Calcule o potencial padrão da célula \left(\mathbf{E}^{\mathbf{0}}\right) para cada uma das seguintes reações redox a 25^{\circ} \mathrm{C}. Indique o agente redutor e agente oxidante.
Constante de Faraday: \mathbf{9 6 . 4 8 5} C/mol
\begin{tabular}{|c|c|}
\hline Semirreação & \mathbf{E}^{\mathbf{O}}(\mathbf{V}) \
\hline 2 \mathrm{e}^{-}+\mathrm{I}_{2}{ }_{(\mathrm{s})} \rightarrow 2 \mathrm{I}^{-}{ }_{(\mathrm{aq})} & +0,536 \
\hline \mathrm{Br}_{2}{ }_{(\mathrm{l})}+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow 2 \mathrm{Br}^{-}{ }_{(\mathrm{aq})} & +1,07 \
\hline \mathrm{Cr}^{3+}{ }_{(\mathrm{aq})}+3 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Cr}^{(\mathrm{s})} & -0,74 \
\hline \mathrm{Fe}^{3+}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})} & +0,77 \
\hline
3 \mathrm{Br}_{2(\mathrm{l})}+2 \mathrm{Cr}_{(\mathrm{s})} \rightarrow 2 \mathrm{Cr}^{+3}{ }_{(\mathrm{aq})}+6 \mathrm{Br}^{-}{ }_{(\mathrm{aq})}

Passo 1

O enunciado pede para calcular o potencial padrão de célula \(E^0)) da reação
3\,\mathrm{Br}_{2(\ell)} \;+\;2\,\mathrm{Cr}_{(s)} \;\longrightarrow\;2\,\mathrm{Cr}^{3+}_{(aq)}\;+\;6\,\mathrm{Br}^{-}_{(aq)}
a \;25^{\circ}\mathrm C. O conteúdo envolvido é eletroquímica de pilhas em condições padrão: usar potenciais padrão de redução ( E^0_{\text{red}}, inverter aquele que atua como oxidação, igualar elétrons e somar os potenciais.

Passo 2

Das semirreações fornecidas, as relevantes são
\mathrm{Br}_{2(\ell)} \;+\;2\,\mathrm e^{-}\;\longrightarrow\;2\,\mathrm{Br}^{-}_{(aq)},\quad E^0_{\text{red}}=+1,07\\ \mathrm V
\mathrm{Cr}^{3+}_{(aq)}\;+\;3\,\mathrm e^{-}\;\longrightarrow\;\mathrm{Cr}_{(s)},\quad E^0_{\text{red}}=-0,74\\ \mathrm V

Passo 3

Na célula o bromo \mathrm{Br}_2 é reduzido e o cromo metálico \mathrm{Cr}_{(s)} é oxidado. Invertendo a segunda semirreação e respeitando o número de elétrons:
\mathrm{Cr}_{(s)}\;\longrightarrow\;\mathrm{Cr}^{3+}_{(aq)}\;+\;3\,\mathrm e^{-},\quad E^0_{\text{ox}}=+0,74\\ \mathrm V
e multiplicamos a redução do bromo por 3 para totalizar 6 elétrons:
3\,\mathrm{Br}_{2(\ell)}\;+\;6\,\mathrm e^{-}\;\longrightarrow\;6\,\mathrm{Br}^{-}_{(aq)},\quad E^0_{\text{red}}=+1,07\\ \mathrm V

Passo 4

O potencial padrão da célula é a soma do potencial de redução do cátodo com o de oxidação do ânodo:
E^0_{\text{célula}} \;=\;E^0_{\text{red}}(\mathrm{Br}_2) \;+\;E^0_{\text{ox}}(\mathrm{Cr}) \;=\;1,07\;+\;0,74\;=\;1,81\\ \mathrm Vé

Passo 5

O agente redutor é a espécie que se oxida, ou seja \mathrm{Cr}_{(s)}.
O agente oxidante é a espécie que se reduz, ou seja \mathrm{Br}_{2(\ell)}.

Resposta

O potencial padrão da célula é E^0_{\text{célula}}=+1,81\\ \mathrm Vé.
Agente redutor: \mathrm{Cr}_{(s)}.
Agente oxidante: \mathrm{Br}_{2(\ell)}.

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