Numa célula eletroquímica tem um eletrodo de Fe ligado a um eletrodo de Zn . Ambos os eletrodos estão imersos numa solução aerada (contendo
dissolvido) de
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:
- Identificar quais reações ocorrem no ânodo e no cátodo.
- Calcular a diferença de potencial (voltagem) da célula.
- 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):
Catódica (Redução):
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.
Na reação de cátodo, 4 elétrons são necessários.
Para igualar, multiplicamos a reação de anodo por 2:
Anódica (Multiplicada por 2):
Catódica:
Agora, os elétrons se cancelam quando somamos as duas reações.
Passo 6
Vamos somar as duas reações para obter a reação total da célula.
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:
Já temos:
- E°cátodo (O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O) = +1,23 V
- E°ânodo (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻) = -0,76 V
Substituindo:
Passo 8
Por fim, vamos calcular a energia livre da reação total (ΔG°) utilizando a seguinte fórmula:
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:
Resposta
A diferença de potencial da célula é de +1,99 V e a energia livre da reação total é de aproximadamente -767 kJ.