Numa célula eletroquímica tem um eletrodo de Fe ligado a um eletrodo de Zn . Ambos os eletrodos estão imersos numa solução aerada (contendo O2 dissolvido) de Na2 SO4 1,0 molL Descreva as reações anódicas e catódicas, calcule a diferença de potencial e a energia livre da reação total. Considere o potencial padrão.

Passo 1

Beleza, então vamos lá! O enunciado está falando sobre uma célula eletroquímica que tem eletrodos de ferro (Fe) e zinco (Zn) imersos em uma solução de sulfato de sódio (Na₂SO₄) com concentração de 1,0 mol/L e contendo oxigênio dissolvido (O₂). Nosso objetivo é:
  1. Identificar quais reações ocorrem no ânodo e no cátodo.
  2. Calcular a diferença de potencial (voltagem) da célula.
  3. Calcular a energia livre da reação total.
Para resolver isso, vamos precisar entender um pouco sobre potenciais padrão de eletrodo e como eles determinam qual metal vai oxidar e qual vai reduzir.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar os potenciais padrão de redução dos metais envolvidos. Os potenciais padrão de eletrodo (E°) nos ajudam a saber quem vai perder elétrons (oxidação) e quem vai ganhar elétrons (redução).
Aqui estão os valores que vamos usar (todos em condições padrão, 25°C):
  • Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn(s)  E° = -0,76 V
  • Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe(s)  E° = -0,44 V
  • O₂(g) + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O(l)  E° = +1,23 V
Esses valores estão na tabela de potenciais padrão de eletrodo.

Passo 3

Agora, vamos determinar qual eletrodo vai sofrer oxidação e qual vai sofrer redução.
  • O metal com menor potencial de redução vai oxidar (perder elétrons).
  • O metal com maior potencial de redução vai reduzir (ganhar elétrons).
Comparando Zn e Fe:
  • E°(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V
  • E°(Fe²⁺/Fe) = -0,44 V
Como o Zn tem um potencial mais negativo, ele vai oxidar. Portanto:
  • Ânodo (oxidação): Zn(s) → Zn²⁺ + 2e⁻
  • Cátodo (redução): Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe(s)
Além disso, temos O₂ dissolvido na solução, que também pode agir como agente oxidante:
  • O₂(g) + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O(l)  E° = +1,23 V
Vamos considerar essa reação no cátodo para completar a célula.

Passo 4

Vamos escrever as reações de meia-célula para o anodo e o cátodo.
Anódica (Oxidação):
Zn(s) Zn^2+(aq) + 2e^-
Catódica (Redução):
O2(g) + 4H^+(aq) + 4e^- 2H2O(l)
Aqui, o Zn está perdendo elétrons (oxidação) e o O₂ está ganhando elétrons (redução).

Passo 5

Agora, precisamos garantir que o número de elétrons perdidos na reação de oxidação seja igual ao número de elétrons ganhos na reação de redução.
Na reação de anodo, 2 elétrons são liberados.
Na reação de cátodo, 4 elétrons são necessários.
Para igualar, multiplicamos a reação de anodo por 2:
Anódica (Multiplicada por 2):
2Zn(s) 2Zn^2+(aq) + 4e^-
Catódica:
O2(g) + 4H^+(aq) + 4e^- 2H2O(l)
Agora, os elétrons se cancelam quando somamos as duas reações.

Passo 6

Vamos somar as duas reações para obter a reação total da célula.
2Zn(s) + O2(g) + 4H^+(aq) 2Zn^2+(aq) + 2H2O(l)
Essa é a reação global que ocorre na célula eletroquímica.

Passo 7

Agora, vamos calcular a diferença de potencial (E° célula) usando os potenciais padrão das duas semi-reações.
A fórmula é:
E^circcélula = E^circcátodo - E^circânodo éáâ
Já temos:
  • E°cátodo (O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O) = +1,23 V
  • E°ânodo (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻) = -0,76 V
Substituindo:
E^circcélula = +1,23, V - (-0,76, V) = +1,23, V + 0,76, V = +1,99, V é

Passo 8

Por fim, vamos calcular a energia livre da reação total (ΔG°) utilizando a seguinte fórmula:
Deé
Onde:
  • n = número de mols de elétrons transferidos (neste caso, 4 mols)
  • F = constante de Faraday ≈ 96485 C/mol
  • E°célula = +1,99 V
Substituindo:
De
De
De

Resposta

A diferença de potencial da célula é de +1,99 V e a energia livre da reação total é de aproximadamente -767 kJ.

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