Calcule o potencial e o potencial padrão das seguintes células, indicando se a reação é espontânea:
Dados: \mathrm{Pb}^{2+}+2 \overline{\mathrm{e}} \leftrightarrows \mathrm{Pb}_{\text {(s) }} \quad \mathrm{E}^{0}=-0,126 \mathrm{~V}
O enunciado apresenta duas semi-reações: \mathrm{Zn}^{2+}+2\overline{\mathrm{e}}\leftrightarrows\mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})} com E^{0}=-0,763\text{ V}
e \mathrm{Tl}^{3+}+2\overline{\mathrm{e}}\leftrightarrows\mathrm{Tl}^{+} com E^{0}=+1,25\text{ V}.
A célula montada é \mathrm{Zn}\bigl|\mathrm{Zn}^{2+}(0,0364\text{ M})\bigr|\bigl|\mathrm{Tl}^{3+}(9,06\times10^{-3}\text{ M}),\;\mathrm{Tl}^{+}(0,0620\text{ M})\bigr|\mathrm{Pt}.
Precisamos calcular o potencial padrão da célula E^{0}_{\text{cel}}, o potencial real E usando a equação de Nernst e dizer se a reação é espontânea.
Passo 2
Identificamos ânodo e cátodo pelo potencial padrão de redução mais negativo sendo o ânodo (oxidação) e o mais positivo o cátodo (redução).
Como -0,763\text{ V}<+1,25\text{ V}, o ânodo é \mathrm{Zn}\to\mathrm{Zn}^{2+}+2\overline{\mathrm{e}},
e o cátodo é \mathrm{Tl}^{3+}+2\overline{\mathrm{e}}\to\mathrm{Tl}^{+}.