Primeiro, vamos entender o que o exercício está pedindo. Temos uma célula eletroquímica composta por ferro () e íons de ferro () de um lado, e íons de hidrogênio () e gás hidrogênio () do outro. O objetivo é calcular a tensão (ou potencial elétrico) que essa célula produz a . Para isso, vamos precisar usar a teoria das células eletroquímicas, identificar as reações de oxidação e redução, e aplicar a equação de Nernst para considerar as concentrações e pressões dadas.
Passo 2
Primeiro, vamos identificar as duas semi-reações que ocorrem na célula: uma de oxidação e outra de redução.
A reação de oxidação ocorre no ânodo:
Fe(s) Fe^2+ (aq) + 2e^-
A reação de redução ocorre no cátodo:
2H^+ (aq) + 2e^- H2 (g)
Passo 3
Em seguida, precisamos encontrar os potenciais padrão de cada semi-reação. Consultando a tabela de potenciais padrão ( Fe^2+ (aq) + 2e^- Fe (s) E° = -0,44 , V ):
Para a semi-reação do ferro:
2H^+ (aq) + 2e^- H2 (g) E° = 0,00 , V
Para a semi-reação do hidrogênio:
Passo 4
Agora, calculamos o potencial padrão da célula ( E°célula = E°cátodo - E°ânodo é) utilizando a fórmula:
E°célula = 0,00 , V - (-0,44 , V) = 0,44 , V éáâ
Substituindo os valores:
é
Passo 5
Como as concentrações dos íons e a pressão do gás hidrogênio são diferentes das condições padrão, vamos usar a equação de Nernst para calcular o potencial da célula ( Ecélula = E°célula - 0,0592n log Q é):
Q = [Fe^2+][H2][H^+]^2 éé
Onde:
Q = 0,45 times 0,85(0,20)^2 = 0,38250,04 = 9,5625 mol de elétrons transferidos
Ecélula = 0,44 , V - 0,05922 log (9,5625) é o quociente de reação:
log (9,5625) approx 0,980
Substituindo os valores fornecidos:
Ecélula = 0,44 , V - 0,05922 times 0,980 approx 0,44 , V - 0,0292 , V = 0,4108 , V
Aplicando na equação de Nernst:
é
Calculando o logaritmo:
Então:
é
Resposta
A tensão produzida pela célula a é aproximadamente .