É de 0,76V a força eletromotriz padrão (E0) de uma célula eletroquímica conforme esta reação: Z n ( s ) + 2 H + ( a q ) ⇌ Z n 2 + ( a q ) ...
É de 0,76V a força eletromotriz padrão (E0) de uma célula eletroquímica conforme esta reação:
Z
n
(
s
)
+
2
H
+
(
a
q
)
⇌
Z
n
2
+
(
a
q
)
+
H
2
(
g
)
��(�) + 2 �(��)+⇌��(��)2+ + �2(�)
Na concentração da espécie de Zn2+ igual a 1,0mol.L-1 e pressão de H2 de 1,0bar, a 25oC foi verificado que a força eletromotriz da célula eletroquímica é de 0,64V. Nessas condições, assinale a concentração de íons H+ em mol.L-1:
💡 1 Resposta
Ed 
A equação da célula eletroquímica é: Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g) A força eletromotriz padrão (E0) é de 0,76V. A força eletromotriz da célula eletroquímica é de 0,64V. Para calcular a concentração de íons H+ em mol.L-1, é necessário utilizar a equação de Nernst: E = E0 - (RT/nF)lnQ Onde: - E é a força eletromotriz da célula eletroquímica (0,64V); - E0 é a força eletromotriz padrão (0,76V); - R é a constante dos gases ideais (8,31 J/mol.K); - T é a temperatura em Kelvin (25 + 273 = 298K); - n é o número de elétrons transferidos na reação (2); - F é a constante de Faraday (96.500 C/mol); - Q é o quociente da reação. O quociente da reação é dado por: Q = [Zn2+]/[H+]2 A concentração de Zn2+ é igual a 1,0 mol/L, conforme informado na questão. Substituindo os valores na equação de Nernst, temos: 0,64 = 0,76 - (8,31 x 298 / (2 x 96.500))ln([1,0]/[H+]2) Resolvendo para [H+], encontramos: [H+] = 0,1 mol/L Portanto, a concentração de íons H+ em mol.L-1 é 0,1.
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