Esquematize a célula ou pilha galvânica para a reação entre \mathrm{Fe}(\mathrm{s}) \mathrm{e} \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}).

Passo 1

O enunciado pede que eu "esquematize a célula ou pilha galvânica para a reação entre \mathrm{Fe}(\mathrm{s}) e \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq})". Informações dadas (retiradas do enunciado):
  • Há metal ferro na forma sólida, \mathrm{Fe}(\mathrm{s}).
  • Há íon cobre divalente em solução aquosa, \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}).
  • A tarefa é montar (esquematizar) a pilha galvânica que realiza a reação entre esses reagentes.

Passo 2

Entender o que realmente acontece (sem calcular ainda): quando uma pilha galvânica funciona, um metal se oxida (perde elétrons) e outro íon se reduz (ganha elétrons). Vamos escrever as meias-reações de oxidação e redução. Primeiro, identificar estados de oxidação:
  • Em \mathrm{Fe}(\mathrm{s}), o ferro tem estado de oxidação 0.
  • Em \mathrm{Fe^{2+}}(\mathrm{aq}), o ferro tem estado +2.
  • Em \mathrm{Cu^{2+}}(\mathrm{aq}), cobre tem estado +2.
  • Em \mathrm{Cu}(\mathrm{s}), cobre tem estado 0.
A partir disso, as meias-reações balanceadas em elétrons são:
\mathrm{Fe(s)} \longrightarrow \mathrm{Fe^{2+}(aq)} + 2\mathrm{e^-}
\mathrm{Cu^{2+}(aq)} + 2\mathrm{e^-} \longrightarrow \mathrm{Cu(s)}
Expliquei: a primeira é oxidação (perda de 2 elétrons), a segunda é redução (ganho de 2 elétrons). Como ambas envolvem 2 elétrons, não é preciso multiplicar nada para igualar elétrons.

Passo 3

Identificar polo anódico e catódico e direção dos elétrons:
  • Oxidação ocorre no ânodo. Aqui, o ferro se oxida, portanto o ânodo é o eletrodo de ferro:
    \mathrm{Fe(s)} \to \mathrm{Fe^{2+}(aq)} + 2\mathrm{e^-}.
  • Redução ocorre no cátodo. Aqui, o \mathrm{Cu^{2+}} se reduz, logo o cátodo é o eletrodo de cobre:
    \mathrm{Cu^{2+}(aq)} + 2\mathrm{e^-} \to \mathrm{Cu(s)}.
    Direção dos elétrons: os elétrons gerados no ânodo (Fe) fluem pelo circuito externo em direção ao cátodo (Cu). Em termos de sinais: em uma pilha galvânica o ânodo é o polo negativo e o cátodo é o polo positivo.

Passo 4

Escrever a reação global (somando as meias-reações) e checar balanço:
Soma das meias:
\mathrm{Fe(s)} + \mathrm{Cu^{2+}(aq)} \longrightarrow \mathrm{Fe^{2+}(aq)} + \mathrm{Cu(s)}
Verificação: elétrons se cancelam, átomos e cargas estão balanceados (uma carga +2 do lado dos reagentes fica +2 no produto como \mathrm{Fe^{2+}}).

Passo 5

Notação de pilha (forma compacta usada em provas) e explicação do que cada símbolosignifica. A notação-padrão coloca a meia-célula do ânodo à esquerda e a do cátodo à direita, com barras indicando fronteiras:
\mathrm{Fe(s)} \;|\; \mathrm{Fe^{2+}(aq)} \;||\; \mathrm{Cu^{2+}(aq)} \;|\; \mathrm{Cu(s)}
O que cada coisa quer dizer:
  • Uma barra simples | separa fases (por exemplo eletrodo sólido / solução).
  • Barra dupla \,||\, representa a ponte salina ou separador entre as duas soluções.
  • Soluções típicas: \mathrm{Fe^{2+}} em \mathrm{FeSO_4} aquoso; \mathrm{Cu^{2+}} em \mathrm{CuSO_4} aquoso.
  • Ponte salina típica: solução de \mathrm{KNO_3} ou \mathrm{KCl}. Função da ponte: permitir o fluxo de íons para manter a neutralidade elétrica das soluções enquanto a reação prossegue (ânions migram para o compartimento do ânodo para neutralizar o excesso de \mathrm{Fe^{2+}} formado; cátions migram para o compartimento do cátodo para repor \mathrm{Cu^{2+}} consumido).

