As células galvânicas podem ser descritas a partir de uma notação abreviada na qual o anodo é representado do lado esquerdo e o catodo do lado direito. O símbolo | representa a fronteira entre fases e o símbolo (||) representa uma ponte salina. Dessa forma, identifique o anodo e o catodo de cada uma das células galvânicas abaixo e calcule o potencial padrão ( (\mathrm{E}^{0}) ) usando a Tabela de Potenciais-Padrão de redução.
(a) (\mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})\left|2 \mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) || \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq})\right| \mathrm{Cu}(\mathrm{s})) (Valor da questão: 1,5 pontos).

Passo 1

O enunciado dá a célula galvânica na notação
\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) \mid 2\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) \;||\; \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) \mid \mathrm{Cu}(\mathrm{s})
e pede duas coisas: identificar o ânodo e o cátodo da célula e calcular o potencial padrão \mathrm{E}^{0} da célula usando a Tabela de Potenciais-Padrão de redução.
Informações úteis fornecidas pelo enunciado: os reagentes e produtos presentes em cada eletrodo (lado esquerdo e lado direito) e que devemos usar potenciais padrão de redução.

Passo 2

Interpretação da notação (o que a notação informa, sem resolver ainda): na notação abreviada de células galvânicas o lado esquerdo representa o eletrodo do ânodo e o lado direito representa o eletrodo do cátodo. O símbolo | separa fases (por exemplo gás/solução/metal) e \mid\mid é a ponte salina. Portanto, pela notação dada, o eletrodo da esquerda é o ânodo (onde ocorre oxidação) e o da direita é o cátodo (onde ocorre redução).

Passo 3

Escrevendo as semi-reações de redução que aparecem na Tabela de Potenciais-Padrão:
\text{redução do hidrogênio: } 2\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) + 2e^{-} \rightarrow \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}),\quad E^{0}_{\text{red}}=0,00\\ \mathrm{V}çãê
\text{redução do cobre: } \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2e^{-} \rightarrow \mathrm{Cu}(\mathrm{s}),\quad E^{0}_{\text{red}}=+0,34\\ \mathrm{V}çã
Obs.: os valores numéricos ( 0,00\\ \mathrm{V} e +0,34\\ \mathrm{V}) foram obtidos da Tabela de Potenciais-Padrão de redução (eletrodo padrão de hidrogênio definido como 0,00\\ \mathrm{V}).

Passo 4

Determinar qual semi-reação ocorre como oxidação e qual ocorre como redução na célula dada: pela notação, o lado esquerdo é o ânodo, portanto a semi-reação do hidrogênio ocorre como oxidação (é a reação inversa da redução listada). Escrevendo a oxidação:
\text{oxidação (ânodo): } \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) + 2e^{-}.çãâ
A semi-reação do cobre permanece como redução no cátodo:
\text{redução (cátodo): } \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2e^{-} \rightarrow \mathrm{Cu}(\mathrm{s}).çãá

Passo 5

Potenciais das semi-reações considerando direção em que ocorrem:
  • Para a redução do cobre (cátodo): E^{0}_{\text{cátodo}}=+0,34\\ \mathrm{V}á (valor da tabela).
  • Para a oxidação do hidrogênio (ânodo): o potencial de oxidação é o negativo do potencial de redução listado para o par; como E^{0}_{\text{red}}(2\mathrm{H}^{+}/\mathrm{H}_2)=0,00\\ \mathrm{V}, temos E^{0}_{\text{ânodo}}= -0,00\\ \mathrm{V}=0,00\\ \mathrm{V}.â
Verificação de elétrons: ambas as semi-reações envolvem 2e^{-}, portanto estão balanceadas em termos de elétrons e não é necessário multiplicar nenhuma delas.

Passo 6

Cálculo do potencial padrão da célula. Use a fórmula (padrão) para célula em condições padrão:
E^{0}_{\text{cel}} = E^{0}_{\text{cátodo}} - E^{0}_{\text{ânodo}}.áâ
Substituindo os valores:
E^{0}_{\text{cel}} = +0,34\\ \mathrm{V} - 0,00\\ \mathrm{V} = +0,34\\ \mathrm{V}.
Alternativamente, poderia-se somar E^{0}_{\text{red, cátodo}} + E^{0}_{\text{ox, ânodo}} = +0,34\\ \mathrm{V} + 0,00\\ \mathrm{V} = +0,34\\ \mathrm{V}áâ.

Passo 7

Interpretação final e lembrete prático para a prova: o sinal positivo de E^{0}_{\text{cel}} indica que a reação espontânea sob condições padrão é aquela com oxidação do \mathrm{H}_2 e redução do \mathrm{Cu}^{2+}. Na prova, sempre identifique o ânodo/cátodo pela posição na notação de célula (esquerda = ânodo, direita = cátodo), escreva as semi-reações de redução da tabela, inverta a que for ânodo para obter a oxidação, garanta o balanceamento de elétrons e depois calcule E^{0}_{\text{cel}}=E^{0}_{\text{cátodo}}-E^{0}_{\text{ânodo}}áâ.

Resposta

Anôdo: \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) + 2e^{-}
Cátodo: \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2e^{-} \rightarrow \mathrm{Cu}(\mathrm{s})
\displaystyle E^{0}_{\text{cel}}=+0,34\\ \mathrm{V}

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