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
Considere as concentrações: [Fe^3+]=0,01 M,[Fe^2+]=1,0 M,[l^-]=0,1 M,[I2]= 0,05 M, ainda a 298 K . Calcule De em nessas condições (não padrão).

Passo 1

Beleza, então o que o exercício pede é: temos a reação de oxirredução
2,Fe^3+(aq)+2,I^-(aq)to 2,Fe^2+(aq)+I2(aq)
com potenciais padrão
$$E\circ_{\mathrm{Fe}{3+}/\mathrm{Fe}^{2+}}=+0{,}77\rm,V,\quad
E\circ_{\mathrm{I}_2/\mathrm{I}-}=+0{,}54\rm,V E^circFe^3+/Fe^2+=+0,77rm,V, E^circI2/I^-=+0,54rm,Vçõãã[\mathrm{Fe}{3+}]=0{,}01\rm,M,;[\mathrm{Fe}{2+}]=1{,}0\rm,M,;[\mathrm{I}^-]=0{,}1\rm,M,;[\mathrm I_2]=0{,}05\rm,M$$
a 298 K. Precisamos achar ΔG nessas condições.
Conteúdo: eletroquímica, equação de Nernst e relação ΔG = –nFE.

Passo 2

Identificar meio de redução e oxidação e montar E°₍cell₎
  1. Redução favorita:
    \quad Fe^3++e^-to Fe^2+, E^circrm red=+0,77rm,V
  2. Oxidação obrigatória (inverter a redução):
    \quad 2,I^-to I2+2e^-, E^circrm ox=-,E^circrm red,I2/I^-=-0,54rm,V
  3. 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: E^circrm cell=E^circrm catodo+E^circrm anodo =0,77-0,54=0,23rm,V.

Passo 3

Calcular o potencial não padrão com a equação de Nernst:
E=E^circ-0,05916nlog Q
onde o quociente de reação é
$$Q=\frac{[\mathrm{Fe}{2+}]2,[\mathrm I_2]}{[\mathrm{Fe}{3+}]2,[\mathrm I-]2}
=\frac{(1{,}0)2,(0{,}05)}{(0{,}01)2,(0{,}1)^2}
=\frac{0{,}05}{10{-4}\times10{-2}}=5\times10^4 Q=[Fe^2+]^2,[ I2][Fe^3+]^2,[ I^-]^2 =(1,0)^2,(0,05)(0,01)^2,(0,1)^2 =0,0510^-4times10^-2=5times10^4E=0{,}23-\frac{0{,}05916}{2}\log(5\times10^4)
=0{,}23-0{,}02958,(4{,}699)\approx0{,}23-0{,}139=0{,}091\rm,V$$

Passo 4

Agora a relação entre ΔG e E:
De
com F=96485rm,C/mol e n=2:
$$\Delta G=-2\times96485\times0{,}091\approx-1{,}76\times10^4\rm,J/mol
=-17{,}6\rm,kJ/mol$$

Resposta

(ou )

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