Questão 7. O potencial padrão da célula ( Ec e l^0 ) para a reação abaixo é +0,63 V.
Pb^2+(aq)+Zn(s) Zn^2+(aq)+Pb(s)
O potencial da célula para essa reação, quando 0,74 V, é:
a) 0,52 V
b) 0,63 V
c) 0,85 V
d) 0,41 V
e)

Passo 1

O enunciado apresenta a reação
Pb^2+(aq) + Zn(s) to Zn^2+(aq) + Pb(s)
com potencial padrão da célula E^0cel = +0,63,V e pede para calcular o potencial real quando as concentrações são [Zn^2+] = 1,0,mol/L e [Pb^2+] = 2,0times10^-4,mol/L. O conteúdo aqui é eletroquímica, mais precisamente a equação de Nernst; vamos precisar do número de elétrons trocados n, do quociente de reação Q e da própria equação de Nernst.

Passo 2

Para descobrir n, escrevemos as meias-reações:
Zn(s) to Zn^2+(aq) + 2,e^- Pb^2+(aq) + 2,e^- to Pb(s)
Cada uma envolve 2 elétrons, então n = 2.

Passo 3

O quociente de reação Q é dado pelas atividades (ou concentrações, para soluções diluídas) dos íons em solução, excluindo sólidos cuja atividade é 1. Assim:
Q = [Zn^2+][Pb^2+]
Substituindo:
Q = 1,02,0times10^-4 = 5,0times10^3

Passo 4

A equação de Nernst a 25 °C, em base decimal, é:
E = E^0 - 0,05916n,log Q
Aqui usamos a forma com 0,05916,V porque RTFln10 approx 0,05916,V a 25 °C.

Passo 5

Agora substituímos os valores de E^0, n e Q:
E = 0,63 - 0,059162,logl(5,0times10^3r)

Passo 6

Calculando:
log(5,0times10^3) = 3,699
0,05916/2 = 0,02958
– correção = 0,02958 times 3,699 approx 0,1094
Logo:
E approx 0,63 - 0,1094 = 0,5206,V approx 0,52,V

Resposta

0,52 V

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