Calcule E para a seguinte célula eletroquímica a 25 ^circ C
Pt |H2(g, 1.00 atm)| H^+(aq, 1.00 M) | Cu^2+(aq, 0.250 M) mid Cu
dados os seguintes potenciais padrão de redução.
ll Cu^2+ (aq)+2 e^- Cu(s) & E^circ=0.337 V 2 H(aq)^++2 e^- H2(g) & E^circ=0.000 V

Passo 1

Beleza, o exercício pede pra calcular o potencial da célula eletroquímica a 25 °C:
Pt|H₂(g,1,00 atm)|H⁺(1,00 M) ‖ Cu²⁺(0,250 M)|Cu, usando os potenciais-padrão de redução:
Cu^2+ + 2e^- to Cu, E^circ = +0,337 V 2H^+ + 2e^- to H2, E^circ = 0,000 V
Conteúdo: eletroquímica (potencial de célula e equação de Nernst). Vamos precisar de:
  • Determinar qual semicélula é cátodo e ânodo.
  • Calcular é.
  • Montar a reação global e o quociente de reação .
  • Usar a equação de Nernst pra achar .

Passo 2

Identificar ânodo e cátodo e achar E^circrm célula = E^circrm cat - E^circrm an = 0,337 - 0,000 = 0,337 V é
  1. A semicélula de Cu²⁺/Cu tem V; a de H⁺/H₂ é V.
  2. A reação com maior potencial de redução atua como cátodo (reduz); aqui é Cu²⁺→Cu.
  3. A outra faz oxidação: H₂→2H⁺+2e⁻ (invertemos a redução padrão).
  4. O potencial-padrão da célula é
é

Passo 3

Montar a reação global e o quociente de reação Cu^2+ + H2 ;longrightarrow; Cu + 2,H^+
Reação global (somando catodo + anodo):
Q = [H^+]^2[Cu^2+];pH2
O quociente de reação é
Q = (1,00)^2(0,250),(1,00) = 4,00
Substituindo as concentrações/pressão dadas:

Passo 4

Aplicar a equação de Nernst
A equação de Nernst a 25 °C (298 K) pra E = E^circrm célula - 0,05916n,log Q elétrons é
é
onde
  • é a gente já achou,
  • é o número de elétrons trocados,
  • já calculamos.

Passo 5

Substituir valores e calcular
E = 0,337 - 0,059162,log(4,00) = 0,337 - 0,02958;times 0,60206 approx 0,337 - 0,0178 = 0,319 V

Resposta

O potencial da célula sob essas condições é aproximadamente
boxedE = 0,319 V

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