Calcular \varepsilon^{0} para cada uma das células abaixo. \mathrm{Ag}(\mathrm{s})\left|\mathrm{Ag}^{+}(1 \mathrm{M}) \| \mathrm{Cl}_{2}(1 \mathrm{~atm})\right| \mathrm{Cl}^{-}(1 \mathrm{M}) \mid \mathrm{Pt}(\mathrm{s})
Passo 1
O enunciado pede para calcular \varepsilon^{0} (a fem da célula em condições padrão) para a célula dada pela notação:
Comentário didático: esses números vêm da tabela padrão de potenciais de redução. Em provas costuma-se usar +0,80\\ \mathrm{V} e +1,36\\ \mathrm{V}, respectivamente; aqui trabalho com mais casas decimais quando necessário.
Passo 3
Decidir qual semi-reação atua como redução (cátodo) e qual como oxidação (ânodo).
Regra prática: a semi-reação com maior E^\circ tende a ser reduzida (cátodo) porque é a mais fácil de ganhar elétrons.
Comparando \,E^\circ: +1,358\\ \mathrm{V} (cloro) é maior que +0,7996\\ \mathrm{V} (prata). Logo:
Observação importante: multiplicar uma semi-reação por um fator não altera o seu potencial-padrão; o potencial é intensidade (não depende da quantidade de elétrons totais).
Passo 5
Calcular \varepsilon^{0} da célula. Fórmula prática:
Arredondamento: com três algarismos significativos, \varepsilon^{0} = +0,558\\ \mathrm{V}.
Dica de prova: se a tabela do professor der +1,36 e +0,80, o resultado prático será \,+0,56\\ \mathrm{V}.
Passo 6
Interpretação final e verificação rápida:
Como \varepsilon^{0} é positivo, a reação espontânea (no sentido escrito na reação global do Passo 4) ocorre sem aporte externo de energia.
Não foi necessário aplicar a equação de Nernst porque todas as concentrações e pressões são condições padrão (1\\ \mathrm{M}, 1\\ \mathrm{atm}).