Numa célula eletroquímica tem um eletrodo de Zn ligado a um eletrodo de Cu . Ambos os eletrodos estão imersos numa solução desaerada (sem O2 dissolvido) de H2 SO4 1,0 molL Descreva as reações anódicas e catódicas, calcule a diferença de potencial e a energia livre.

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que a gente tem uma célula com eletrodo de zinco (Zn) e eletrodo de cobre (Cu) mergulhados numa solução ¹ de ácido sulfúrico 1,0 mol L⁻¹, sem oxigênio dissolvido. A gente precisa:
  • Identificar qual é a reação que rola no ânodo (onde o metal Zn “oxida”) e qual é a reação no cátodo (onde o H⁺ do ácido “reduz” formando H₂).
  • Calcular a diferença de potencial da célula (Eₖ) usando potenciais-padrão.
  • Calcular a energia livre de Gibbs (ΔG) associada.
    Para isso vamos usar:
    • Tabela de potenciais-padrão de eletrodo (E°)
    • Equação de Gibbs: ΔG = –nFE
    • (Opcional) Equação de Nernst, mas como temos concentrações “padrão” a 1 mol L⁻¹ e temperatura ambiente, a gente pode usar direto E°.

Passo 2

Teoria rápida sobre potenciais-padrão:
Cada semi-reação tem um potencial-padrão E°, que é o “tensão” que ela geraria sob condições ideais (1 mol L⁻¹, 25 °C, gases a 1 atm).
A célula total tem:
E°₍célula₎ = E°₍catodo₎ – E°₍ânodo₎

Passo 3

Escrevendo as semi-reações e seus E° (valores a 25 °C):
Anódica (oxidação do zinco):
Zn(s) longrightarrow Zn^2+(aq) ;+; 2,e^- E°Zn^2+/Zn = -0,76;V
Catódica (redução do íon hidrogênio):
2,H^+(aq) ;+; 2,e^- longrightarrow H2(g) E°H^+/H2 = 0,00;V

Passo 4

Calculando o E° da célula:
E°₍célula₎ = E°₍catodo₎ – E°₍ânodo₎
E°₍célula₎ = 0,00 V – (–0,76 V) = +0,76 V

Passo 5

Agora a energia livre de Gibbs (ΔG°) em condições-padrão:
A fórmula é
Deé
onde
• n = número de elétrons trocados = 2
• F = constante de Faraday ≃ 96 485 C mol⁻¹
• E°₍célula₎ = 0,76 V
Logo:
De

Resposta

Anódica: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e⁻
Catódica: 2 H⁺(aq) + 2 e⁻ → H₂(g)
Diferença de potencial: E°₍célula₎ = +0,76 V
Energia livre de Gibbs: ΔG° ≈ –1,47×10⁵ J/mol (ou –147 kJ/mol)

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