Calcule a fem da célula Zn(s)|Zn^2+(aq, 1,50 mol L^-) | Fe^2+(aq, 0,10 mol L^-)| Fe(s). Sendo E^0(Zn^2+ / Zn)=-0,76 V e E^0(Fe^2+ / Fe)=-0,44 V.

Passo 1

Beleza, o enunciado pede pra calcular a fem da célula
Zn(s)mid Zn^2+(aq,1,50 mol·L^-1);|;Fe^2+(aq,0,10 mol·L^-1)midFe(s)
Isso é um problema de eletroquímica: a gente vai usar potenciais padrão de eletrodo e a equação de Nernst pra ajustar pela concentração. Preciso saber:
1) os potenciais padrão ( E = E^0cel - 0,05916nlog Q ) de cada semirreação;
2) qual é o ânodo e o cátodo;
3) a reação global;
4) o quociente de reação ;
5) a equação de Nernst (a 25 °C):

Passo 2

Primeiro identificamos as semirreações com seus :
– Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn(s),
– Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe(s),
Quem tem maior potencial de redução (menos negativo) é o Fe²⁺/Fe, então ele vai ser o cátodo (reduz), e o Zn vai ser o ânodo (oxida).

Passo 3

Agora a gente monta a reação global trocando o sinal da semirreação do ânodo (oxidação) e somando:
ânodo: Zn(s) → Zn²⁺ + 2 e⁻
cátodo: Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe(s)
→ reação global:
Zn(s) + Fe^2+(aq) ;longrightarrow;Zn^2+(aq) + Fe(s)
O E^0cel ;=; E^0cátodo ;-; E^0ânodo ;=;(-0,44) - (-0,76) ;=;+0,32 V da célula é
áâ

Passo 4

Depois a gente calcula o quociente de reação Q = [Zn^2+][Fe^2+] = 1,500,10 = 15 . Como sólidos não entram em E = E^0cel ;-;0,05916n,log Q , só consideramos as concentrações iônicas:
E na equação de Nernst (a 25 °C), o número de elétrons que passa é :

Passo 5

Substituindo tudo:
E = 0,32;-;0,059162,log(15) = 0,32;-;0,02958cdotlog(15)
Como E approx 0,32 - 0,02958times1,1761 approx 0,32 - 0,0348 approx 0,285 V , fica

Resposta

A fem da pilha é aproximadamente .

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