Escreva as semirreações e a equação balanceada das reações de célula de cada uma das seguintes células galvânicas:
\mathrm{C}(\mathrm{gr})\left|\mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})\right| \mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq})| | \mathrm{Cl}(\mathrm{aq})\left|\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{~g})\right| \mathrm{Pt}(\mathrm{s})

Passo 1

O enunciado pede que eu escreva as semirreações (meio-reações) e a equação global balanceada para a célula galvânica dada. As informações fornecidas são:
\mathrm{C}(\mathrm{gr})\left|\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})\right|\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq})\;||\;\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq})\left|\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g})\right|\mathrm{Pt}(\mathrm{s}).
Lista de dados relevantes do enunciado:
  • Eletrodo esquerdo: grafite ( \mathrm{C}(\mathrm{gr})) com gás \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) e íons \mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}).
  • Eletrodo direito: eletrodo inerte de platina ( \mathrm{Pt}(\mathrm{s})) com íons \mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq}) e gás \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}).
  • A dupla barra || indica a ponte salina; os eletrodos sólidos ( \mathrm{C} e \mathrm{Pt}) são apenas condutores inertes, não participam quimicamente.
  • O que se pede: as semirreações (oxidação e redução) em cada eletrodo e a equação global balanceada da célula.

Passo 2

Decidir qual meia-reação ocorre em cada eletrodo (oxidação vs. redução).
Como temos os pares conhecidos
\text{par } \mathrm{H}^{+}/\mathrm{H}_{2}:\quad \mathrm{H}_{2} \rightleftharpoons 2\mathrm{H}^{+} + 2\mathrm{e}^{-}
e
\text{par } \mathrm{Cl}_{2}/\mathrm{Cl}^{-}:\quad \mathrm{Cl}_{2} + 2\mathrm{e}^{-} \rightleftharpoons 2\mathrm{Cl}^{-},
podemos usar a ideia prática: o par com maior potencial padrão tende a ser reduzido (ganha elétrons). Conhecimentos usuais (não essenciais para a montagem, mas úteis) dão os potenciais padrão:
E^\circ(\mathrm{H}^{+}/\mathrm{H}_{2}) = 0{,}00\\ \text{V},\qquad E^\circ(\mathrm{Cl}_{2}/\mathrm{Cl}^{-}) \approx +1{,}36\\ \text{V}.
Como E^\circ(\mathrm{Cl}_{2}/\mathrm{Cl}^{-}) é maior, \mathrm{Cl}_{2} será reduzido (ocorre no cátodo, eletrodo direito). Assim, \mathrm{H}_{2} será oxidado (ocorre no ânodo, eletrodo esquerdo).

Passo 3

Escrever as semirreações balanceadas (massa e carga) separadamente.
Oxidação (ânodo, eletrodo esquerdo): começar com \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) perdendo elétrons para formar \mathrm{H}^{+}.
A meia-reação balanceada em termos de átomos e cargas é
\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) + 2\mathrm{e}^{-}.
Verificação: átomos de H: 2 ambos os lados; carga: esquerda 0, direita 2(+1)+2(-1)=0 — carga conservada.
Redução (cátodo, eletrodo direito): \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}) ganha elétrons para formar \mathrm{Cl}^{-}:
\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}) + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq}).
Verificação: átomos Cl: 2 ambos os lados; carga: esquerda 0+2(-1)= -2? Atenção: na esquerda temos \mathrm{Cl}_{2} neutro e 2\mathrm{e}^- com carga -2; na direita 2\mathrm{Cl}^- tem carga -2. Portanto, carga conservada.

Passo 4

Combinar as duas semirreações de modo que os elétrons se cancelem.
As duas semirreações são:
\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) + 2\mathrm{e}^{-}
\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}) + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq})
Somando membro a membro, os 2\mathrm{e}^{-} aparecem em ambos os lados e se cancelam, dando a equação líquida:
\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) + \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) + 2\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq}).
Essa é a equação iônica líquida. Se quisermos, podemos combinar os íons \mathrm{H}^{+} e \mathrm{Cl}^{-} para escrever a forma molecular do produto:
\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) + \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{HCl}(\mathrm{aq}).

Passo 5

Comentário sobre o papel dos eletrodos inertes e potencial da célula (motivação prática para a prova).
  • Os eletrodos sólidos ( \mathrm{C}(\mathrm{gr}) e \mathrm{Pt}(\mathrm{s})) são apenas condutores que permitem a transferência de elétrons entre o circuito externo e as espécies gasosas/íons; não aparecem nas semirreações.
  • O potencial padrão da célula pode ser calculado como
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}} \approx 1{,}36\\ \text{V} - 0{,}00\\ \text{V} = 1{,}36\\ \text{V},áâ
o que confirma que a reação como escrita é espontânea (E° positivo).

Resposta

Oxidação (ânodo, eletrodo esquerdo):
\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) + 2\mathrm{e}^{-}
Redução (cátodo, eletrodo direito):
\mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}) + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq})
Equação global balanceada:
\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) + \mathrm{Cl}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) + 2\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq})

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