Após a imersão de um fio de cobre metálico em uma solução contendo cloreto de mercúrio II, formam-se no fundo do recipiente, gotículas brilhosas metálicas e a solução fica azulada. Perguntase:
a) Qual substância se deposita no fundo do recipiente, com coloração brilhosa?
b) Qual substância causa mudança de coloração na solução?
c) Qual elemento está oxidando? Qual está reduzindo?
d) Quantos elétrons estão envolvidos no processo?
e) Os elétrons estão sendo transferidos de qual elemento, para qual elemento?
f) Quais as semirreações de oxidação e de redução?
g) Qual a reação completa para o sistema?
h) Qual a notação da célula?
i) Quem é definido como cátodo e como ânodo?
j) Qual o potencial da célula no sistema (DDP)?

Passo 1

O enunciado nos dá a seguinte situação e observações:
  • Um fio de cobre metálico (fio de \mathrm{Cu(s)}) é imerso em uma solução que contém cloreto de mercúrio(II) ( \mathrm{HgCl_2}).
  • Observação experimental: formam-se no fundo do recipiente gotículas brilhantes metálicas e a solução fica azulada.
As perguntas são (listei em ordem):
a) Qual substância se deposita no fundo (cor brilhosa)?
b) Qual substância causa a mudança de coloração (solução azul)?
c) Qual elemento está oxidando? Qual está reduzindo?
d) Quantos elétrons estão envolvidos no processo?
e) Os elétrons estão sendo transferidos de qual elemento para qual elemento?
f) Quais as semirreações (meio-reações) de oxidação e de redução?
g) Qual a reação completa para o sistema?
h) Qual a notação da célula eletroquímica?
i) Quem é definido como cátodo e como ânodo?
j) Qual o potencial da célula (diferença de potencial, DDP) — assumindo condições padrão?
Informações implícitas úteis que pegamos do enunciado:
  • A substância inicial em solução é \mathrm{HgCl_2}, que em solução aquosa fornece \mathrm{Hg^{2+}} e \mathrm{Cl^-}.
  • O aparecimento de gotas metálicas sugere redução de um íon metálico a metal elementar.
  • A coloração azul típica em soluções aquosas de cobre aponta para formação de \mathrm{Cu^{2+}} (ou complexo aquoso de cobre(II)).

Passo 2

Entender o que acontece quimicamente (idéia geral, sem escrever ainda as semirreações completas). Vou explicar a lógica de deslocamento metálico:
  • Em uma solução com íons metálicos \mathrm{M^{n+}}, um metal X em estado elementar pode doar elétrons (ser oxidado) se ele for mais reativo (menor potencial de redução padrão) do que o íon \mathrm{M^{n+}}. Assim X se converte em X^{m+} e \mathrm{M^{n+}} é reduzido a \mathrm{M}.
  • No caso, temos cobre metálico \mathrm{Cu(s)} e íons \mathrm{Hg^{2+}}. Sabendo (ou consultando tabelas de potenciais padrão) os potenciais de redução padrão:
    • Potencial de redução padrão para \mathrm{Hg^{2+} + 2e^- \to Hg(l)} é \;E^\circ_{\mathrm{Hg^{2+}/Hg}} \approx +0,85\\ \mathrm{V}.
    • Potencial de redução padrão para \mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \to Cu(s)} é \;E^\circ_{\mathrm{Cu^{2+}/Cu}} \approx +0,34\\ \mathrm{V}.
  • Regras para decidir espontaneidade (galvânica): o par com maior potencial de redução padrão tende a ser reduzido (age como cátodo); o outro tende a ser oxidado (age como ânodo). Aqui \mathrm{Hg^{2+}/Hg} tem maior potencial ( +0,85) que \mathrm{Cu^{2+}/Cu} ( +0,34), logo \mathrm{Hg^{2+}} será reduzido e \mathrm{Cu} será oxidado.
Explicando o que é cada coisa:
  • “Oxidar” significa perder elétrons; a entidade que é oxidada perde elétrons.
  • “Reduzir” significa ganhar elétrons; a entidade que é reduzida recebe elétrons.
  • “Agente oxidante” é aquilo que provoca a oxidação de outro (ele próprio é reduzido).
  • “Agente redutor” é aquilo que provoca a redução de outro (ele próprio é oxidado).

Passo 3

Escrever as semirreações (passo didático: como montar semirreação).
  • Para montar semirreações, coloque as mudanças de oxidação com transferência de elétrons de acordo com tabelas ou raciocínio de balanço de cargas.
  • Começando pela redução (aquela com maior E^\circ): \mathrm{Hg^{2+}(aq) + 2e^- \to Hg(l)}Explicação: \mathrm{Hg^{2+}} recebe dois elétrons para formar mercúrio metálico líquido \mathrm{Hg(l)}.
  • Semirreação de oxidação (inverso da redução conhecida de cobre): \mathrm{Cu(s) \to Cu^{2+}(aq) + 2e^-}Explicação: cada átomo de cobre metálico perde dois elétrons e vira íon \mathrm{Cu^{2+}}.
Observação sobre \mathrm{HgCl_2}: na solução inicial o mercúrio está na forma de \mathrm{Hg^{2+}} com \mathrm{Cl^-} como contra-íon; os \mathrm{Cl^-} são em grande parte espectadores aqui (pouca participação na transferência de elétrons), portanto a reação pode ser escrita em forma iônica líquida como acima.

Passo 4

Balanço do número de elétrons transferidos (contagem).
  • Nas duas semirreações que escrevemos, cada semirreação envolve \;2 elétrons:
    • Oxidação: \mathrm{Cu(s) \to Cu^{2+} + 2e^-} (libera 2 elétrons).
    • Redução: \mathrm{Hg^{2+} + 2e^- \to Hg(l)} (consome 2 elétrons).
  • Portanto, por cada átomo de cobre oxidado, um íon \mathrm{Hg^{2+}} é reduzido — e o número de elétrons trocados por evento é \;2.

