A célula galvânica descrita abaixo apresenta volumes iguais de 1 litro de solução em cada semicélula. Ela descarrega sob temperatura de 25^{\circ} \mathrm{C}, o que leva sua diferença de potencial ao valor nulo. A concentração aproximada de íons \mathrm{Ag}+ quando a pilha descarrega é de
e pede a concentração de \mathrm{Ag}^+ quando a ddp cai a zero. Vamos usar os potenciais padrão, identificar ânodo e cátodo, aplicar a equação de Nernst e montar o balanço estequiométrico para chegar em [\mathrm{Ag}^+].
Passo 2
As meias‐reações de redução são
\mathrm{Ag}^+ + e^- \to \mathrm{Ag}_{(\mathrm s)},\quad E^\circ_{\mathrm{red}}=+0{,}80\\ \mathrm V
\mathrm{Fe}^{3+} + e^- \to \mathrm{Fe}^{2+},\quad E^\circ_{\mathrm{red}}=+0{,}74\\ \mathrm V
Como 0{,}80>0{,}74, a prata é reduzida no cátodo e o ferro(II) é oxidado no ânodo (reação inversa). Logo
E^\circ_{\text{pilha}} =E^\circ_{\text{cat}}-E^\circ_{\text{an}} =0{,}80-0{,}74=0{,}06\\ \mathrm V.
Passo 3
Pela equação de Nernst em temperatura T=298\\ \mathrm K e n=1 elétron: