Teste 13.11A Calcule o potencial de célula de Zn(s) mid Zn^2+(aq, 1,50 mol cdot L^-1) | Fe^2-(aq, 0,10
\left.\mathrm{mol} \cdot \mathrm{~L}^{-1}\right) \mid \mathrm{Fe}(\mathrm{s})).
[Resposta: +0,29 V ]

Passo 1

O enunciado pede o potencial de célula para
Zn(s) mid Zn^2+(1,50 molcdot L^-1);|;Fe^2+(0,10 molcdot L^-1)midFe(s).
O conteúdo é eletroquímica de células voltaicas e vamos usar os potenciais-padrão de redução e a equação de Nernst.

Passo 2

Identificamos os semi-reações padrão e seus potenciais de redução:
Zn^2+ + 2e^- to Zn(s), E^circred = -0,763 V,
Fe^2+ + 2e^- to Fe(s), E^circred = -0,440 V
Na célula, o ânodo é a oxidação de Zn e o cátodo é a redução de Fe^2+.

Passo 3

Calculamos o potencial padrão da célula:
E^circcell = E^circcat - E^circan = (-0,440) - (-0,763) = +0,323 V

Passo 4

Escrevemos a reação global e o quociente de reação Q:
Zn(s) + Fe^2+(aq) longrightarrow Zn^2+(aq) + Fe(s),
Q = [Zn^2+][Fe^2+] = 1,500,10 = 15

Passo 5

Aplicamos a equação de Nernst a 25,^circC:
E = E^circcell - RTnFln Q com n=2,; RTF=0,025693 V
Logo
E = 0,323 - 0,0256932ln(15) = 0,323 - 0,0128465times 2,708 approx 0,323 - 0,0348 = 0,288 V

Resposta

O potencial da célula é aproximadamente +0,29 V.

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