Além disso, precisamos calcular a energia livre de Gibbs (De) e verificar se a reação é espontânea. Para isso, vamos usar conceitos de potenciais de eletrodo padrão, Equação de Nernst e a relação entre energia livre e potencial elétrico.
Passo 2
Primeiro, vamos identificar as semirreações de redução para o Zinco (Zn) e o Ferro (Fe) a partir das tabelas de potenciais padrão:
Zinco:
Zn^2+ + 2e^- Zn(s) E^circ = -0,76 , V
Ferro:
Fe^2+ + 2e^- Fe(s) E^circ = -0,44 , V
Esses valores de E^circ (potenciais padrão de redução) são essenciais para calcular o potencial da célula.
Passo 3
Agora, vamos determinar qual eletrodo será o ânodo (onde ocorre a oxidação) e qual será o cátodo (onde ocorre a redução). Comparando os potenciais padrão:
O Zinco tem um potencial mais negativo (-0,76 , V) que o Ferro (-0,44 , V).
Portanto, o Zinco será o ânodo (oxidação) e o Ferro será o cátodo (redução).
Passo 4
Vamos calcular o potencial padrão da célula (E^circcelula) usando a diferença entre os potenciais de redução do cátodo e do ânodo: