Calcular \varepsilon^{0} para cada uma das células abaixo: \mathrm{Cu}(\mathrm{s})\left|\mathrm{Cu}^{+2}(1 \mathrm{M}) \| \mathrm{Cl}_{2}(1 \mathrm{~atm})\right| \mathrm{Cl}^{-}(1 \mathrm{M}) \mid \mathrm{Pt}(\mathrm{s})
Passo 1
O enunciado pede para calcular o potencial padrão da célula eletroquímica representada por \mathrm{Cu}(\mathrm{s})\left|\mathrm{Cu}^{2+}(1\\ \mathrm{M}) \| \mathrm{Cl}_{2}(1\\ \mathrm{atm})\right| \mathrm{Cl}^{-}(1\\ \mathrm{M}) \mid \mathrm{Pt}(\mathrm{s}).
Informações dadas:
As soluções e o gás estão em condições padrão: \left[\mathrm{Cu}^{2+}\right]=1\\ \mathrm{M}, \left[\mathrm{Cl}^-\right]=1\\ \mathrm{M}, p_{\mathrm{Cl}_2}=1\\ \mathrm{atm}.
Eletrodos sólidos: \mathrm{Cu}(\mathrm{s}) e \mathrm{Pt}(\mathrm{s}). O \mathrm{Pt} é eletrodo inerte que permite transferência de elétrons para a meia-reação gasosa.
Objetivo: achar \varepsilon^{0} (potencial padrão da célula).
Passo 2
Conceitos essenciais (com explicação didática):
Potencial padrão de eletrodo E^{0} é o potencial de redução de uma meia-reação quando todas as espécies têm atividade unitária (1 M, 1 atm, 25 ºC).
Para a célula, o potencial padrão da célula é dado por
onde E^{0}_{\text{cátodo}}á e E^{0}_{\text{ânodo}}â são potenciais padrão de redução das duas meias-reações.
Se as condições são padrão (como aqui), não precisamos usar a equação de Nernst; basta usar os potenciais padrão da tabela. (A equação de Nernst seria \;E = E^{0} - \dfrac{RT}{nF}\ln Q\;, e como Q=1 sob condições padrão, E=E^{0}.)
Passo 3
Escrevemos as duas meias-reações relevantes e anotamos seus potenciais padrão de redução (valores obtidos em tabela padrão de potenciais):
Observação: os valores acima são padrões frequentemente tabelados; aqui foram tomados de tabela padrão de potenciais (25 ºC).
Passo 4
Decidimos qual meia-reação será redução (cátodo) e qual será oxidação (ânodo):
A meia-reação com maior E^{0} de redução tende a ocorrer como redução (cátodo). Comparando +1,36\\ \mathrm{V} (Cl2/Cl-) e +0,34\\ \mathrm{V} (Cu2+/Cu), a do cloro tem maior potencial.
que tem potencial de redução E^{0}_{\text{red}} = +0,34\\ \mathrm{V}, mas como ocorre como oxidação usamos esse valor na fórmula de diferença como mostrado abaixo.
Passo 5
Calculamos o potencial padrão da célula pela fórmula
Comentário prático: ambos os semi-reações trocam n=2 elétrons, então não há necessidade de ajustar coeficientes; a diferença de potenciais é direta.
Passo 6
Interpretação final e incentivo:
O resultado positivo \;E^{0}_{\text{cell}}=+1,02\\ \mathrm{V}\; indica que, sob condições padrão, a reação espontânea é a oxidação do cobre e a redução do cloro (isto é, \mathrm{Cu} se oxida e \mathrm{Cl}_2 se reduz).
Ótimo trabalho por enfrentar isso agora — essa é a rotina padrão para qualquer problema de potenciais: identificar meias, pegar E^{0} em tabela, comparar para ver anodo/catodo e aplicar E^{0}_{\text{cell}}=E^{0}_{\text{cat}}-E^{0}_{\text{an}}. Você já consegue aplicar isso na prova!