Calcule os potenciais das seguintes células utilizando a equação de Nernst. Indique se a reação se processará espontaneamente na direção considerada (oxidação à esquerda, redução à direita) ou se uma fonte de voltagem externa é necessária para forçar a reação a ocorrer. \mathrm{Ag}\left|\mathrm{Ag}^{+}(0,0800 \mathrm{M}) \| \mathrm{Cu}^{2+}(0,0200 \mathrm{M})\right| \mathrm{Cu}
Passo 1
O enunciado dá uma célula eletroquímica do tipo ponte salina: \mathrm{Ag}\left|\mathrm{Ag}^{+}(0,0800\\ \mathrm{M}) \,\|\, \mathrm{Cu}^{2+}(0,0200\\ \mathrm{M})\right|\mathrm{Cu}.
O que é pedido:
Calcular o potencial da célula usando a equação de Nernst.
Dizer se a reação, na direção considerada (oxidação à esquerda: \mathrm{Ag}\to\mathrm{Ag}^++e^-; redução à direita: \mathrm{Cu}^{2+}+2e^-\to\mathrm{Cu}), é espontânea ou se é necessária uma fonte externa de voltagem.
Informações numéricas fornecidas:
\left[\mathrm{Ag}^+\right]=0,0800\\ \mathrm{M} (peguei do enunciado).
\left[\mathrm{Cu}^{2+}\right]=0,0200\\ \mathrm{M} (peguei do enunciado).
Passo 2
Escrever as meias-reações (na direção indicada pelo enunciado):
Anodo (oxidação, à esquerda): \mathrm{Ag}(s)\to\mathrm{Ag}^+(aq)+e^-.
Catodo (redução, à direita): \mathrm{Cu}^{2+}(aq)+2e^-\to\mathrm{Cu}(s).
Valores padrão de potenciais de eletrodo (tabela padrão):
Interpretação rápida: E^\circ_{\text{célula}}<0é indica que, sob condições padrão, a reação escrita NÃO é espontânea.
Passo 5
Escrever a equação de Nernst (forma conveniente a 25{^\circ}\mathrm{C}):
E=E^\circ-\dfrac{0,05916}{n}\log_{10}Q,
onde:
E é o potencial da célula nas condições dadas;
E^\circ é o potencial-padrão da célula;
n é o número de elétrons transferidos na reação global (aqui n=2);
Q é o quociente de reação (produto das concentrações dos produtos elevadas aos seus coeficientes estequiométricos, dividido pelo mesmo para reagentes), com espécies sólidas omitidas.
Passo 6
Determinar o quociente de reação Q para a reação global:
A reação global é \;2\mathrm{Ag}(s)+\mathrm{Cu}^{2+}\to 2\mathrm{Ag}^++\mathrm{Cu}(s)\;. Sólidos não entram em Q, portanto
Interpretação final (o que isso significa na prática):
Como E<0, a reação escrita (oxidação da prata à esquerda e redução do cobre à direita) NÃO ocorre espontaneamente nas condições dadas.
Para forçar a reação a ocorrer no sentido indicado é necessária uma fonte externa que aplique uma diferença de potencial de pelo menos |E|=0,448\\ \mathrm{V} (na prática recomenda-se um pouco mais por perdas e sobrepotenciais).
Resposta
E\approx-0,448\\ \mathrm{V}
Reação não espontânea na direção considerada; é necessária uma fonte externa de pelo menos 0,448\\ \mathrm{V} para forçar a reação.