Uma célula galvânica é construída com um eletrodo de Co em uma solução de \mathrm{Co}^{2+} e um eletrodo de grafite em uma solução contendo \mathrm{Fe}^{3+} e \mathrm{Fe}^{2+} 1 \mathrm{M} cada. Os dois compartimentos estão ligados por uma ponte salina. Desenhe o esquema da célula identificando catodo, anodo, as semi-reações e o potencial total da célula. Dados:
\mathrm{Co}^{2+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Co}(\mathrm{s}) \mathrm{E}^{\circ}=-0,277 \mathrm{~V} ; \mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{aq})+\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) \mathrm{E}^{\circ}=+0,770 \mathrm{~V} ; 1 \mathrm{~mol} de \mathrm{e}^{-}=9,65 \times 10^{4} \mathrm{C}.
R. E^{0}=1,047 \mathrm{~V}

Passo 1

O enunciado pede a montagem de uma célula galvânica cujos eletrodos são:
– um eletrodo de Co(s) em solução de \mathrm{Co}^{2+} 1 M
– um eletrodo inerte de grafite em solução contendo \mathrm{Fe}^{3+} e \mathrm{Fe}^{2+} 1 M cada
Precisamos identificar anodo e catodo, escrever as semi-reações (oxidação e redução) e calcular o potencial padrão da célula E^\circ_{\text{cel}}. Vamos usar as meia-reações padrão e a regra de que a redução com E^\circ mais positivo ocorre no catodo, e
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cat}} - E^\circ_{\text{an}}

Passo 2

Listamos as duas semi-reações de redução com seus potenciais padrão:
\mathrm{Co}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Co}(s),\quad E^\circ_{\mathrm{red}} = -0{,}277\\ \mathrm{V}
\mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+},\quad E^\circ_{\mathrm{red}} = +0{,}770\\ \mathrm{V}
Como +0{,}770> -0{,}277, a redução de \mathrm{Fe}^{3+} ocorre no catodo, e a outra meia-reação será invertida (oxidação) no anodo.

Passo 3

Escrevemos as semi-reações finais:
Anodo (oxidação):
\mathrm{Co}(s) \longrightarrow \mathrm{Co}^{2+}(aq) + 2\,\mathrm{e}^-
Aqui o potencial de oxidação é E^\circ_{\mathrm{ox}} = +0{,}277\\ \mathrm{V} (simplesmente o simétrico de -0{,}277\\ \mathrm{V}).
Catodo (redução):
\mathrm{Fe}^{3+}(aq) + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+}(aq),\quad E^\circ_{\mathrm{red}} = +0{,}770\\ \mathrm{V}

Passo 4

Balanceamos elétrons para obter a reação global. Multiplicamos a redução por 2 e somamos:
2\bigl(\mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{e}^- \to \mathrm{Fe}^{2+}\bigr) \quad\text{e}\quad \mathrm{Co} \to \mathrm{Co}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^-
Somando:
2\,\mathrm{Fe}^{3+}(aq) + \mathrm{Co}(s) \longrightarrow 2\,\mathrm{Fe}^{2+}(aq) + \mathrm{Co}^{2+}(aq)

Passo 5

Calculamos o potencial padrão da célula:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cat}} - E^\circ_{\text{an}} = (+0{,}770\\ \mathrm{V}) - (-0{,}277\\ \mathrm{V}) = +1{,}047\\ \mathrm{V}

Passo 6

Esquema da célula galvânica (ânodo à esquerda, cátodo à direita):
Co(s) | \mathrm{Co}^{2+}(aq, 1 M) || ponte salina || \mathrm{Fe}^{3+}(aq, 1 M), \mathrm{Fe}^{2+}(aq, 1 M) | C(graphite)
– Ânodo (oxidação):
\mathrm{Co}(s) \to \mathrm{Co}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^-
– Cátodo (redução):
\mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{e}^- \to \mathrm{Fe}^{2+}

Resposta

O potencial padrão da célula é E^\circ_{\text{cel}}=+1,047\\ \mathrm{V}.

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