Passo 6

Desenho esquemático (descrição passo a passo para você desenhar na prova):
  • Desenhe dois béqueres separados. No béquer da esquerda coloque uma tira ou barra de ferro \mathrm{Fe(s)} mergulhada em solução de \mathrm{Fe^{2+}} (por ex. \mathrm{FeSO_4(aq)}).
  • No béquer da direita coloque uma tira de cobre \mathrm{Cu(s)} mergulhada em solução de \mathrm{Cu^{2+}} (por ex. \mathrm{CuSO_4(aq)}).
  • Conecte as duas barras por um fio metálico externo com um amperímetro/voltímetro se quiser medir; desenhe uma seta no fio do anodo para o catodo indicando o fluxo de elétrons: da barra de \mathrm{Fe} rumo à barra de \mathrm{Cu}.
  • Ligue os dois béqueres por uma ponte salina (canudo em U com gel/sal ou papel embebido em \mathrm{KNO_3}).
  • Marque claramente: ânodo (Fe) — oxidação — negativo; cátodo (Cu) — redução — positivo.
  • Escreva as meias-reações junto a cada eletrodo e a reação global acima do esquema.

Passo 7

Cálculo rápido do potencial padrão da pilha (útil para dizer se a reação é espontânea). Usar potenciais padrão:
E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = +0{,}34\\ \text{V}, \qquad E^\circ(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) = -0{,}44\\ \text{V}.
A regra para a ddp padrão da célula é
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}}.áâ
Aqui o cátodo é \mathrm{Cu^{2+}/Cu} e o ânodo é \mathrm{Fe^{2+}/Fe}, então
E^\circ_{\text{cel}} = 0{,}34 - (-0{,}44) = 0{,}78\\ \text{V}.
Como E^\circ_{\text{cel}}>0, a reação é espontânea em condições padrão — isto é, forma uma pilha galvânica.

Passo 8

Observações práticas e erros comuns (o que anotar na prova para não esquecer):
  • Anodo: ferro se dissolve (perda de massa do eletrodo de Fe). Cátodo: cobre deposita-se (plaqueamento do eletrodo de Cu).
  • Elétrons vão do ânodo para o cátodo; corrente convencional vai no sentido oposto.
  • Ponte salina: íons negativos migram para o compartimento do ânodo (para neutralizar o excesso de \mathrm{Fe^{2+}}); íons positivos migram para o compartimento do cátodo.
  • Não confundir ânodo negativo com ânodo positivo (em eletrolisadores é invertido). Em pilhas galvânicas, ânodo é negativo.

Resposta

\mathrm{Fe(s)} \;|\; \mathrm{Fe^{2+}(aq)} \;||\; \mathrm{Cu^{2+}(aq)} \;|\; \mathrm{Cu(s)}\n\nMeias-reações:\n \mathrm{Fe(s)} \longrightarrow \mathrm{Fe^{2+}(aq)} + 2\mathrm{e^-}\n \mathrm{Cu^{2+}(aq)} + 2\mathrm{e^-} \longrightarrow \mathrm{Cu(s)}\n\nReação global:\n \mathrm{Fe(s)} + \mathrm{Cu^{2+}(aq)} \longrightarrow \mathrm{Fe^{2+}(aq)} + \mathrm{Cu(s)}\n\nPotencial padrão da pilha:\n E^\circ_{\text{cel}} = 0{,}78\\ \text{V}

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