Dada a possível reação em uma pilha:
Cl2(g)+2 Br(aq) 2 Cl2(g) aq)+Br2(l)
e os Potenciais-Padrão de Eletrodo:
Cl2(g)+2 e-2 Cl(aq) (+1,36 V)
Br2(I)+2 e- 2 Br(aq) (+1,09 V)
Pergunta-se:
Essa reação é espontânea?

Passo 1

Beleza, vamos lá! A questão nos dá uma reação de uma pilha e os potenciais-padrão dos eletrodos. Nosso objetivo é descobrir se essa reação é espontânea. Para isso, vamos usar conceitos de eletrólise e potenciais-padrão de eletrodo.

Passo 2

Primeiro, precisamos identificar quais são as semi-reações de redução e oxidação. Olha só:
  • Cl₂(g) + 2 e⁻ → 2 Cl⁻(aq) tem um potencial-padrão de +1,36 V.
  • Br₂(l) + 2 e⁻ → 2 Br⁻(aq) tem um potencial-padrão de +1,09 V.

Passo 3

Agora, determinamos qual substância vai ser reduzida e qual vai ser oxidada. A substância com o potencial-padrão mais alto tende a ser reduzida. Aqui, o Cl₂ tem +1,36 V, que é maior que o Br₂ com +1,09 V. Então:
  • Cl₂ será reduzido: Cl₂(g) + 2 e⁻ → 2 Cl⁻(aq)
  • Br⁻ será oxidado: 2 Br⁻(aq) → Br₂(l) + 2 e⁻

Passo 4

Vamos calcular o potencial padrão da célula (E°cell). A fórmula é:
E°célula = E°cátodo - E°ânodo éáâ
Aqui, o cátodo é onde ocorre a redução (Cl₂) e o ânodo é onde ocorre a oxidação (Br⁻).
E°célula = 1,36,V - 1,09,V = 0,27,V é

Passo 5

Interpretando o resultado: Se E°cell for positivo, a reação é espontânea. Se for negativo, não é.

Resposta

Como E°cell = +0,27 V, que é positivo, a reação é espontânea.

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