Numa célula eletroquímica tem um eletrodo de Ni ligado a um eletrodo de Cu . 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, vamos lá! O exercício que você me passou fala sobre uma célula eletroquímica envolvendo eletrodos de Níquel (Ni) e Cobre (Cu), ambos mergulhados em uma solução de sulfato de sódio (Na₂SO₄) com oxigênio dissolvido (O₂). A gente vai precisar entender um pouco sobre reações redox, potenciais padrão de eletrodo e como calcular a diferença de potencial e a energia livre da reação total. Basicamente, vamos descobrir quais reações acontecem no ânodo e no cátodo, calcular o quanto a célula gera de energia elétrica e quanta energia é liberada ou absorvida durante a reação.
Passo 2
Primeiro, precisamos identificar quais reações vão rolar no ânodo (onde ocorre oxidação) e no cátodo (onde ocorre redução). Para isso, vamos olhar os potenciais padrão de redução das substâncias envolvidas:
- Níquel (Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni): E° = -0,25 V
- Cobre (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu): E° = +0,34 V
- Oxigênio (O₂ + 2 H₂O + 4e⁻ → 4 OH⁻): E° = +0,40 V
Como regra geral, quem tem o potencial de redução mais alto vai ser o cátodo (onde ocorre a redução) e o menos negativo será o ânodo (onde ocorre a oxidação).
Passo 3
Analisando os valores:
- O2 tem o maior potencial de redução (+0,40 V), então ele vai agir como cátodo.
- Ni tem o menor potencial de redução (-0,25 V), então ele vai agir como ânodo.
Agora, vamos escrever as meias-reações:
-
Reação no Ânodo (Oxidação do Ni):
-
Reação no Cátodo (Redução do O₂):
Note que precisamos balancear os elétrons. Multiplicamos a reação do ânodo por 2 para igualar os elétrons:
Passo 4
Agora, vamos calcular a diferença de potencial (E°cell) da célula usando a fórmula:
Substituindo os valores:
Isso significa que a célula pode fornecer 0,65 volts de diferença de potencial.
Passo 5
Por último, vamos calcular a energia livre da reação ($ \Delta G $) usando a relação:
Onde:
- $ n $ é o número de elétrons transferidos (no nosso caso, 4),
- $ F $ é a constante de Faraday (~96485 C/mol),
- $ E^\circ_{célula} $ é a diferença de potencial que calculamos.
Substituindo os valores:
Resposta
A diferença de potencial da célula é de +0,65 V e a energia livre da reação total é de -250,15 kJ/mol.