Passo 5

Escrever a reação iônica líquida completa (somando as semirreações).
  • Soma das duas semirreações (elétrons se cancelam): \mathrm{Cu(s) + Hg^{2+}(aq) \to Cu^{2+}(aq) + Hg(l)}
  • Se preferir escrever com os contra-íons cloreto (forma molecular usando \mathrm{HgCl_2} e \mathrm{CuCl_2}): \mathrm{Cu(s) + HgCl_2(aq) \to CuCl_2(aq) + Hg(l)}Ambas as formas representam a mesma química; a forma iônica deixa claro o que mudou de oxidação.

Passo 6

Notação da célula e definição de cátodo/anôdo (conceitos e notação).
  • Em célula eletroquímica, anodo é o eletrodo onde ocorre oxidação; cátodo é onde ocorre redução. Em célula galvânica espontânea os elétrons fluem do ânodo para o cátodo.
  • Aqui:
    • Anodo: eletrodo de cobre ( \mathrm{Cu(s)}), porque o cobre é oxidado.
    • Cátodo: eletrodo onde \mathrm{Hg^{2+}} é reduzido, formado por mercúrio metálico ( \mathrm{Hg(l)}).
  • Notação convencional da célula (ânodo à esquerda, cátodo à direita): \mathrm{Cu(s)\;|\;Cu^{2+}(aq)\;||\;Hg^{2+}(aq)\;|\;Hg(l)}Explicação dos símbolos:
    • A barra simples \;|\; separa fase sólida do eletrólito (interface eletrodo/solução).
    • A barra dupla \;||\; representa a ponte salina ou separador entre as meias-células.

Passo 7

Cálculo do potencial da célula (DDP) — teoria e aplicação prática.
  • Fórmula para potencial padrão da célula: E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}}áâonde
    • E^\circ_{\text{cátodo}}á é o potencial de redução padrão da meia-reação que ocorre no cátodo;
    • E^\circ_{\text{ânodo}}â é o potencial de redução padrão da meia-reação correspondente ao ânodo (mesma forma de potencial: redução).
  • Substituindo os valores padrão conhecidos: E^\circ_{\mathrm{Hg^{2+}/Hg}} \approx +0,85\\ \mathrm{V},\qquad E^\circ_{\mathrm{Cu^{2+}/Cu}} \approx +0,34\\ \mathrm{V}.
  • Assim E^\circ_{\text{cell}} = +0,85\\ \mathrm{V} - (+0,34\\ \mathrm{V}) = +0,51\\ \mathrm{V}.
  • Interpretação: E^\circ_{\text{cell}}>0 indica que a reação espontânea na direção escrita (cobre oxidando, mercúrio reduzindo) é termodinamicamente favorável sob condições padrão ( 1\\ \mathrm{mol\,L^{-1}} de íons, \;25^\circ\mathrm{C}, pressão padrão).
Nota didática curta sobre condições reais: se as concentrações não forem padrão, usa-se a equação de Nernst para calcular E_{\text{cell}} real; mas para o enunciado típico de laboratório, a diferença padrão \;+\!0,51\\ \mathrm{V} é o valor esperado.

Passo 8

Resumo e ligação com as observações experimentais (por que gotas e por que azul).
  • Gotas brilhantes no fundo: correspondem a mercúrio metálico \mathrm{Hg(l)} formado pela redução de \mathrm{Hg^{2+}}. O mercúrio é líquido à temperatura ambiente e forma gotículas metálicas brilhantes.
  • Solução ficando azul: corresponde à presença de íons \mathrm{Cu^{2+}} em solução (por ex. \mathrm{CuCl_2} ou \mathrm{[Cu(H_2O)_6]^{2+}}), que conferem coloração azul-esverdeada característica.

Resposta

a) \mathrm{Hg(l)}
b) \mathrm{Cu^{2+}(aq)} (por exemplo como \mathrm{CuCl_2(aq)} ou \mathrm{[Cu(H_2O)_6]^{2+}})
c) Oxidando: \mathrm{Cu} (ou seja, \mathrm{Cu(s)} é oxidado). Reduzindo: \mathrm{Hg^{2+}} (é reduzido a \mathrm{Hg(l)}).
d) 2 elétrons (por cada unidade de reação).
e) Elétrons transferidos de \mathrm{Cu} (do metal cobre) para \mathrm{Hg^{2+}} (para o íon mercúrio).
f) Semirreações: \mathrm{Cu(s)\to Cu^{2+}(aq) + 2e^-} (oxidação); \mathrm{Hg^{2+}(aq) + 2e^- \to Hg(l)} (redução).
g) Reação completa (iônica): \mathrm{Cu(s) + Hg^{2+}(aq) \to Cu^{2+}(aq) + Hg(l)}. (Forma molecular: \mathrm{Cu(s) + HgCl_2(aq) \to CuCl_2(aq) + Hg(l)}.)
h) Notação da célula: \mathrm{Cu(s)\;|\;Cu^{2+}(aq)\;||\;Hg^{2+}(aq)\;|\;Hg(l)}.
i) Cátodo: eletrodo de mercúrio ( \mathrm{Hg^{2+}/Hg}) — onde ocorre redução. Ânodo: eletrodo de cobre ( \mathrm{Cu/Cu^{2+}}) — onde ocorre oxidação.
j) Potencial padrão da célula: \;E^\circ_{\text{cell}} \approx +0{,}51\\ \mathrm{V}.

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