Calcule o potencial de cada pilha, indicando qual é o agente redutor e oxidante e a energia (kJ / kg) envolvida no processo para produção de \mathbf{1} kg do produto na forma reduzida. \mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}\left|\mathrm{Al}^{+3}{ }_{(\mathrm{aq})}\right|\left|\mathrm{H}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}\right| \mathrm{H}_{2}{ }_{(\mathrm{g})}
Passo 1
O enunciado descreve uma célula galvânica padrão com eletródios de alumínio e hidrogênio: \mathrm{Al}_{(s)}|\mathrm{Al}^{3+}_{(aq)}||\mathrm{H}^{+}_{(aq)}|\mathrm{H}_{2(g)}.
Queremos (1) os potenciais padrão de cada semi-célula, (2) o potencial da célula completa, (3) identificar o agente redutor e o agente oxidante, e (4) calcular a energia envolvida para produzir 1 kg do produto reduzido (que aqui é \mathrm{H}_{2}).
Passo 2
Escrevemos as meias-reações padrão e seus potenciais:
O agente redutor é quem perde elétrons: aqui é o alumínio metálico, \mathrm{Al}_{(s)}.
O agente oxidante é quem ganha elétrons: aqui é o íon \mathrm{H}^{+}.
Passo 5
Para produzir \mathrm{H}_{2} usamos a reação total (balanceada): \mathrm{Al}_{(s)} + 3\,\mathrm{H}^{+} \to \mathrm{Al}^{3+} + \tfrac{3}{2}\,\mathrm{H}_{2}.
Cada mol de \mathrm{H}_{2} consome 2 mol de elétrons, ou seja, 2F de carga.
A energia elétrica disponível por mol de \mathrm{H}_{2} é
w = n F E^\circ_{\text{cel}} = 2 \times 96485\\ \mathrm{C}\times 1,66\\ \mathrm{J/C} \approx 320{,}5\\ \mathrm{kJ/mol\\ H_{2}}.