EXERCÍCIOS COMENTADOS - EQUAÇÃO DE NERNST

Prévia do material em texto

Professor Luís Henrique luishenriquesouza31@gmail.com 
EXERCÍCIOS COMENTADOS – 
EQUAÇÃO DE NERNST 
 
1º) É ERRADO afirmar que, à temperatura de 25°C, o potencial de um eletrodo de cobre 
construído pela imersão de uma placa de cobre em solução aquosa 1 mol.L1  de cloreto de 
cobre: 
 a) diminui se amônia é acrescentada à solução eletrolítica. 
 b) diminui se a concentração do cloreto de cobre na solução eletrolítica for diminuída. 
c) duplica se a área da placa de cobre imersa na solução eletrolítica for duplicada. 
d) permanece inalterado se nitrato de potássio for adicionado à solução eletrolítica tal que 
sua concentração nesta solução seja 1 mmol.L.1 
 e) aumenta se a concentração de íons de cobre for aumentada na solução eletrolítica. 
Para resolução dessa questão, podemos lembrar da equação de Nernst que relaciona a 
Diferença de Potencia com as respectivas concentrações molares de cada solução, então 
temos: 
∆E = ∆Eº - 
 
 
 . log Q 
Para responder a questão, vamos desvendar o que significa cada elemento dessa equação 
matemática. 
 ∆E = DDP da pilha (solução de qualquer concentração molar à 25ºC.) 
 ∆Eº = DDP da pilha (solução de concentração 1 M) 
 0,059 = constante para uma temperatura de 25ºC. 
 n = número de mols de elétrons transferidos durante o processo eletroquímico. 
 Q = quociente entre concentrações que sofrem alteração durante o funcionamento da 
pilha. 
Sendo assim temos que o potencial eletroquímico não depende da área da placa, alternativa C. 
 
 
Professor Luís Henrique luishenriquesouza31@gmail.com 
2º) O valor do potencial padrão de redução é determinado, levando-se em 
consideração os parâmetros concentração (soluções iônicas 1,0 mol/L), pressão (1,0 atm) e 
temperatura (25° C). Sabe-se que há variação no valor do potencial da semirreação quando há 
variação na concentração das espécies que constituem a semirreação. Quando isso ocorre, a 
equação de Nernst pode ser utilizada para calcular a FEM para os valores de diferentes 
concentrações. 
a) Defina os termos E, Eº, n, Q, considerando que os termos gerais têm-se E = Eº - (0,059/n) 
log Q. 
 ∆E = DDP da pilha (solução de qualquer concentração molar à 25ºC.) 
 ∆Eº = DDP da pilha (solução de concentração 1 M) 
 0,059 = constante para uma temperatura de 25ºC. 
 n = número de mols de elétrons transferidos durante o processo eletroquímico. 
 Q = quociente entre concentrações que sofrem alteração durante o funcionamento da 
pilha. 
b) Escreva a reação da célula, sabendo que uma determinada célula utiliza as seguintes 
semirreações: 
Ni2+(aq) + 2é  Ni(s) Eº = 0,25 V 
Cr3+(aq) + 3é  Cr(s) Eº = -0,74 V 
Para encontrarmos a reação da célula temos que encontrar a equação global entre as duas da 
seguinte forma: 
Ni2+(aq) + 2é  Ni(s) (x3) 
Cr(s)  Cr
3+
(aq) + 3é (x2) 
3 Ni2+(aq) + 6é  3 Ni(s) 
2 Cr(s)  2 Cr
3+
(aq) + 6é 
3 Ni2+(aq) + 2 Cr(s)  3 Ni(s) + 2 Cr
3+
(aq) 
c) Informe por meio de cálculos, o valor potencial (E), sabendo-se que a [Ni2+] = 1,0 x 10-4 
mol/L e, [Cr3+] = 2,0 x 10-3 mol/L. 
Eº = Emaior – Emenor 
E = (-0,25) – (-0,74) = + 0,49 V 
 
 
Professor Luís Henrique luishenriquesouza31@gmail.com 
∆E = ∆Eº - 
 
 
 . log Q 
∆E = ∆Eº - 
 
 
 . log 
 
 
 
∆E = 0,49 - 
 
 
 . log
 
 
 
