Dada a seguinte reação:
Calcule o
e o
para cada reação e diga se são espontâneas ou não.
J/V.mol
Passo 1
Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! A gente tem uma reação química envolvendo cobre e estrôncio:
Nosso objetivo é calcular o ∆E° (variação do potencial padrão da célula) e o ∆G° (variação da energia livre de Gibbs) dessa reação. Depois, vamos ver se a reação é espontânea ou não. Para isso, vamos precisar conhecer os potenciais de redução padrão das espécies envolvidas e usar a constante de Faraday, que já foi dada como F = 96500 J/V·mol.
Passo 2
Primeiro, vamos identificar quais são os agentes oxidante e redutor na reação. O agente oxidante é a espécie que aceita elétrons (reduz), e o agente redutor é quem doa elétrons (oxida).
Na nossa reação:
-
está ganhando elétrons para virar , então ele é o agente oxidante. -
está perdendo elétrons para virar , então ele é o agente redutor.
Passo 3
Agora, precisamos dos potenciais de redução padrão (
) para as semirreações envolvidas. Vamos consultar uma tabela de potenciais padrão:
- Para o cobre:
- Para o estrôncio:
Passo 4
Com os potenciais de redução em mãos, vamos determinar qual reação será o ânodo (oxidação) e qual será o cátodo (redução):
- A espécie com o menor potencial de redução será o ânodo.
- A com o maior potencial de redução será o cátodo.
No nosso caso:
-
(Oxidação) no ânodo. -
(Redução) no cátodo.
Passo 5
Agora, vamos calcular o ∆E° da célula usando a diferença entre os potenciais do cátodo e do ânodo:
Passo 6
Para encontrar a variação da energia livre de Gibbs (∆G°), usamos a fórmula:
Onde:
-
é o número de moles de elétrons transferidos. Na nossa reação, . -
é a constante de Faraday, dada como . -
é o potencial da célula que calculamos, .
Substituindo os valores:
Ou convertendo para kilojoules:
Passo 7
Agora, vamos interpretar os resultados:
- ∆E° = 3,23 V: Um potencial positivo indica que a reação pode ocorrer espontaneamente.
- ∆G° = -622,79 kJ/mol: Um ∆G° negativo confirma que a reação é espontânea.
Resposta
O ΔE° da reação é de 3,23 V e o ΔG° é de -622,79 kJ/mol. Como o ΔG° é negativo, a reação é espontânea.