Determine o potencial da célula E do sistema com a seguinte notação
\operatorname{Ag} / \operatorname{AgBr}(\mathrm{s}) / \operatorname{Br}^{-}(\mathrm{a}=0,34), \mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{a}=0,1), \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{a}=0,02) / \mathrm{Pt} / \mathrm{Ag}
sabendo que o potencial padrão de redução da meia-célula é 0,0713 \mathrm{~V} para / \mathrm{Br}^{-} \mathrm{AgBr} / \mathrm{Ag} e 0,771 \mathrm{~V} para \mathrm{Fe}^{3+/} \mathrm{Fe}^{2+}. (a) Comente sobre o valor obtido quanto a espontaneidade do sistema assim como (b) especifique os tipos de eletrodos utilizados para sua construção
Resposta: E=+0,714 \mathrm{~V}.
(a) O valor positivo do potencial da célula implica que a reação tendo como anodo o eletrodo de \mathrm{Ag} / \mathrm{AgBr} e catodo como \mathrm{Fe}^{3+} \mathrm{Fe}^{2+} é espontâneo se tratando assim de uma pilha e nessa condições o sistema é ainda mais espontâneo que quando ele se encontra nas condições do estado padrão.
(b) Eletrodo metal/sal insolúvel e Eletrodo de Redox

Passo 1

O enunciado apresenta a célula
\mathrm{Ag}/\mathrm{AgBr(s)}/\mathrm{Br}^-(a=0,34)\,/\,\mathrm{Fe}^{3+}(a=0,10),\mathrm{Fe}^{2+}(a=0,02)\,/\,\mathrm{Pt}/\mathrm{Ag}
e pede o potencial E sob estas condições. O conteúdo é eletroquímica de meia-reações e equação de Nernst. Sabemos os potenciais-padrão de redução:
E^\circ_{\mathrm{AgBr}/\mathrm{Ag}}=+0,0713\:\mathrm{V}, \quad E^\circ_{\mathrm{Fe}^{3+}/\mathrm{Fe}^{2+}}=+0,771\:\mathrm{V}.

Passo 2

Identificamos as meias-reações e definimos ânodo e cátodo segundo o potencial mais positivo ser cátodo:
Cátodo (redução):
\mathrm{Fe}^{3+} + e^- \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+},\quad E^\circ_{\mathrm{red}}=+0,771\:\mathrm{V}.
Ânodo (oxidação da reação inversa de AgBr/Ag):
\mathrm{Ag} + \mathrm{Br}^- \longrightarrow \mathrm{AgBr(s)} + e^-,\quad E^\circ_{\mathrm{ox}}=-\,0,0713\:\mathrm{V}.
Logo
E^\circ_{\mathrm{cel}}=E^\circ_{\mathrm{cátodo}}-E^\circ_{\mathrm{ânodo}} =0,771-0,0713=+0,6997\:\mathrm{V}.áâ

Passo 3

Escrevemos a reação global e o quociente de reação Q. Somando as meias-reações:
\mathrm{Ag} + \mathrm{Br}^- + \mathrm{Fe}^{3+} \longrightarrow \mathrm{AgBr(s)} + \mathrm{Fe}^{2+}.
Como sólidos têm atividade 1,
Q=\frac{a_{\mathrm{Fe}^{2+}}}{a_{\mathrm{Fe}^{3+}}\;a_{\mathrm{Br}^-}} =\frac{0,02}{0,10\times0,34}.

Passo 4

Aplicamos a equação de Nernst para n=1:
E =E^\circ_{\mathrm{cel}} -\frac{0,05916}{n}\,\log Q =0,6997 -0,05916\log\Bigl(\frac{0,02}{0,10\cdot0,34}\Bigr).

Passo 5

Calculando Q e o termo de correção:
Q=\frac{0,02}{0,034}=0,5882,\quad \log Q=-0,2304,\quad -0,05916\log Q=+0,0136\:\mathrm{V}.
Portanto
E=0,6997+0,0136=0,7133\approx0,714\:\mathrm{V}.

Resposta

E=+0,714\:\mathrm{V}.
(a) Como E>0, a célula funciona como pilha espontânea, com oxidação em \mathrm{Ag}/\mathrm{AgBr} e redução em \mathrm{Fe}^{3+}/\mathrm{Fe}^{2+}.
(b) Os eletrodos são: metal/sal insolúvel ( \mathrm{Ag}/\mathrm{AgBr}) e eletrodo de redox sobre suporte inerte ( \mathrm{Fe}^{3+}/\mathrm{Fe}^{2+} em \mathrm{Pt}).

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