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)
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.