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 ( E^circrm célula=E^circrm cátodo-E^circrm ânodo ).
  • Regra: o eletrodo com menor De vira ânodo (oxida), o outro é cátodo.
  • Cálculo do potencial da célula:
éáâ
  • Cálculo de :
é
com = número de elétrons e .

Passo 2

Comparar os potenciais de redução:
Fe^2++2e^- to Fe& E^circrm red=-0,44 V, Zn^2++2e^- to Zn& E^circrm red=-0,76 V
O mais negativo é (Zn). Então Zn é o ânodo (vai oxidar) e Fe é o cátodo (vai reduzir).

Passo 3

Esboço da pilha (convencional):
anôdo | solução Zn²⁺ ‖ solução Fe²⁺ | cátodo
Zn(s);l|;Zn^2+(aq);l|!r|;Fe^2+(aq);l|;Fe(s)
No ânodo ocorre:
No cátodo: .
A ponte salina mantém o equilíbrio de cargas.

Passo 4

Calcular o potencial padrão da célula:
E^circrm célula =E^circrm cátodo-E^circrm ânodo =(-0,44)-(-0,76) =+0,32 V éáâ

Passo 5

Calcular De. Aqui elétrons trocados:
é

Resposta

Ânodo: Zn(s)
Cátodo: Fe(s)
Potencial da célula: é
Energia livre de Gibbs: (ou ).

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