Exercícios Resolvidos de Equação de Nernst

UERJ – Lista de Eletroquímica. Prof. Nilson Bispo. Questão 02.

Calcule a tensão produzida a 25°C pela célula:

S n ( s ) | S n a q 2 + | | A g a q + | A g ( s )

Se S n 2 + = 0,15   m o l . L - 1 e A g + = 1,7   m o l . L - 1 .

Passo 1

Numa tabela de potenciais de redução, a gente pode buscar os potenciais desses caras, assim:

S n a q 2 + + 2 e - → S n s               E R E D 0 = - 0,14   V

A g ( a q ) + + 1 e - → A g ( s )         E R E D 0 = + 0,80   V

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Passo 2

Pelo diagrama da pilha, a gente vê que o anodo é o eletrodo de estanho e o catodo é o de prata. Portanto, a reação do estanho é de OXIDAÇÃO.

Vamos inverter a reação do estanho e o sinal do potencial dele:

S n s   →   S n a q 2 + + 2 e -           E O X I 0 = + 0,14   V

A g ( a q ) + + 1 e - → A g ( s )         E R E D 0 = + 0,80   V

Você pode “pular” o passo 1. Só fizemos assim porque na maioria das tabelas o potencial exposto é o de redução, e queríamos chamar sua atenção pro fato de que, se a reação é de oxidação, o sinal troca, beleza?

Passo 3

Agora, pra reação global, precisamos igualar o número de elétrons. Multiplicamos a reação de redução da prata por 2, SEM MULTIPLICAR O VALOR DO POTENCIAL. E somamos tudo pra achar o potencial da pilha nas condições normal (25°C e concentrações de 1,0 molar).

S n s   →   S n a q 2 + + 2 e -           E O X I 0 = + 0,14   V

2 A g ( a q ) + + 2 e - → 2 A g ( s )         E R E D 0 = + 0,80   V

Reação global:

S n s +   2 A g ( a q ) + →   S n a q 2 + + 2 A g ( s )

Δ E ° = E O X I 0 + E R E D 0 = 0,14 + 0,80 = 0,94   V

Passo 4

Como as concentrações são diferentes de 1,0 molar, precisamos usar a equação de Nersnt pra calcular o potencial, a partir daquele ali que calculamos.

Pela equação completa:

Δ E = Δ E ° - R T n F .   l n ⁡ [ í o n   p r o d u t o ] [ í o n   r e a g e n t e ]

Calculamos o Δ E ° como 0,94 V, o n vai ser aquele 2, dos 2 elétrons que cortamos na reação global. O íon produto, pela reação global, é o S n 2 + e o íon reagente é o A g + , cujas concentrações foram dadas no enunciado.

Lembrando que R = 8,314   J . m o l - 1 . K - 1 , T é a temperatura em Kelvin ( 25 + 273 = 298   K ) e a constante de Faraday é F = 96495   C . m o l - 1 ... hora de calcular:

Δ E = Δ E ° - R T n F .   l n ⁡ S n 2 + A g + ²

E aquele “ao quadrado” ali na prata é porque, na reação global, ela aparece com coeficiente 2, beleza?

Δ E = 0,94 - 8,314.298 2.96495 . ln ⁡ 0,15 1,7 2 = 0,98   V

Pela equação simplificada:

Δ E = Δ E ° - 0,059 n . log ⁡ Q

Δ E = 0,94 - 0,059 2 . log ⁡ 0,15 1,7 2 = 0,98   V

Feshow.

Resposta

0,98 V

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