Escreva as semirreações e a equação balanceada das reações de célula de cada uma das seguintes células galvânicas:
\mathrm{Ni}(\mathrm{s})\left|\mathrm{Ni}^{2+}(\mathrm{aq}) \| \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq})\right| \mathrm{Ag}(\mathrm{s})

Passo 1

O enunciado dá a célula galvânica com eletrodos e soluções:
\mathrm{Ni}(\mathrm{s}) \mid \mathrm{Ni}^{2+}(\mathrm{aq}) \;||\; \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \mid \mathrm{Ag}(\mathrm{s}).
Pede-se:
  • escrever as semirreações (meio-reações) de oxidação e redução;
  • escrever a equação global balanceada da reação da célula.
Informações relevantes fornecidas: os metais e seus íons nas duas meias-células (níquel e prata) e que a célula é do tipo galvânica (spontânea na direção correta).

Passo 2

Primeiro, um mini-aula sobre como identificar as semirreações numa célula galvânica (do jeitinho que cai na prova):
  • Numa célula galvânica a redução ocorre no cátodo e a oxidação no ânodo.
  • Cada meia-reação deve estar balanceada em massa e carga; elétrons aparecem nas semirreações porque uma espécie perde elétrons (oxidação) e outra ganha (redução).
  • Para decidir quem é reduzido e quem é oxidado sem adivinhação usamos potenciais padrão de redução: a espécie com potencial de redução mais positivo tende a ser reduzida (aceita elétrons); a com potencial mais negativo tende a ser oxidada (cede elétrons).
  • Fórmula útil para a voltagem padrão da célula:
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}}.áâ
Aqui E^\circ são potenciais padrão de redução (em volts).

Passo 3

Vamos consultar (ou lembrar) os potenciais-padrão de redução das meia-reações envolvidas — isto é comum nas provas e costuma estar na tabela. Valores típicos (padrão) são:
E^\circ(\mathrm{Ag}^+/\mathrm{Ag}) = +0{,}80\\ \text{V}
E^\circ(\mathrm{Ni}^{2+}/\mathrm{Ni}) \approx -0{,}25\\ \text{V}
Comparando: +0{,}80\\ \text{V} (prata) é mais positivo que -0{,}25\\ \text{V} (níquel), então a prata será reduzida e o níquel será oxidado na célula espontânea.

Passo 4

Escrevemos a meia-reação de redução (para o cátodo — prata), balanceando átomos e carga. A forma reduzida é \mathrm{Ag}(s) e a forma oxidada é \mathrm{Ag}^+. A redução consome um elétron:
\mathrm{Ag}^+(\mathrm{aq}) + e^- \longrightarrow \mathrm{Ag}(\mathrm{s})
Explicação: um íon prata ( \mathrm{Ag}^+) ganha um elétron ( e^-) para virar prata metálica.

Passo 5

Escrevemos a meia-reação de oxidação (ânodo — níquel). A reação que aparece na tabela é a redução
\mathrm{Ni}^{2+} + 2e^- \to \mathrm{Ni}(s); invertendo (porque no ânodo ocorre oxidação) temos:
\mathrm{Ni}(\mathrm{s}) \longrightarrow \mathrm{Ni}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2e^-
Explicação: o metal níquel perde dois elétrons para formar o íon \mathrm{Ni}^{2+}.

Passo 6

Agora precisamos balancear os elétrons entre as duas semirreações para somá-las. A semirreação da prata envolve 1 elétron; a do níquel envolve 2 elétrons. Então multiplicamos a semirreação de redução da prata por 2 para igualar os elétrons:
2\\ \times\\ \big(\mathrm{Ag}^+ + e^- \longrightarrow \mathrm{Ag}\big)
o que dá
2\mathrm{Ag}^+(\mathrm{aq}) + 2e^- \longrightarrow 2\mathrm{Ag}(\mathrm{s})

Passo 7

Somamos as duas semirreações (a de oxidação do níquel e a redução multiplicada da prata). Cancelam-se os elétrons (os 2e^- aparecem em ambos os lados):
\mathrm{Ni}(\mathrm{s}) \longrightarrow \mathrm{Ni}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2e^-
2\mathrm{Ag}^+(\mathrm{aq}) + 2e^- \longrightarrow 2\mathrm{Ag}(\mathrm{s})
Adicionando termo a termo e cancelando 2e^-:
\mathrm{Ni}(\mathrm{s}) + 2\mathrm{Ag}^+(\mathrm{aq}) \longrightarrow \mathrm{Ni}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2\mathrm{Ag}(\mathrm{s})
Essa é a equação global balanceada: átomos e cargas balanceados (dois Ag no começo e no fim; cargas: 0 + 2(+1) = +2 à esquerda e +2 + 0 = +2 à direita).

Passo 8

Para fechar o entendimento: podemos calcular a força eletromotriz padrão da célula usando os potenciais mencionados:
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}} = E^\circ(\mathrm{Ag}^+/\mathrm{Ag}) - E^\circ(\mathrm{Ni}^{2+}/\mathrm{Ni})áâ
Substituindo os valores:
E^\circ_{\text{cell}} = +0{,}80\\ \text{V} - (-0{,}25\\ \text{V}) = +1{,}05\\ \text{V}.
Isso confirma que a reação é espontânea no sentido escrito (potencial positivo).

Passo 9

Resumo físico-prático (útil pra prova):
  • Ânodo (oxidação): \mathrm{Ni}(s) \to \mathrm{Ni}^{2+}(aq) + 2e^-. O eletrodo de níquel se corrói.
  • Cátodo (redução): \mathrm{Ag}^+(aq) + e^- \to \mathrm{Ag}(s). Íons prata são depositados como metal.
  • Elétrons fluem pelo fio do ânodo (níquel) para o cátodo (prata). Íons positivos e negativos na ponte salina reequilibram cargas.

Resposta

\mathrm{Ni}(\mathrm{s}) \longrightarrow \mathrm{Ni}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2e^-
\mathrm{Ag}^+(\mathrm{aq}) + e^- \longrightarrow \mathrm{Ag}(\mathrm{s})
\mathrm{Ni}(\mathrm{s}) + 2\mathrm{Ag}^+(\mathrm{aq}) \longrightarrow \mathrm{Ni}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2\mathrm{Ag}(\mathrm{s})

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