Calcule o potencial teórico de cada uma das células eletroquímicas abaixo. Indique se cada célula, da maneira como está representada, é galvânica ou eletrolítica.
a) Zn|Zn^2+(0,0955 mol L^-1)||Co^2+(6,78 times 10^-3 mol L^-1)| Co
b) Pt|Fe^3+(0,131 mol L^-1), Fe^2+(0,0681 mol L^-1)||Hg^2+(0,0671 mol L^-1)| Hg
c) Cu|Cu^2+(0,0601 mol L^-1)||I^-(0,135 mol L^-1), AgI(9)| Ag

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício sobre células eletroquímicas! O que a gente precisa aqui é calcular o potencial teórico de cada uma das células e dizer se elas são galvânicas ou eletrolíticas. Para isso, vamos usar a teoria das células eletroquímicas, que envolve entender as reações de oxidação e redução, além de aplicar a Equação de Nernst para calcular o potencial das células considerando as concentrações dos íons.

Passo 2

Vamos começar com a célula a):
Zn mid Zn^2+(0,0955, mol/L) mid mid Co^2+(6,78 times 10^-3, mol/L) mid Co
Primeiro, identificamos os semicelulares de anodo e catodo.

Passo 3

Anodo (oxidação):
O zinco está sendo oxidado:
Zn Zn^2+ + 2e^-
Catodo (redução):
O cobalto está sendo reduzido:
Co^2+ + 2e^- Co

Passo 4

Agora, vamos pegar os potenciais padrão de redução ( ) para cada reação:

Passo 5

Como o zinco está sendo oxidado, o potencial de anodo será o inverso do potencial de redução:
Eanodo = -E^circZn^2+/Zn = +0,76, V
O catodo mantém o potencial de redução:
Ecatodo = -0,28, V

Passo 6

A diferença de potencial padrão da célula é:
E^circcélula = E^circcatodo - E^circanodo = (-0,28) - (+0,76) = -1,04, V é

Passo 7

Como temos concentrações diferentes de íons, vamos usar a Equação de Nernst:
E = E^circ - 0,0592n log Q
Onde Q = [Zn^2+][Co^2+] é o quociente de reação:
Q = 0,09556,78 times 10^-3 approx 14,11
Substituindo os valores:

Passo 8

Agora, aplicando a Equação de Nernst:
E = -1,04, V - 0,05922 log(14,11) approx -1,04, V - 0,0296 times 1,15 approx -1,04, V - 0,034, V = -1,074, V

Passo 9

Como o potencial da célula é negativo ( ), isso indica que a reação não é espontânea na direção escrita. Portanto, a célula é eletrolítica.

Passo 10

Vamos agora resolver a célula b):
Pt mid Fe^3+(0,131, mol/L), Fe^2+(0,0681, mol/L) mid mid Hg^2+(0,0671, mol/L) mid Hg
Aqui, temos uma célula com ferro e mercúrio. Precisamos identificar as reações de redução e oxidação e calcular o potencial teórico.

Passo 11

Primeiro, identificamos as semirreactions:
Anodo (oxidação):
Fe^2+ Fe^3+ + e^-
Catodo (redução):
Hg^2+ + 2e^- Hg

Passo 12

Pegando os potenciais padrão de redução:

Passo 13

Como o ferro está sendo oxidado, invertemos seu potencial:
Eanodo = -0,77, V
O potencial do catodo permanece:
Ecatodo = +0,85, V

Passo 14

Diferença de potencial padrão da célula:
E^circcélula = 0,85, V - (-0,77, V) = 1,62, V é

Passo 15

Aplicando a Equação de Nernst. Primeiramente, calculamos Q = [Fe^3+][Fe^2+][Hg^2+]^2 :
Q = 0,1310,0681 times (0,0671)^2 approx 0,1310,0681 times 0,00450 approx 0,1310,000306 approx 427
Substituindo:

Passo 16

Número de elétrons transferidos ( E = 1,62, V - 0,05922 log(427) approx 1,62, V - 0,0296 times 2,63 approx 1,62, V - 0,078, V = 1,542, V ) é 2.
Aplicando a Equação de Nernst:

Passo 17

Como o potencial da célula é positivo ( ), a reação é espontânea na direção escrita. Portanto, a célula é galvânica.

Passo 18

Vamos finalizar com a célula c):
Cu mid Cu^2+(0,0601, mol/L) mid mid I^- (0,135, mol/L), AgI(s) mid Ag
Aqui, temos cobre e prata com iodeto sólido. Vamos identificar as reações e calcular o potencial.

Passo 19

Identificamos as semirreactions:
Anodo (oxidação):
Cu Cu^2+ + 2e^-
Catodo (redução):
Ag^+ + e^- Ag
Note que o iodeto sólido ( ) atua como um eletrólito sólido, mantendo o em equilíbrio com .

Passo 20

Pegando os potenciais padrão de redução:

Passo 21

Como o cobre está sendo oxidado, invertemos seu potencial:
Eanodo = -0,34, V
O potencial do catodo permanece:
Ecatodo = +0,80, V

Passo 22

Diferença de potencial padrão da célula:
E^circcélula = 0,80, V - (-0,34, V) = 1,14, V é

Passo 23

Aplicando a Equação de Nernst. Primeiro, calculamos Q = [Cu^2+][Ag^+]^2 :
Q = 0,0601(0,135)^2 = 0,06010,0182 approx 3,30
Considerando que está em equilíbrio com , podemos assumir que :

Passo 24

Número de elétrons transferidos ( E = 1,14, V - 0,05922 log(3,30) approx 1,14, V - 0,0296 times 0,518 approx 1,14, V - 0,0153, V = 1,1247, V ) é 2.
Aplicando a Equação de Nernst:

Passo 25

Como o potencial da célula é positivo ( ), a reação é espontânea na direção escrita. Portanto, a célula é galvânica.

Resposta

c) O potencial teórico da célula é aproximadamente e a célula é galvânica.

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