Uma célula voltaica utiliza a seguinte reação:
2 Fe^3+(a q)+H2(g) longrightarrow 2 Fe^2+(a q)+2 H^+(a q)
(b) Qual é a fem para esta célula quando Fe^+3]=3,50 mol / L, PH 2=0,95 atm,[Fe^+2]=0,001 mol / L e pH em ambas as meia-células é igual a 4,00?

Passo 1

Beleza, vamos resolver essa questão de célula voltaica! A gente precisa encontrar a força eletromotriz (fem) dessa célula baseada na reação fornecida. Para isso, vamos usar a equação de Nernst, que nos ajuda a calcular a fem de uma célula eletroquímica considerando as concentrações dos íons e a pressão dos gases envolvidos.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar os pares redox na reação:
2 Fe^3+(aq) + H2(g) longrightarrow 2 Fe^2+(aq) + 2 H^+(aq)
Aqui, o ferro está reduzindo de Fe³⁺ para Fe²⁺, e o hidrogênio está oxidando de H₂ para H⁺.

Passo 3

Vamos escrever as potenciais padrão de redução para cada meia-reação:
Para o ferro:
Fe^3+ + e^- longrightarrow Fe^2+ E^circ = 0,77 , V
Para o hidrogênio:
2 H^+ + 2 e^- longrightarrow H2(g) E^circ = 0,00 , V

Passo 4

A fem padrão da célula é a diferença entre os potenciais de redução:
E^circcélula = E^circcátodo - E^circânodo = 0,77 , V - 0,00 , V = 0,77 , V éáâ

Passo 5

Agora, usamos a equação de Nernst para calcular a fem real da célula nas condições dadas:
E = E^circ - 0,0592n log Q
Onde:
  • é o número de elétrons transferidos (neste caso, 2).
  • é o quociente de reação.

Passo 6

Calculamos o quociente de reação Q = [Fe^2+]^2 [H^+]^2[Fe^3+]^2 PH2 :
Q = (0,001)^2 (10^-4)^2(3,50)^2 times 0,95
Substituindo os valores:

Passo 7

Calculamos Q = (1 times 10^-6) times (1 times 10^-8)12,25 times 0,95 = 1 times 10^-1411,6375 approx 8,6 times 10^-16 :

Passo 8

Agora, aplicamos na equação de Nernst:
E = 0,77 , V - 0,05922 log (8,6 times 10^-16)
Calculando o logaritmo:
log (8,6 times 10^-16) approx -15,06
Então:
E = 0,77 , V - 0,05922 times (-15,06) = 0,77 , V + 0,445 , V = 1,215 , V

Resposta

A força eletromotriz (fem) da célula é aproximadamente 1,22 V.

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