Pt(s)|Fe^3+(aq, 1,0 mol / L), Fe^2+(aq, 1,0 times 10^-2 mol / L) | Ag^+(aq, 1,0 times 10^-2 mol / L)| Ag(s)
c) Determine o potencial real para a célula, a T=25^circ C

Passo 1

Beleza, vamos dar uma olhada no que a questão está pedindo. Temos uma célula eletroquímica formada por íons de ferro (Fe³⁺ e Fe²⁺) e íons de prata (Ag⁺), além de eletrodos de platina e prata. A gente precisa descobrir o potencial real dessa célula a uma temperatura de 25°C. Para isso, vamos usar o Equilíbrio de Nernst, que nos ajuda a calcular o potencial da célula considerando as concentrações dos íons envolvidos.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar as semi-reações de redução e encontrar os seus potenciais padrão (E°). Normalmente, a tabela de potenciais padrão nos dá essas informações.
As semi-reações são:
  1. Redução do Fe³⁺ para Fe²⁺:
    Fe^3+ + e^- Fe^2+ E° = +0,77, V
  2. Redução do Ag⁺ para Ag:
    Ag^+ + e^- Ag E° = +0,80, V

Passo 3

Agora, vamos determinar qual semi-reação vai ser o cátodo (onde ocorre a redução) e qual vai ser o ânodo (onde ocorre a oxidação). O cátodo é a reação com o potencial de redução mais positivo.
Comparando os E°:
  • Ag⁺ tem E° = +0,80 V
  • Fe³⁺ tem E° = +0,77 V
Então, a redução de Ag⁺ vai no cátodo e a oxidação de Fe²⁺ vai no ânodo.

Passo 4

Escrevendo as semi-reações completas na célula:
  • Ânodo (oxidação):
    Fe^2+ Fe^3+ + e^-
  • Cátodo (redução):
    Ag^+ + e^- Ag

Passo 5

Agora, vamos usar a Equação de Nernst para calcular o potencial real da célula. A equação é:
E = E°célula - 0,0592n log Q é
Onde:
  • éáâ
  • é o número de elétrons transferidos
  • é o quociente de reação

Passo 6

Calcular E°célula = 0,80, V - 0,77, V = 0,03, V é:
é

Passo 7

Determinar o número de elétrons transferidos ( ). Observando as semi-reações, vemos que .

Passo 8

Calcular o quociente de reação (Q). A reação global é:
Fe^2+ + Ag^+ Fe^3+ + Ag
Então,
Q = [Fe^3+][Fe^2+][Ag^+]
Substituindo os valores:
Q = 1,0, mol/L1,0 times 10^-2, mol/L times 1,0 times 10^-2, mol/L = 1,01,0 times 10^-4 = 10^4

Passo 9

Agora, aplicar os valores na equação de Nernst:
E = 0,03, V - 0,0592, V1 log (10^4)
Sabendo que E = 0,03, V - 0,0592, V times 4 = 0,03, V - 0,2368, V = -0,2068, V :

Resposta

O potencial real para a célula a 25°C é de -0,21 V.

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