que -0,250 V, o cádmio será o ânodo e o níquel será o cátodo.

Passo 4

Vamos escrever as semi-reações com seus processos de oxidação e redução:
  • Ânodo (Oxidação do Cádmio):
    Cd(s) Cd^2+(aq) + 2 e^- E^circ = +0,403 , V
  • Cátodo (Redução do Níquel):
    Ni^2+(aq) + 2 e^- Ni(s) E^circ = -0,250 , V
Observe que invertemos a reação do cádmio para que ela represente a oxidação, e o sinal do também mudou.

Passo 5

A próxima etapa é calcular o potencial padrão da célula ( E^circcélula = E^circcátodo - E^circânodo é) usando a fórmula:
E^circcélula = (-0,250 , V) - (+0,403 , V) = -0,653 , V éáâ
Substituindo os valores:
é

Passo 6

Agora, como as soluções têm concentrações diferentes das dos íons, precisamos usar a Equação de Nernst para ajustar o potencial da célula. A equação geral é:
E = E^circcélula - 0,0592n log Q é
Onde:
  • é o potencial da célula.
  • é é o potencial padrão da célula.
  • é o número de elétrons transferidos na reação.
  • é o quociente de reação.

Passo 7

Vamos identificar cada componente:
  • Número de elétrons ( Q = 0,250 , mol,L^-10,050 , mol,L^-1 = 5 ): Nas duas semi-reações, .
  • Quociente de reação ( ): É dado por .
Substituindo os valores fornecidos:

Passo 8

Agora, vamos substituir tudo na Equação de Nernst:
E = -0,653 , V - 0,05922 log 5
Calculando:
0,05922 = 0,0296
log 5 approx 0,69897
0,0296 times 0,69897 approx 0,0207
Portanto:
E = -0,653 , V - 0,0207 , V = -0,6737 , V

Resposta

O potencial da célula eletroquímica é aproximadamente .

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