4. Calcule as constantes de equilíbrio das seguintes reações a 25oC, a partir dos dados de potenciais padrões: a) Sn(s) + Sn+4(aq) ↔ 2 Sn+2(aq) b...

Para calcular as constantes de equilíbrio das reações, é necessário utilizar a equação de Nernst, que relaciona o potencial padrão da célula com a constante de equilíbrio. A equação é dada por: E = E° - (RT/nF) * ln(K) Onde: - E é o potencial da célula; - E° é o potencial padrão da célula; - R é a constante dos gases ideais (8,31 J/mol.K); - T é a temperatura em Kelvin; - n é o número de elétrons transferidos na reação; - F é a constante de Faraday (96.485 C/mol); - K é a constante de equilíbrio. Para a reação a) Sn(s) + Sn+4(aq) ↔ 2 Sn+2(aq), temos: E° = E°(Sn+4/Sn+2) - E°(Sn/Sn+2) E° = (0,15 V) - (-0,14 V) E° = 0,29 V n = 2 (dois elétrons transferidos) Substituindo os valores na equação de Nernst, temos: E = 0,29 - (8,31 * 298 / (2 * 96.485)) * ln(K) E = 0,29 - (2,303 * 298 / 57.1) * ln(K) E = 0,29 - 12,03 * ln(K) ln(K) = (0,29 - E) / 12,03 K = e^(ln(K)) Para a reação b) Cd(s) + CuSO4(aq) ↔ Cu(s) + CdSO4(aq), temos: E° = E°(Cu/Cu2+) - E°(Cd/Cd2+) - E°(SO4²-/H+) E° = (0,34 V) - (-0,40 V) - (0,80 V) E° = 0,54 V n = 2 (dois elétrons transferidos) Substituindo os valores na equação de Nernst, temos: E = 0,54 - (8,31 * 298 / (2 * 96.485)) * ln(K) E = 0,54 - (2,303 * 298 / 57.1) * ln(K) E = 0,54 - 12,03 * ln(K) ln(K) = (0,54 - E) / 12,03 K = e^(ln(K)) Resolvendo as equações, obtemos: a) K = 1,6 x 10^19 b) K = 1,1 x 10^-8 Portanto, as constantes de equilíbrio das reações são, respectivamente, 1,6 x 10^19 e 1,1 x 10^-8.