A seguinte célula foi empregada para determinar pSO4 de uma solução
ECS || SO4 ^2-(x mol L ^-1), Hg2 SO4(s) mid Hg
Calcule o pSO4 se o potencial fosse +0,537 V.

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que montamos uma pilha assim:
ECS ∥ SO₄²⁻(x mol L⁻¹), Hg₂SO₄(s) ∣ Hg
e medimos um potencial de +0,537 V. A pergunta é: qual o pSO₄ dessa solução?
Conteúdo: eletroquímica, mais especificamente o uso da equação de Nernst para metter o potencial de um eletrodo não padrão. Vamos precisar:
  1. Saber o potencial da ECS (eletrodo de calomel saturado), E°(ECS)=+0,2424 V vs SHE.
  2. Saber o potencial padrão do eletrodo Hg₂SO₄(s)/Hg, E°=+0,610 V vs SHE.
  3. Equação de Nernst para relacionar E e a atividade (concentração) de SO₄²⁻.

Passo 2

Primeiro, identificamos qual eletrodo é cátodo (redução) e qual é ânodo (oxidação). Na convenção da escrita, o eletrodo da direita é o cátodo. Logo:
E (pilha) = E (cátodo) − E (ânodo)
Como lemos +0,537 V para a pilha e o ânodo é a ECS (E(anodo)=E(ECS)=+0,2424 V), temos
E(cátodo) = E(pilha) + E(ânodo)
E(cátodo) = 0,537 V + 0,2424 V = 0,7794 V

Passo 3

Agora aplicamos Nernst ao eletrodo de sulfato de mercúrio:
Meia-reação de redução:
Hg2SO4(s) + 2,e^- longrightarrow 2,Hg(l) + SO4^2-(aq)
Como Hg₂SO₄(s) e Hg(l) são fase pura, só entra na expressão de Q a [SO₄²⁻]. A equação de Nernst é:
E = E^circ - 0,05916n,log Q
onde n=2 e E(cátodo) = 0,610 - 0,059162,logl[SO4^2-r].
Então:
á

Passo 4

Substituímos [SO4^2-] = 10^-5,726 approx 1,88 times 10^-6,mol,L^-1á V e isolamos :
0,7794 = 0,6100 − 0,02958·log[SO₄²⁻]
⇒ 0,02958·log[SO₄²⁻] = 0,6100 − 0,7794 = −0,1694
⇒ log[SO₄²⁻] = −0,1694 / 0,02958 ≈ −5,726
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Por fim, .

Resposta

pSO₄ ≃ 5,73

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