Escreva as semirreações e a equação balanceada das reações de célula de cada uma das seguintes células galvânicas:
\mathrm{Cu}(\mathrm{s})\left|\mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq})\right|\left|\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq}), \mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq})\right| \mathrm{Pt}(\mathrm{s})

Passo 1

O que o problema pede: escrever as semirreações (meio reação de oxidação e meio reação de redução) e a equação global balanceada para a célula galvânica
\mathrm{Cu}(\mathrm{s})\left|\mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq})\right|\left|\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq}), \mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq})\right| \mathrm{Pt}(\mathrm{s}).
Informações dadas e relevantes:
  • No eletrodo esquerdo temos \mathrm{Cu}(\mathrm{s}) e \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}).
  • No eletrodo direito temos o par \mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq})/\mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq}) e um eletrodo inerte de \mathrm{Pt}(\mathrm{s}).
  • Precisamos identificar qual espécie é oxidada e qual é reduzida, escrever as semirreações com elétrons, igualar o número de elétrons e obter a reação total balanceada.

Passo 2

Primeiro escrevemos as semirreações no sentido de redução (sempre que possível escrevemos a forma redução das duas meias-reações antes de decidir qual irá ocorrer como redução no circuito):
Semirreação de redução possível para o cobre (forma redução):
\mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Cu}(\mathrm{s})
Semirreação de redução possível para o cério:
\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq})
Explicação didática rápida: cada semirreação escrita como redução mostra ganho de elétrons ( \mathrm{e}^-). Note o número de elétrons envolvidos em cada uma: a do cobre envolve 2 elétrons, a do cério envolve 1 elétron.

Passo 3

Decidir qual será reduzido e qual será oxidado: comparamos a tendência de redução das espécies. Em tabelas de potenciais padrão, o par \mathrm{Ce}^{4+}/\mathrm{Ce}^{3+} apresenta potencial de redução maior do que o par \mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}. Significado prático: \mathrm{Ce}^{4+} é um agente oxidante mais forte que \mathrm{Cu}^{2+}, ou seja, \mathrm{Ce}^{4+} tende a ganhar elétrons (ser reduzido) e o cobre metálico tende a perder elétrons (ser oxidado). Logo:
  • Catodo (redução): \mathrm{Ce}^{4+} \mathrm{Ce}^{3+}
  • Anodo (oxidação): \mathrm{Cu} \mathrm{Cu}^{2+}
Não precisa decorar números agora; na prova memorize que espécies com maior potencial de redução são reduzidas.

Passo 4

Escrevemos então explicitamente a semirreação de oxidação (inverter a forma redução do cobre):
Semirreação de oxidação (ânodo):
\mathrm{Cu}(\mathrm{s}) \longrightarrow \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{e}^-
Semirreação de redução (cátodo), já escrita:
\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq})

Passo 5

Balancear o número de elétrons transferidos: a semirreação de oxidação produz 2 elétrons, enquanto a semirreação de redução consome 1 elétron. Para cancelar os elétrons quando somarmos as semirreações, multiplicamos a semirreação de redução por 2:
Multiplicando:
2\left(\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq})\right)
que dá
2\,\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{e}^- \longrightarrow 2\,\mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq})
Agora ambas as semirreações envolvem 2 elétrons.

Passo 6

Somar as semirreações (elétrons se cancelam):
Somando a oxidação
\mathrm{Cu}(\mathrm{s}) \longrightarrow \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{e}^-
com a redução ajustada
2\,\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{e}^- \longrightarrow 2\,\mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq})
os 2\,\mathrm{e}^- aparecem de um lado e do outro e se cancelam. Resultado da soma:
\mathrm{Cu}(\mathrm{s}) + 2\,\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq}) \longrightarrow \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq})

Passo 7

Verificação final (massa e carga):
  • Átomos: cobre 1 do lado esquerdo e direito; cério 2 de cada lado; oxigênio/hidrogênio não envolvidos — tudo OK.
  • Carga: lado esquerdo 0 + 2\cdot(+4)=+8; lado direito +2 + 2\cdot(+3)=+8. Carga balanceada. Elétrons cancelados. Assim a equação está correta.
Observação sobre o eletrodo de platina: o \mathrm{Pt}(\mathrm{s}) é um eletrodo inerte que fornece superfície para a transferência de elétrons entre a solução e o circuito, por isso aparece no enunciado quando o par redox não envolve um metal sólido próprio.

Passo 8

Resumo do procedimento (dica rápida para a prova):
  1. Escreva as duas semirreações na forma redução.
  2. Compare potenciais (ou a tabela) para saber qual será reduzido.
  3. Inverta a semirreação que será oxidação.
  4. Iguale elétrons multiplicando semirreações e some.
  5. Verifique massa e carga.

Resposta

\text{Oxidação (ânodo):}\quad \mathrm{Cu}(\mathrm{s}) \longrightarrow \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{e}^-çãâ
\text{Redução (cátodo):}\quad \mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq})çãá
\text{Reação global balanceada:}\quad \mathrm{Cu}(\mathrm{s}) + 2\,\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq}) \longrightarrow \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq})çã

Exercícios relacionados