A primeira etapa é determinar o potencial da célula em seu estado padrão – concentrações de 1 mol / L e pressões de 1 atm a 25 ° C.
O procedimento é:
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Escreva as meias-reações de oxidação e redução para a célula.
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Procure o potencial de redução, # E⁰_ “red” #, para a meia-reação de redução em uma tabela de potenciais de redução
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Procure o potencial de redução para o reverso da oxidação meia-reação e inverta o sinal para obter o potencial de oxidação. Para a meia-reação de oxidação, # E⁰_text (ox) = “-” E⁰_text (red) #.
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Adicione os dois potenciais de meia célula para obter o potencial celular padrão geral .
# E⁰_text (cell) = E⁰_text (red) + E⁰_text (ox) #
No estado padrão
Vamos usar essas etapas para encontrar o potencial de célula padrão para uma célula eletroquímica com a seguinte reação celular.
# “Zn (s)” + “Cu” ^ “2 +” “(aq)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + ” Cu (s) “#
1. Escreva as meias-reações para cada processo.
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” #
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)” #
2. Procure o potencial padrão para a meia-reação de redução.
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)”; E⁰_ “red” = +0,339 V #
3. Procure o potencial de redução padrão para o reverso da reação de oxidação e altere o sinal.
# “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Zn (s) “; E⁰_text (red) = “-0,762 V” #
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-“; E⁰_ “ox” = “+ 0,762 V” #
4. Adicione os potenciais da célula para obter o potencial da célula padrão geral.
# “Cu” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-” → “Cu (s)”; cor (branco) (mmmmmmm) E⁰_ “vermelho” = “+0,339 V” #
# “Zn (s)” → “Zn” ^ “2 +” “(aq)” + “2e” ^ “-“; cor (branco) (mmmmmmml) E⁰_ “ox” = cor (branco) (l) “+0.762 V” #
# “Cu” ^ “2 +” “(aq) “+” Zn (s) “→” Cu (s) “+” Zn “^” 2 + “” (aq) “; E⁰_ “cell” = “+1,101 V” #
Condições de estado não padrão
Se as condições não forem de estado padrão (concentrações diferentes de 1 mol / L, pressões não de 1 atm, temperatura não de 25 ° C), devemos realizar algumas etapas extras.
1. Determine o potencial padrão da célula.
2. Determine o potencial da nova célula resultante das condições alteradas.
A equação de Nernst é
#color (azul) (bar (ul (| color (branco) (a / a) E_ “célula” = E⁰_ “célula” – (RT) / (nF) lnQcolor (branco) (a / a) | ))) “” #
onde
Observação: as unidades de # R # são # “J · K” ^ “- 1” “mol” ^ “- 1” # ou # “V · C · K” ^ “- 1” “mol” ^ “- 1” #.
Os sinais se referem aos “sinais da reação”.
Já que nós sempre tem 1 mol de reação, podemos escrever as unidades de # R # como # “J · K” ^ “- 1” # ou # “V · C · K” ^ “- 1” # e ignorar o “#” mol “^” – 1 “# parte da unidade.
Exemplo
Calcule o potencial da célula para a seguinte reação quando a pressão do gás oxigênio é 2,50 atm, a concentração do íon hidrogênio é 0,10 mol / L e a concentração do íon brometo é 0,25 mol / L.
# ” O “_2” (g) “+” 4H “^” + “” (aq) “+” 4B r “^” – “” (aq) “→” 2H “_2” O (l) “+” 2Br “_2 (l) #
1. Escreva as meias-reações para cada processo.
# “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → “2H “_2” O (l) “#
#color (branco) (mmmmmmml)” 2Br “^” – “” (aq) “→” Br “_2” (l) “+” 2e “^” – ” #
2. Procure o potencial padrão para a meia-reação de redução
# “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → 2H_2 “O” “(l)”; E⁰_ “red” = “+1,229 V” #
3. Procure o potencial de redução padrão para o reverso da reação de oxidação e altere o sinal.
# “2Br” ^ “-” “(aq)” → “Br” _2 “(l)” + ” 2e “^” – “; E⁰_text (ox) = “-1.077 V” #
4. Some os potenciais de célula para obter o potencial de célula padrão geral.
#color (branco) (mmll) “O” _2 “(g)” + “4H” ^ “+” “(aq)” + “4e” ^ “-” → “2H” _2 “O (l)”; cor (branco) (mmmmm) E⁰_text (vermelho) = “+1,229 V” #
#color (branco) (mmmmmmml) 2 ×; cor (branco) (mmm) E⁰_text (ox) = “-1,077 V” #
# “O” _2 “(g)” + “4Br” ^ “-” “(aq)” + ” 4H “^” + “” (aq) “→” 2Br “_2” (l) “+” 2H “_2” O (l) “; E⁰_text (cell) = “+0,152 V” #
5. Determine o novo potencial da célula nas condições não padrão.