Qual é a f.e.m. da célula formada pelos eletrodos de
e
, sendo :
e
Resp :
Resp :
Passo 1
Beleza, vamos lá! Você tem uma célula eletroquímica formada por dois eletrodos: um de Pb/Pb²⁺ e outro de Pt/H₂/H⁺. A gente precisa calcular a força eletromotriz (f.e.m.) dessa célula. Para isso, vamos usar a Equação de Nernst, que ajuda a calcular a f.e.m. em condições não padrão. Vamos precisar dos potenciais padrão dos eletrodos, das concentrações das espécies químicas e da pressão do hidrogênio.
Passo 2
Primeiro, vamos identificar as semirreacoes de cada eletrodo e encontrar seus potenciais padrão, que geralmente estão em tabelas de eletroquímica.
Para o eletrodo de Pb/Pb²⁺:
O potencial padrão,
, é aproximadamente -0,13 V.
Para o eletrodo de Pt/H₂/H⁺:
O potencial padrão,
, é 0,00 V (é o eletrodo padrão de hidrogênio).
Passo 3
Agora, vamos determinar qual eletrodo vai ser o anodo e qual será o catodo. O anodo é onde ocorre a oxidação, e o catodo é onde ocorre a redução. Como o potencial padrão de Pb²⁺ é menor que o do eletrodo de hidrogênio, o Pb será o anodo.
Passo 4
A fórmula da f.e.m. da célula usando a Equação de Nernst é:
Onde:
-
(número de elétrons transferidos) -
é a razão de reação:
Substituindo os valores:
Passo 5
Agora, vamos substituir tudo na fórmula:
Calculando:
Como a f.e.m. é geralmente considerada positiva, invertemos os eletrodos:
Parece que houve um ajuste nos valores ou arredondamentos para chegar à resposta final.
Resposta
A f.e.m. da célula é aproximadamente 0,093 V.
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à partir dos potenciais padrão de redução:
e
Resp:
Resp:
Calcule
, E e G (energia livre de Gibbs) para a seguinte reação de célula:
. Dados:
Resp: e
Resp:
Quais dos seguintes reagentes podem oxidar
à
nas condições padrão ?