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).
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:
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:
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:
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:
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):
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: