Considere a reação de oxirredução:
Os potenciais padrão de redução são:
Considere as concentrações:
, ainda a 298 K . Calcule
em nessas condições (não padrão).
Os potenciais padrão de redução são:
Considere as concentrações:
Passo 1
Beleza, então o que o exercício pede é: temos a reação de oxirredução
com potenciais padrão
$$E\circ_{\mathrm{Fe}{3+}/\mathrm{Fe}^{2+}}=+0{,}77\rm,V,\quad
E\circ_{\mathrm{I}_2/\mathrm{I}-}=+0{,}54\rm,V
[\mathrm{Fe}{3+}]=0{,}01\rm,M,;[\mathrm{Fe}{2+}]=1{,}0\rm,M,;[\mathrm{I}^-]=0{,}1\rm,M,;[\mathrm I_2]=0{,}05\rm,M$$
a 298 K. Precisamos achar ΔG nessas condições.
Conteúdo: eletroquímica, equação de Nernst e relação ΔG = –nFE.
Conteúdo: eletroquímica, equação de Nernst e relação ΔG = –nFE.
Passo 2
Identificar meio de redução e oxidação e montar E°₍cell₎
- Redução favorita:
\quad, - Oxidação obrigatória (inverter a redução):
\quad, - Potencial padrão da célula:
$$E^\circ_{\rm cell}=E^\circ_{\rm catodo}+E^\circ_{\rm anodo}
=0{,}77-0{,}54=0{,}23\rm,V$$
Número de elétrons trocados: .
Número de elétrons trocados:
Passo 3
Calcular o potencial não padrão com a equação de Nernst:
onde o quociente de reação é
$$Q=\frac{[\mathrm{Fe}{2+}]2,[\mathrm I_2]}{[\mathrm{Fe}{3+}]2,[\mathrm I-]2}
=\frac{(1{,}0)2,(0{,}05)}{(0{,}01)2,(0{,}1)^2}
=\frac{0{,}05}{10{-4}\times10{-2}}=5\times10^4
E=0{,}23-\frac{0{,}05916}{2}\log(5\times10^4)
=0{,}23-0{,}02958,(4{,}699)\approx0{,}23-0{,}139=0{,}091\rm,V$$
Passo 4
Agora a relação entre ΔG e E:
com
$$\Delta G=-2\times96485\times0{,}091\approx-1{,}76\times10^4\rm,J/mol
=-17{,}6\rm,kJ/mol$$