Determine o potencial das seguintes reações e células eletroquímicas: Fe(s)|FeBr2(0,01 M)||NaBr(0,05 M)| Br2(l) mid Pt(s)

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício de eletroquímica juntos! A gente tem que determinar o potencial de uma célula eletroquímica específica. Para isso, vamos precisar entender sobre reações de oxidação e redução, potenciais padrão de electrode e talvez usar a Equação de Nernst.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar as semi-reações que vão ocorrer na nossa célula. Olhando para os reagentes e produtos, temos ferro sólido (Fe) e bromo líquido (Br₂). Provavelmente, o ferro será oxidado e o bromo será reduzido.

Passo 3

Agora, vamos escrever as semi-reações de oxidação e redução:
Oxidação (ânodo):
Fe (s) Fe^2+ (aq) + 2e^-
Redução (cátodo):
Br2 (l) + 2e^- 2Br^- (aq)

Passo 4

Vamos buscar os potenciais padrão de redução ( E^circ = +1,07 , V ) dessas semi-reações nas tabelas de eletroquímica:
  • Para a redução do Br₂:
E^circ = -0,44 , V
  • Para a redução do Fe²⁺:

Passo 5

Como o ferro está sendo oxidado, precisamos inverter o sinal do seu E^circânodo = -(-0,44 , V) = +0,44 , V , já que originalmente temos o potencial de redução. Então:
â

Passo 6

Agora, calculamos o potencial da célula ( E^circcélula = E^circcátodo - E^circânodo é) usando a fórmula:
E^circcélula = +1,07 , V - (+0,44 , V) = +0,63 , V éáâ
é

Passo 7

Como as concentrações das soluções não são todas iguais a 1 M, podemos usar a Equação de Nernst para ajustar o potencial da célula:
E = E^circcélula - 0,0592n log Q é
Onde:
  • Q = [Br^-]^2[Fe^2+] = (0,05)^20,01 = 0,00250,01 = 0,25 (número de elétrons transferidos)
  • é o quociente de reação.
Vamos calcular :

Passo 8

Aplicando os valores na Equação de Nernst:
E = 0,63 , V - 0,05922 log (0,25)
E = 0,63 , V - 0,0296 times (-0,6021)
E = 0,63 , V + 0,0178 , V = 0,6478 , V

Resposta

O potencial da célula eletroquímica é aproximadamente 0,65 V.

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