Quimica

Resumo da matéria e Lista de exercícios ELETROQUÍMICA DADOS: condições-padrão: concentração 1M (1 mol/L) para soluções ou 1 bar para gases a 298K.

pH= - log [H+]

01- A equação de Nernst. Nem sempre as células eletroquímicas operam nas condições padrão, com todas as espécies em solução 1M. A equação de Nernst serve para mostrar o que efetivamente ocorre quando estamos fora dessas condições padrão. Questão - Uma célula voltaica é produzida a 25ºC com as meias células Al3+ (0,001M)│Al e Ni2+(0,50M)│Ni. Escreva a equação que ocorre quando a célula gera corrente elétrica e determine o potencial. 1. Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s) E0= -0,25V 2. Al3+(aq) + 3e- → Al(s) E0= -1,66V

02- Equação de Nernst e constante de equilíbrio (K). Quando uma célula voltaica produz corrente elétrica, as concentrações dos reagentes diminuem e as concentrações dos produtos aumentam. Sendo assim, a voltagem também varia e à medida que os reagentes vão se transformando em produtos, o valor do potencial elétrico diminui, até que chega a zero quando não ocorre mais reação efetiva e atingimos o equilíbrio. Utilizando a equação de Nernst conseguimos obter a constante de equilíbrio de uma determinada reação que envolva a transferência de elétrons. No ponto de equilíbrio, o valor Q pode ser reescrito como K (constante de equilíbrio da reação). Questão – Calcule a constante de equilíbrio para a reação Fe(s) + Cd2+(aq) 1. Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s) E0= -0,40V 2. Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) E0= -0,44V Cd(s) + Fe2+(aq) a 25ºC.

03- Equação de Nernst e o pH. Em células eletroquímicas nas quais o hidrogênio é reagente ou produto é possível calcular o pH da solução a partir da equação de Nernst. A ideia é de partindo de um potencial da pilha conhecido, obter a concentração de H+ a partir da equação.

Questão- Em uma célula voltaica formada por mercúrio e hidrogênio, temos que o potencial medido é de 0,565V na temperatura de 298K. Sabendo que o mercúrio está nas condições-padrão e que o hidrogênio tem pressão