Considere o seguinte processo eletroquímico:
.
a) Escreva para esse processo a semi-equação de redução, a semi-equação de oxidação e a equação global, considerando que ocorra em meio ácido.
b) Consulte a tabela com os potenciais-padrão de redução e calcule a fem dessa célula sob condições padrão.
c) Calcule a fem da célula quando as concentrações forem as seguintes:
,
e
.
d) Determine o valor para
para a reação e indique se a mesma é espontânea.
a) Escreva para esse processo a semi-equação de redução, a semi-equação de oxidação e a equação global, considerando que ocorra em meio ácido.
b) Consulte a tabela com os potenciais-padrão de redução e calcule a fem dessa célula sob condições padrão.
c) Calcule a fem da célula quando as concentrações forem as seguintes:
d) Determine o valor para
Passo 1
Beleza, só pra gente se situar: o enunciado é sobre um processo eletroquímico envolvendo as semi-reações
Fe²⁺(aq) ⇄ Fe³⁺(aq) e MnO₄⁻(aq) ⇄ Mn²⁺(aq) em meio ácido.
Conteúdo: eletroquímica (meia-reações de oxidação e redução, potencial padrão, equação de Nernst e termodinâmica).
O que vamos usar:
Fe²⁺(aq) ⇄ Fe³⁺(aq) e MnO₄⁻(aq) ⇄ Mn²⁺(aq) em meio ácido.
Conteúdo: eletroquímica (meia-reações de oxidação e redução, potencial padrão, equação de Nernst e termodinâmica).
O que vamos usar:
- Tabela de potenciais padrão de redução.
- Balanceamento em meio ácido (H⁺ e H₂O).
- Equação de Nernst:
- Relação ΔG° = –n·F·E°.
Passo 2
a) Semi-reações e reação global em meio ácido
- Identificar quem é reduzido (maior E°red) e quem é oxidado (inverter sinal).
- Balancear O com H₂O, H com H⁺ e cargas com elétrons.
Redução (cátodo, Mn):
Oxidação (ânodo, Fe):
Como a redução consome 5 e⁻, multiplica-se a oxidação por 5:
Somando as duas:
Passo 3
b) Potencial padrão da célula
Da tabela:
E°red(MnO₄⁻/Mn²⁺) = +1,51 V
E°red(Fe³⁺/Fe²⁺) = +0,77 V
Da tabela:
E°red(MnO₄⁻/Mn²⁺) = +1,51 V
E°red(Fe³⁺/Fe²⁺) = +0,77 V
No cátodo (redução) fica MnO₄⁻; no ânodo (oxidação) fica Fe²⁺.
Passo 4
c) Potencial com concentrações dadas
Dados:
[Fe²⁺]=0,10 M, [Fe³⁺]=2,5·10⁻⁴ M
[MnO₄⁻]=1,50 M, [Mn²⁺]=0,010 M
pH=0,5 ⇒ [H⁺]=10⁻⁰․⁵≈0,316 M
Dados:
[Fe²⁺]=0,10 M, [Fe³⁺]=2,5·10⁻⁴ M
[MnO₄⁻]=1,50 M, [Mn²⁺]=0,010 M
pH=0,5 ⇒ [H⁺]=10⁻⁰․⁵≈0,316 M
Equação de Nernst (n=5):
Onde
Calculando numericamente:
Q ≈ 6,51·10⁻¹² ⇒ log Q ≈ –11,19
Q ≈ 6,51·10⁻¹² ⇒ log Q ≈ –11,19
Passo 5
d) ΔG° e espontaneidade
F = 96485 C·mol⁻¹, n = 5
F = 96485 C·mol⁻¹, n = 5
Como ΔG° < 0, a reação é espontânea em condições padrão.
Resposta
a) Semi-reações e global:
Redução:
Oxidação: (×5)
Global:
Redução:
Oxidação:
Global:
b)
c)
d)
(espontânea)