Calcule o potencial de redução (em Volts) da reação química a seguir, para [Ni^2+]=0,1 mol / Le[Fe^2+]=0,2 mol / L.
Fe^0+Ni^2+ Fe^2++Ni^0
Dados:
l Ni^2++2 e^- <=ftharpoons Ni ^0 varepsilon^0=-0 , 2 5 V Fe^2+ 2 e^- <=ftharpoons Fe^0 varepsilon^0=-0 , 4 4 V
ATENÇÃO: coloque na resposta apenas o valor numérico, sem unidades (a resposta é expressa em Volts) e com DOIS DÍGITOS APÓS A VIRRGULA.
Se o resultado for menor do que zero, COLOQUE 0 SINAL (NEGATIVO) na resposta. Exemplo: -9,87 .Se o resultado for maior do que zero, NÃO COLOQUE O SINAL (Exemplo: 9,87)
Resposta: square

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! O enunciado pede para calcular o potencial de redução da reação química entre Fe⁰ e Ni²⁺, usando os dados das concentrações e os potenciais padrão de redução. Vamos precisar usar conceitos de eletroquímica, especialmente a equação de Nernst, para chegar no resultado.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar as meia-reações de redução e oxidação envolvidas. Olhando os dados fornecidos:
Ni^2+ + 2 e^- <=ftharpoons Ni^0 varepsilon^0 = -0,25 V
Fe^2+ + 2 e^- <=ftharpoons Fe^0 varepsilon^0 = -0,44 V
Aqui, o Ni²⁺ está sendo reduzido e o Fe⁰ está sendo oxidado.

Passo 3

Agora, vamos calcular o potencial padrão da célula ( E^circcélula = E^circcátodo - E^circânodo é). A equação é:
E^circcélula = -0,25 - (-0,44) = 0,19 V éáâ
Onde:
  • á (redução do Ni²⁺)
  • â (oxidação do Fe⁰)
Então:
é

Passo 4

Vamos agora aplicar a equação de Nernst para ajustar o potencial em função das concentrações:
E = E^circcélula - 0,0592n log Q é
Onde:
  • E = 0,19 - 0,05922 log 2 (número de elétrons transferidos)
  • E = 0,19 - 0,0296 times 0,3010 approx 0,19 - 0,0089 = 0,1811 V
Substituindo os valores:

Resposta

0,18

Exercícios relacionados