Dados os potenciais de redução dos metais abaixo, faça o esboço de uma pilha de Fe e Zn . Quem seria o catodo e anodo? Qual seria o potencial da célula? Qual seria a energia livre de Gibbs?
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\begin{aligned}
\mathrm{Fe}{(a q)}^{2+}+2 e^{-} \rightarrow \mathrm{Fe}{(s)} & E_{\text {red }}^{o}=-0,44 V \\
\mathrm{Zn}{(a q)}^{2+}+2 e^{-} \rightarrow \boldsymbol{Z n _ { ( s ) }} & E{\text {red }}^{o}=-0,76 V \\
N i_{(a q)}^{2+}+2 e^{-} \rightarrow N i_{(s)} & E_{\text {red }}^{o}=-0,25 V
\end{aligned}
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Passo 1
O enunciado pede para montar uma pilha com Fe e Zn, identificar qual metal é o ânodo (oxida) e qual é o cátodo (reduz), calcular o potencial padrão da célula e a variação da energia livre de Gibbs nessa reação.
Matéria: eletroquímica de pilhas.
O que vamos usar:
Potenciais padrão de redução ().
Regra: o eletrodo com menor vira ânodo (oxida), o outro é cátodo.
Cálculo do potencial da célula:
Cálculo de :
com = número de elétrons e .
Passo 2
Comparar os potenciais de redução:
O mais negativo é (Zn). Então Zn é o ânodo (vai oxidar) e Fe é o cátodo (vai reduzir).