Calcule E para a seguinte célula eletroquímica a 25 ^circ C
Ag|Ag^+(aq, 0.150 M) | Sn^2+(aq, 0.500 M), Sn^4+(aq, 0.500 M)| Pt dados os seguintes potenciais padrão de redução.
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:
  1. Potenciais padrão de redução (E°) para Ag⁺/Ag e Sn⁴⁺/Sn²⁺.
  2. Determinar qual semi-reação ocorre no cátodo e qual no ânodo.
  3. Montar a reação global, calcular o quociente de reação Q.
  4. 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):
2,Ag^+ + Sn^2+ ;to;2,Ag + Sn^4+
Meio-reação ânodo (inversão da redução):
Q = [Sn^4+][Ag^+]^2,[Sn^2+] = 0,500(0,150)^2,(0,500) = 0,5000,01125 approx 44,44
Somando:
Aqui o número de elétrons trocados é .
O quociente de reação é

Passo 4

Aplicar a equação de Nernst a 25 °C ( E = E^circrm célula - RTnF,ln Q K):
E = 0,66 - 0,025692,ln(44,44) approx 0,66 - 0,012845,(3,795) approx 0,66 - 0,0488 = 0,6112; V é
Sabendo que V, temos

Resposta

E ≈ 0,61 V

Exercícios relacionados