Considere a reação de oxirredução:
Os potenciais padrão de redução são:
a. Calcule
para a reação em condições padrão.
Os potenciais padrão de redução são:
a. Calcule
Passo 1
Tranquilo, o exercício fala de uma reação de oxirredução:
Os potenciais padrão de redução são:
- Fe³⁺/Fe²⁺:
- I₂/I⁻:
Conteúdo: eletroquímica (pilhas) e termodinâmica (energia livre de Gibbs).
O que vamos precisar:
O que vamos precisar:
- Identificar qual semi-reação reduz e qual oxida.
- Calcular o potencial da célula
. - 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).
Quem tem maior
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
:
-
= 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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