Calcule o potencial de cada uma das células seguintes. Indique se cada célula, como descrita, é galvânica ou eletrolítica (lembrando que, por convenção, as semi-células da direita e esquerda são o cátodo e o ânodo, respectivamente):
\mathrm{Cu} / \mathrm{CuI}(\mathrm{s}), \mathrm{KI}(0,010 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}) / / \mathrm{KI}(0,20 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}), \mathrm{CuI}(\mathrm{s}) / \mathrm{Cu}

Passo 1

Temos uma célula de concentração cujas semi-células são idênticas, com reação de eletrodo envolvendo precipitado de CuI. O anodo (oxidação) está à esquerda em solução de KI 0,010\;\mathrm{mol/L} e o cátodo (redução) à direita em solução de KI 0,20\;\mathrm{mol/L}. Para resolver, vamos usar a meia-reação comum e a equação de Nernst para células de concentração.

Passo 2

Escrevemos a meia-reação que ocorre em cada eletrodo:
\mathrm{CuI}(s) + e^- \rightleftharpoons \mathrm{Cu}(s) + \mathrm{I}^-(aq)
Como as duas semi-células são idênticas, o potencial padrão da célula é nulo, isto é,
E^\circ_{\text{cel}}=0.
Logo o potencial depende apenas do quociente de reação Q via equação de Nernst:
E_{\text{cel}} = \frac{RT}{nF}\ln Q.

Passo 3

A reação global, ao cancelarmos sólidos e elétrons, é
\mathrm{I}^-_{\text{(esq)}} \to \mathrm{I}^-_{\text{(dir)}},
logo o quociente de reação é
Q = \frac{a\bigl(\mathrm{I}^-_{\text{dir}}\bigr)}{a\bigl(\mathrm{I}^-_{\text{esq}}\bigr)} = \frac{0,20}{0,010}.

Passo 4

Usando T=298\;\mathrm K, n=1 e convertendo para logaritmo decimal:
E_{\text{cel}} = \frac{0,05916}{1}\,\log\!\biggl(\frac{0,20}{0,010}\biggr) =0,05916\times\log(20) \approx0,05916\times1,3010 \approx0,077\;\mathrm V.
Como E_{\text{cel}}>0, a célula funciona espontaneamente no modo galvânico.

Resposta

E_{\text{cel}} = +0{,}077\;\mathrm V; célula galvânica.

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