Numa célula eletroquímica tem um eletrodo de Ni ligado a um eletrodo de Cu . 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, 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):
    Ni Ni^2+ + 2 e^-
  • Reação no Cátodo (Redução do O₂):
    O2 + 2 H2O + 4 e^- 4 OH^-
Note que precisamos balancear os elétrons. Multiplicamos a reação do ânodo por 2 para igualar os elétrons:
2, Ni 2, Ni^2+ + 4 e^-

Passo 4

Agora, vamos calcular a diferença de potencial (E°cell) da célula usando a fórmula:
E^circcélula = E^circcátodo - E^circânodo éáâ
Substituindo os valores:
E^circcélula = +0,40, V - (-0,25, V) = +0,65, V é
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:
Deé
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:
De

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.

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