DISCIPEINA: QUIMICA
LISTA DE EXERCÍCIOS - Eletroquímica e Corrosão.
2024/02
RESPONSÁVEL: PROF. PAULO C. TULIO
Na célula do exercício (4), considerando que [Ag^+]seja de 0,002 mol. L^-1 e [Cu^2+] de 1,1 mol. L^-1, a 298,15 K, responda:
Qual o sentido do fluxo de elétrons na célula?

Passo 1

Beleza, o exercício é de Química, parte de Eletroquímica. A ideia aqui é descobrir pra onde os elétrons vão “viajar” numa célula galvanica que tem prata e cobre, sabendo que
  • [Ag⁺] = 0,002 mol·L⁻¹
  • [Cu²⁺] = 1,1 mol·L⁻¹
  • T = 298,15 K
O que a gente precisa usar: potenciais-padrão das semi-reações de prata e cobre, e a equação de Nernst pra ver se a célula é espontânea e identificar ânodo e cátodo.

Passo 2

Primeiro, vamos listar as semirreações e seus potenciais-padrão (E°):
  1. Ag⁺ + e⁻ → Ag(s) E° = +0,7996 V
  2. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu(s) E° = +0,337 V
Em geral, a semi-reação com maior E° atua como redução (cátodo) e a com menor E° como oxidação (ânodo).

Passo 3

Montando o sentido global: pra juntar as meias-reações a gente precisa que o total de elétrons balanceie. Se invertermos a de cobre (oxidação), ficaria:
Cu(s) → Cu²⁺ + 2 e⁻
E mantemos a de prata como redução, mas dobrada pra 2 e⁻:
2 [Ag⁺ + e⁻ → Ag(s)]
Reação global:
2 Ag⁺ + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu²⁺
O quociente de reação é
Q = [Cu²⁺] / [Ag⁺]²
Substituindo:
Q = 1,1 / (0,002)² = 1,1 / 4×10⁻⁶ = 2,75×10⁵

Passo 4

Agora usamos a equação de Nernst pra ver o potencial da célula:
E = E°ₒₗₐ – (RT / nF) · ln Q
Onde
• E°ₒₗₐ = E°(cátodo) – E°(ânodo) = 0,7996 V – 0,337 V = 0,4626 V
• R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹
• T = 298,15 K
• n = 2 (elétrons trocados)
• F = 96485 C·mol⁻¹
Calculando o termo de Nernst:
(RT / nF)·ln Q ≈ (8,314·298,15)/(2·96485)·ln(2,75×10⁵) ≈ 0,161 V
Logo
E ≈ 0,4626 V – 0,161 V = +0,302 V
Como E > 0, o processo é espontâneo no sentido escrito (reduzir prata e oxidar cobre).

Resposta

Os elétrons fluem do eletrodo de cobre (ânodo) para o eletrodo de prata (cátodo).

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