Considere a reação de oxirredução:
2 Fe^3+(aq)+2 I^-(aq) 2 Fe^2+(aq)+I2(aq)
Os potenciais padrão de redução são:
Fe^3+ / Fe^2+: E red ^0=+0,77 V
I2 / I^-: E red ^0=+0,54 V
a. Calcule De para a reação em condições padrão.

Passo 1

Tranquilo, o exercício fala de uma reação de oxirredução:
2,Fe^3+(aq)+2,I^-(aq);longrightarrow;2,Fe^2+(aq)+I2(aq)
Os potenciais padrão de redução são:
- Fe³⁺/Fe²⁺:
- I₂/I⁻:
Conteúdo: eletroquímica (pilhas) e termodinâmica (energia livre de Gibbs).
O que vamos precisar:
  1. Identificar qual semi-reação reduz e qual oxida.
  2. Calcular o potencial da célula .
  3. Usar a relação .

Passo 2

Identificar ânodo e cátodo:
  • O cátodo é onde ocorre redução — a semi-reação de maior . Aqui é Fe³⁺→Fe²⁺ (0,77 V).
  • O ânodo é onde ocorre oxidação — inverteremos a de I₂/I⁻ (0,54 V), virando I⁻→I₂ e seu potencial passa a ser .
Explicação rápida:
Quem tem maior ganha elétrons (reduz), o outro dá elétrons (oxida).

Passo 3

Calcular o potencial padrão da célula:
$$E^0_{cell} = E^0_{cátodo} - E^0_{ânodo}
= +0{,}77 - (+0{,}54) = +0{,}23V$$

Passo 4

Usar De:
  • = número de elétrons trocados. Aqui são 2 elétrons (cada Fe³⁺→Fe²⁺ troca 1 e⁻, e ocorreram 2 vezes).
  • = constante de Faraday ≈ 96485 C/mol.
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Resposta

(ou )).

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