Enunciado

Calcule a tensão produzida a 25°C pela célula:

Fe(s) | Fe2+ (aq, 0,45 mol L–1) || H+ (aq, 0,20 mol L–1) | H2(g, 0,85 atm) | Pt(s)

Passo 1

Primeiramente, temos que notar que a pilha não está nas condições padrão (25°C , concentração de 1 mol/L para todas as espécies em solução e 1 atm para todas as pressões parciais), sinalizando que teremos que usar a equação de Nernst para achar a tensão nessas condições diferentes.

A equação de Nernst:

∆ E = ∆ E ° - 0,0592 n . log ⁡ Q  

Onde Q é o quociente reacional e n é o número de elétrons que temos no sistema.

Além disso, devemos enxergar essa notação da seguinte maneira:

Anodo(s) | Anodon(aq) ||Catodom(aq) | Catodo(s)

Onde as barras ‘‘|’’ representam junções e a barra ‘‘|’’ representa a ponte salina que liga as duas soluções. Além disso, m e n são as cargas das espécies que estão no catodo e no anodo, essas cargas podem ser positivas ou negativas dependendo do reagente. Assim, podemos pensar nas semi-reações dessas espécies.

Semi-reações:

Anodo: Fe(s) Fe2+(aq) + 2e- ; E° oxidação = +0,45V

Catodo: 2H+(aq) + 2e- H2(g) ; E° redução = +0,0V

Global: Fe(s) + 2H+(aq) Fe2+(aq) + H2(g)

∆E° = E° oxidação + E° redução = 0,45 + 0,0V = 0,45V

Quociente reacional para a global:

Q =   F e 2 + . P H 2 H + 2

Passo 2

Agora basta substituir tudo na equação de Nernst e resolver:

∆ E = ∆ E ° - 0,0592 n . log ⁡ Q  

∆ E = 0,45 - 0,0592 2 . log  Fe 2 + . P H 2 H + 2 ⁡  

∆ E = 0,45 - 0,0592 2 . log  0,45 .   0,85 0,2 2 ⁡ = 0,42  

Resposta

∆E° = 0,42 Volts

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