Beleza, vamos lá! O enunciado pede para determinar o potencial de uma célula eletroquímica composta por dois eletrodos de hidrogênio com concentrações diferentes de HCl. A matéria envolvida aqui é Eletroquímica, mais especificamente, o cálculo do potencial de célula usando a Equação de Nernst. Para resolver isso, vamos precisar identificar as meias-reações, determinar qual é o ânodo e o cátodo, aplicar a equação de Nernst e calcular o potencial final da célula.
Passo 2
Primeiro, vamos identificar as duas metades da célula:
Ambos os eletrodos são eletrodos padrão de hidrogênio, onde o potencial padrão (E^circ) é 0 V.
Passo 3
Vamos determinar qual eletrodo será o ânodo e qual será o cátodo. O ânodo é onde ocorre a oxidação e o cátodo onde ocorre a redução. A reação espontânea vai fazer com que a solução menos concentrada (0,001 M) seja o ânodo (onde o H₂ é oxidado) e a solução mais concentrada (1 M) seja o cátodo (onde o H⁺ é reduzido).
Passo 4
A reação global da célula pode ser escrita como:
H2(g) 2H^+ (aq) + 2e^- (Ânodo) Â
2H^+ (aq) + 2e^- H2(g) (Cátodo) á
A reação global simplificada é:
H2(g)(0,001 M) H2(g)(1 M)
Passo 5
Agora, vamos aplicar a Equação de Nernst, que nos permite calcular o potencial da célula considerando as concentrações dos reagentes e produtos:
Ecélula = E^circcélula - RTnF ln Q éé
Onde:
E^circcélula = 0é V (pois ambos os eletrodos são de hidrogênio)
R = 8,314 , J mol^-1 K^-1 (constante dos gases)
T = 298 , K (temperatura ambiente)
n = 2 (número de elétrons transferidos)
F = 96485 , C mol^-1 (constante de Faraday)
Q é o quociente de reação
Para a nossa reação, Q = PH2(cátodo)PH2(ânodo) times ([H^+]cátodo[H^+]ânodo)^2áâáâ
Como a pressão de H₂ é a mesma em ambos os eletrodos (1 atm), o Q simplifica para:
Q = (1 , M0,001 , M)^2 = (1000)^2 = 10^6
Passo 6
Substituindo os valores na Equação de Nernst:
Ecélula = 0 - 8,314 times 2982 times 96485 ln(10^6) é
Calculando os valores:
Ecélula = - 2477,572192970 times 13,8155 approx -0,177 , V é