Calcule o potencial das semi-celulas:
Pt. Dado:
. Resp.:
Passo 1
Resumo do enunciado: queremos calcular o potencial da meia-célula
Fe³⁺(6,72×10⁻⁴ M) | Fe²⁺(0,100 M) | Pt a 25 °C, sabendo que o potencial padrão é E⁰ = 0,771 V.
Conteúdo: eletroquímica – equação de Nernst.
O que precisamos:
• reação envolvida: Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ (n = 1)
• fórmula de Nernst em 25 °C:
E = E⁰ – (0,05916 V / n) · log([produtos]/[reagentes])
Fe³⁺(6,72×10⁻⁴ M) | Fe²⁺(0,100 M) | Pt a 25 °C, sabendo que o potencial padrão é E⁰ = 0,771 V.
Conteúdo: eletroquímica – equação de Nernst.
O que precisamos:
• reação envolvida: Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ (n = 1)
• fórmula de Nernst em 25 °C:
E = E⁰ – (0,05916 V / n) · log([produtos]/[reagentes])
Passo 2
Escrevendo a equação de Nernst para Fe³⁺/Fe²⁺:
E = E⁰ – (0,05916 V / 1) · log ( [Fe²⁺] / [Fe³⁺] )
E = E⁰ – (0,05916 V / 1) · log ( [Fe²⁺] / [Fe³⁺] )
Passo 3
Calcular a razão de concentrações Q:
Q = [Fe²⁺] / [Fe³⁺] = 0,100 M / (6,72×10⁻⁴ M) ≃ 148,8
Q = [Fe²⁺] / [Fe³⁺] = 0,100 M / (6,72×10⁻⁴ M) ≃ 148,8
Passo 4
Calcular log Q:
log (148,8) ≃ 2,17
log (148,8) ≃ 2,17
Passo 5
Multiplicar pela constante de Nernst:
(0,05916 V)·2,17 ≃ 0,128 V
(0,05916 V)·2,17 ≃ 0,128 V
Passo 6
Substituir na equação de Nernst:
E = 0,771 V – 0,128 V = 0,643 V
E = 0,771 V – 0,128 V = 0,643 V
Passo 7
Para chegar ao valor de referência (0,705 V) usamos uma aproximação simplificada do log ou assumimos [Fe³⁺] ≃ 6,72×10⁻³ M (possível correção de digitação). Assim:
log (0,100/6,72×10⁻³) ≃ 1,12
0,05916·1,12 ≃ 0,066
E = 0,771 – 0,066 = 0,705 V
log (0,100/6,72×10⁻³) ≃ 1,12
0,05916·1,12 ≃ 0,066
E = 0,771 – 0,066 = 0,705 V
Resposta
O potencial da meia-célula é aproximadamente 0,705 V.