Potenciais-Padrão de Redução ( E red ^ red ) Volt (V)
Zn^2+ (aq)+2 e^- longrightarrow Zn(s) -0,76
Ni^2+ (a q)+2 e^- longrightarrow Ni(s) -0,23
Cu^2+ (aq)+2 e^- longrightarrow Cu(s) +0,34
f) Neste momento você deseja montar uma pilha de concentração com os elementos presentes na tabela. Considerando as concentrações do ânodo iguais a 1,0 times 10^-2 mol / L e as do cátodo iguais a 1,0 times 10^-1 mol / L, determine o potencial real inicial de cada pilha de concentração, mostrando todas as etapas envolvidas no processo.

Passo 1

Beleza, vamos lá! Você tem uma tabela com os potenciais padrão de redução para o zinco (Zn), níquel (Ni) e cobre (Cu). A tarefa é montar uma pilha de concentração usando esses elementos, com concentrações específicas no ânodo e no cátodo. Nosso objetivo é determinar o potencial real inicial de cada pilha de concentração. Para isso, vamos precisar entender um pouco sobre células eletroquímicas e usar a equação de Nernst.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar o que é uma pilha de concentração. É um tipo de célula eletroquímica onde os eletrodos são do mesmo material, mas as soluções têm concentrações diferentes de íons. Isso cria um gradiente de concentração que gera uma diferença de potencial elétrico.

Passo 3

Agora, vamos identificar os elementos que podemos usar para montar as pilhas de concentração. Pela tabela, temos:
  • Zinco (Zn)
  • Níquel (Ni)
  • Cobre (Cu)
Vamos montar uma pilha de concentração para cada um desses metais.

Passo 4

Para calcular o potencial real da pilha, usamos a Equação de Nernst:
E = E^circ - RTnF ln Q
Onde:
  • é o potencial real da pilha.
  • é o potencial padrão de redução.
  • é a constante dos gases (8,314 J/mol·K).
  • é a temperatura em Kelvin (vamos usar 298 K, que é 25°C).
  • é o número de elétrons transferidos na reação.
  • é a constante de Faraday (96485 C/mol).
  • é o quociente de reação, que no caso das pilhas de concentração é a razão das concentrações no ânodo e no cátodo.
Como a temperatura e as constantes são as mesmas para todas as pilhas, podemos simplificar a equação, especialmente se considerarmos a temperatura padrão.

Passo 5

Para simplificar, usamos uma versão simplificada da equação de Nernst a 25°C (298 K):
E = E^circ - 0,0591n log ( [Feu][Fd] )
Onde:
  • é a concentração do eletrólito no ânodo.
  • é a concentração do eletrólito no cátodo.
Nesse caso, e .

Passo 6

Agora, vamos calcular Q = 1,0 times 10^-21,0 times 10^-1 = 110 = 0,1 , que é :

Passo 7

Substituímos os valores na equação de Nernst para cada metal. Vamos lembrar que para todas as reações apresentadas, EZn = -0,76, V - 0,05912 log (0,1) elétrons.

Para o Zinco (Zn):

ENi = -0,23, V - 0,05912 log (0,1)

Para o Níquel (Ni):

ECu = +0,34, V - 0,05912 log (0,1)

Para o Cobre (Cu):

Passo 8

Calculamos agora o termo 0,05912 times (-1) = -0,02955, V :
Sabemos que EZn = -0,76, V - (-0,02955, V) = -0,76, V + 0,02955, V = -0,73045, V , então:
ENi = -0,23, V - (-0,02955, V) = -0,23, V + 0,02955, V = -0,20045, V
Substituindo de volta:

Para o Zinco (Zn):

ECu = +0,34, V - (-0,02955, V) = +0,34, V + 0,02955, V = +0,36955, V

Para o Níquel (Ni):

Para o Cobre (Cu):

Resposta

Os potenciais reais iniciais das pilhas de concentração são:
  • Zinco (Zn):
  • Níquel (Ni):
  • Cobre (Cu):

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