Para a seguinte célula: Cu (s) | Cu^2+(0,020 mol L^-1) | Fe^2+(0,050 mol L^-1) mid Fe (s) e considerando que o eletrodo padrão de hidrogênio é usado como referência em cada semi-célula:
A reação é espontânea? Justifique.

Passo 1

Beleza, vamos lá! O enunciado nos apresenta uma célula eletroquímica formada por cobre e ferro, com as concentrações de íons Cu²⁺ e Fe²⁺ dadas. A matéria que estamos estudando aqui é eletroquímica, mais especificamente a espontaneidade de reações em células galvânicas. Para resolver isso, vamos precisar das potencialidades padrão de redução dos metais envolvidos e, possivelmente, usar a equação de Nernst para considerar as concentrações.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar as semi-reações de redução para cobre e ferro, usando os potenciais padrão de redução ( Cu^2+ + 2e^- Cu E^circ = +0,34, V ):
  • Para o cobre:
    Fe^2+ + 2e^- Fe E^circ = -0,44, V
  • Para o ferro:

Passo 3

Agora, vamos determinar qual meio-reação vai ser o cátodo (redução) e qual vai ser o ânodo (oxidação). O cátodo será a semi-reação com maior Fe Fe^2+ + 2e^- E^circ = +0,44, V , ou seja, a do cobre. Portanto, o ferro vai sofrer oxidação.
A semi-reação de oxidação para o ferro será:

Passo 4

Vamos calcular o potencial padrão da célula ( E^circcélula = E^circcátodo - E^circânodo é) usando a fórmula:
E^circcélula = 0,34, V - (-0,44, V) = 0,78, V éáâ
Substituindo os valores:
é

Passo 5

Como temos concentrações diferentes das soluções padrão, precisamos ajustar o potencial da célula usando a equação de Nernst:
Ecélula = E^circcélula - 0,0592n log Q éé
Onde:
  • Ecélula = 0,78, V - 0,05922 log 2,5 (número de elétrons transferidos)
  • Ecélula = 0,78, V - 0,0296 times 0,3979 approx 0,78, V - 0,0118, V = 0,768, V
Substituindo:
é
é

Resposta

A reação é espontânea, pois o potencial da célula é positivo ( é).

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