∆E = 0,425 V 
3º) Sabendo que o produto de solubilidade do calomelano (cloreto de mercúrio I) e Kps = 2,6 x 
10-18 e que seu logaritmo natural é ln(Kps) = - 40,5, determine: 
a) a concentração, em mol.L-1, de Hg2
2+ e de Cl- numa solução aquosa saturada de calomelano. 
Hg2Cl2(s)  Hg2
2+ + 2 Cl- Kps = 2,6 x 10-18 
Kps = [Hg2
2+] x [Cl-]2 
Kps = M x (2M)2  Kps = 4 M3 
4M3 = 2,6 x 10-18 
M3 = 
 
 
 
M3 = 0,65 x 10-18 
M = √ 
 
 
M = 8,66 x 10-7 
[Hg2
2+] = 8,66 x 10-7 mol/L 
[Cl-] = 2 x 8,66 x 10-7 mol/L = 1,732 x 10-6 mol/L 
4º) É de 0,76 V a força eletromotriz padrão, Eº, de uma célula eletroquímica, conforme a 
reação: 
Zn(s) + 2H
+
(aq)  Zn
2+
(aq) + H2(g). 
Na concentração da espécie de Zn2+ igual a 1,0 mol.L-1 e pressão de H2 de 1,0 bar, a 25ºC foi 
verificado que a força eletromotriz da célula eletroquímica é de 0,64 V. Nestas condições, 
assinale a concentração de íons H+ em mol/L. 
 
 
 
Professor Luís Henrique luishenriquesouza31@gmail.com 
∆E = ∆Eº - 
 
 
 . log Q 
0,64 = 0,76 - 
 
 
 . log 
 
 
 
-0,12 = - 0,0295 x log 
 
 
 
log 
 
 
 = 
 
 
 = 4,068 
 
 
 = 104,068 
[H+]2 = 10-4,068 
[H+] = √ 
[H+] = 0,0092 mol/L 
5º) Assinale a opção correta que apresenta o potencial de equilíbrio do eletrodo Al3+ / Al, em 
volt, na escala de eletrodo de referência de cobre-sulfato de cobre, a temperatura de 25º C, 
calculando para uma concentração de íon alumínio de 10-3 mol/L-1. 
EºCuSO4/Cu = 0,310 V 
EºAl3+/Al = -1,67 V 
a) -1,23 
b) -1,36 
c) -1,42 
d) -1,98 
e) -2,04 
3 Cu2+ + Al0  2 Al3+ + 3Cu0 
∆E = + 0,310 –(-1,67) = + 1,98 V 
Agora vamos utilizar a equação de Nersnt: 
∆E = 0 - 
 
 
 . log Q 
∆E = - 
 
 
 . log 
 
 
 
Q = 
 𝑍𝑛 𝑥 𝑝𝐻 
 𝐻 
 = 
 𝑥 
 𝐻 
 
Q = 
 
 𝐻 
 
 
 
Professor Luís Henrique luishenriquesouza31@gmail.com 
E = -1,98 - 
 
 
 x 3 
E = -1,98 – 0,059 = 2,039 V 
6º) Determine a constante de equilíbrio, a 25 °C e 1,0 atm, da reação representada pela 
seguinte equação química: 
2 MnO4
-
(aq) + 3 Mn
2+
(aq) + 2 H2O(l)  5 MnO2(s) + 4 H
+
(aq) 
São dadas as semirreações químicas e seus respectivos potenciais elétricos na escala do 
eletrodo de hidrogênio, nas condições padrões: 
2 MnO4
-
(aq) + 8 H
+
(aq) + 6é  2 MnO2(s) + 4 H2O(l) Eº = 1,70 V 
3 MnO2(s) + 12H
+
(aq) + 6é  3 Mn
2+
(s) + 12 H2O(l) Eº = 1,23 V 
 
2 MnO4
-
(aq) + 8 H
+
(aq) + 6é  2 MnO2(s) + 4 H2O(l) 
3 Mn2+(s) + 12 H2O(l)  3 MnO2(s) + 12H
+
(aq) + 6é 
2 MnO4
-
(aq) + 8 H
+
(aq)  2 MnO2(s) + 4 H2O(l) 
3 Mn2+(s) + 12 H2O(l)  3 MnO2(s) + 12 H
+
(aq) 
2 MnO4
-
(aq) + 3 Mn
2+
(s) + 2 H2O(l)  5 MnO2(s) + 4 H
+
(aq) 
∆E = 1,70 – 1,23 
∆E = 0,47 V 
∆E = - 
 
 
 . log Q 
0 = + 0,47 - 
 
 
 x logK 
 
 
 x logK = 0,47 
logK = 0,47 x 
 
 
 
logK = 47,8 
K = 1047,8