Calcule a voltagem das seguintes células eletroquímicas (pela equação de Nernst): \mathrm{Pb}_{(\mathrm{s})}\left|\mathrm{Pb}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}(0,105 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}) \| \mathrm{Ag}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}(0,20 \mathrm{~mol} / \mathrm{L})\right| \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}
Passo 1
O enunciado pede que a gente calcule a voltagem da célula eletroquímica usando a equação de Nernst. Informações dadas: \mathrm{Pb}_{(\mathrm{s})}\left|\mathrm{Pb}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}(0,105\\ \mathrm{mol/L}) \| \mathrm{Ag}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}(0,20\\ \mathrm{mol/L})\right| \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}.
Pergunta explícita: determinar a voltagem da célula (o potencial E da célula) nas condições informadas.
Passo 2
Identificamos os pares redox (meias-reações de redução) e seus potenciais-padrão (valores de tabela). Eu peguei os valores padrão em tabelas comuns de potenciais padrão:
Aqui E^\circ é o potencial padrão de redução (em volts) medido à 25^\circ\mathrm{C}.
Passo 3
Determinar qual se reduz (cátodo) e qual se oxida (ânodo) na célula escrita na notação dada. A notação é: \mathrm{Pb}\mid\mathrm{Pb}^{2+}\\ ||\\ \mathrm{Ag}^{+}\mid\mathrm{Ag}.
Na notação de célula, o lado esquerdo é o ânodo (oxidação) e o lado direito é o cátodo (redução). Como E^\circ(\mathrm{Ag}^{+}/\mathrm{Ag}) é maior, a prata se reduz e o chumbo se oxida. As meias-reações no sentido da célula são:
ânodo (oxidação):
\mathrm{Pb} \rightarrow \mathrm{Pb}^{2+} + 2e^{-}
cátodo (redução):
\mathrm{Ag}^{+} + e^{-} \rightarrow \mathrm{Ag}
Balanceando elétrons (multiplicar a meia-reação da prata por 2) e somando, a reação global é:
Interpretação rápida e arredondamento: o potencial calculado é positivo, indicando que a reação como escrita é espontânea sob as condições dadas. Arredondando a três algarismos significativos (consistente com dados do enunciado):