Uma equipe de engenheiros ambientais está desenvolvendo sensores autônomos para monitoramento da qualidade da água em regiões remotas. Para alimentá-los, projetam uma célula galvânica simples, utilizando eletrodos metálicos imersos em soluções aquosas adequadas. O sistema proposto utiliza eletrodos de zinco
e cobre
, conectados por um fio metálico externo e uma ponte salina contendo uma solução de
. As semirreações envolvidas são:
Sabendo que a voltagem padrão da célula é
, qual metal está sendo espontaneamente oxidado? Justifique com base nos potenciais padrão de eletrodo:
,
Passo 1
Então, o enunciado diz que temos uma pilha galvânica com eletrodos de zinco (Zn) e cobre (Cu), imersos em soluções aquosas, ponte salina de KNO₃, e que a tensão padrão da célula é 1,10 V. Queremos descobrir qual metal está sendo oxidado espontaneamente, usando os potenciais padrão:
Conteúdo: eletroquímica básica (reações de oxirredução, potenciais padrão, ânodo e cátodo).
O que precisamos:
O que precisamos:
- Entender o conceito de potencial padrão de eletrodo.
- Saber que, num processo espontâneo, o eletrodo com potencial de redução mais baixo vira ânodo (oxida) e o com potencial maior vira cátodo (reduz).
- Calcular
para verificar consistência.
Passo 2
Primeiro, lembre que o potencial padrão
é dado para a reação de redução. Quanto mais positivo, maior é a tendência de ganhar elétrons (ser reduzido).
Comparando:
Comparando:
- Zinco:
- Cobre:
Logo, o cobre tem maior tendência a se reduzir (virar Cu metálico), enquanto o zinco tem menos tendência (e então é o que se oxida).
Portanto, Zn será o ânodo (oxida: ) e Cu será o cátodo (reduz:
).
Portanto, Zn será o ânodo (oxida:
Passo 3
Para garantir que essa montagem dá
, calculamos:
O sinal positivo confirma que, nesta direção (Zn oxida e Cu reduz), a reação é espontânea.
Resposta
O metal que se oxida espontaneamente é o zinco (Zn), pois seu potencial de redução é mais baixo e, no ânodo, ele perde elétrons.