lr Ag(aq)^++e^- Ag(s) & E^circ=+0.80 V Sn^+ (aq)+2 e^- Sn^2+ (aq) & E^circ=+0.14 V
Passo 1
Resumo do enunciado: Temos uma célula eletroquímica a 25 °C com eletrodos
Ag|Ag⁺(0,150 M) ‖ Sn²⁺(0,500 M), Sn⁴⁺(0,500 M)|Pt.
Conteúdo: potencial de célula e equação de Nernst.
Vamos precisar de:
Potenciais padrão de redução (E°) para Ag⁺/Ag e Sn⁴⁺/Sn²⁺.
Determinar qual semi-reação ocorre no cátodo e qual no ânodo.
Montar a reação global, calcular o quociente de reação Q.
Aplicar a equação de Nernst: .
Passo 2
Identificar os potenciais padrão e escolher cátodo e ânodo.
Dado:
Ag^+ + e^- ;to; Ag & E^circ = +0,80; V Sn^4+ + 2, e^- ;to; Sn^2+ & E^circ = +0,14; V
O eletrodo com maior E^circrm célula = E^circrm cátodo - E^circrm ânodo = 0,80 - 0,14 = 0,66; V é o que se reduz (cátodo). Logo, Ag⁺/Ag é cátodo e Sn⁴⁺/Sn²⁺ é ânodo.
O potencial padrão da célula é
éáâ
Passo 3
Montar a reação global e determinar 2;Ag^+ + 2, e^- ;to; 2,Ag e Sn^2+ ;to; Sn^4+ + 2, e^- .
Meio-reação cátodo (redução):