Esquematize as seguintes células galvânicas, nas condições padrão, formadas quando os eletrodos abaixo são conectados dois a dois. Dê as reações anódica, catódica e a reação global da célula, a polaridade dos eletrodos, o sentido real dos elétrons no condutor metálico, o sentido dos íons na ponte salina, a f.e.m. da célula.
eletrodos de \mathrm{Cd} / \mathrm{Cd}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})} e \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} / \mathrm{Cl}_{(\mathrm{aq})}^{-};

Passo 1

O enunciado pede que, para a célula padrão formada pelos eletrodos \mathrm{Cd}/\mathrm{Cd^{2+}(aq)} e \mathrm{Cl_{2}(g)}/\mathrm{Cl^{-}(aq)}, eu determine:
  • a reação anódica (oxidação),
  • a reação catódica (redução),
  • a reação global da célula,
  • a polaridade dos eletrodos (qual é negativo e qual é positivo),
  • o sentido real dos elétrons no condutor metálico (fio externo),
  • o sentido dos íons na ponte salina,
  • a força eletromotriz (f.e.m.) da célula em condições padrão.
Informações relevantes fornecidas ou implicadas:
  • Os eletrodos são: \mathrm{Cd}/\mathrm{Cd^{2+}(aq)} e \mathrm{Cl_{2}(g)}/\mathrm{Cl^{-}(aq)}.
  • As condições são padrão: concentrações 1\\ \mathrm{mol\;L^{-1}} para espécies aquosas, 1\\ \mathrm{atm} para gases, 25^\circ\mathrm{C}.
  • Vou precisar dos potenciais padrão de redução (valores de tabela) para comparar e decidir qual se reduz e qual se oxida.

Passo 2

Breve aula: potencial padrão de redução e como decidir anodo/cátodo.
  • Cada meia-reação tem um potencial padrão de redução E^\circ (valor tabulado).
  • Para saber qual meia-reação ocorre como redução (cátodo) compare os E^\circ: a meia-reação com maior E^\circ (mais positivo) se reduz.
  • A outra meia-reação, com E^\circ mais negativo, é invertida (oxidação) e ocorre no ânodo.
  • A f.e.m. padrão da célula é dada por
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}},áâ
onde ambos os E^\circ são os potenciais de redução padrão das semifreacões na forma de redução.

Passo 3

Pegando os potenciais padrão (valores de tabela padrão a 25^\circ\mathrm{C}):
  • Para o par \mathrm{Cd^{2+}/Cd}:
E^\circ(\mathrm{Cd^{2+}/Cd}) = -0,40\\ \mathrm{V}.
  • Para o par \mathrm{Cl_{2}/Cl^{-}} (meia-reação de dissolução do \mathrm{Cl_{2}} em solução):
E^\circ(\mathrm{Cl_{2}/Cl^{-}}) = +1,36\\ \mathrm{V}.
Comentário didático: esses valores vêm de tabelas padrão de potenciais de redução — memorize que elementos halogênios (como \mathrm{Cl_{2}}) têm potenciais positivos e metais como cádmio têm potenciais negativos.

Passo 4

Decidir quais reações ocorrem:
  • A meia-reação com maior E^\circ é \mathrm{Cl_{2}/Cl^{-}} com +1,36\\ \mathrm{V} → esta será a redução (cátodo).
  • A meia-reação com E^\circ=-0,40\\ \mathrm{V} (cádmio) será invertida e ocorre como oxidação (ânodo).
Escrevendo as meia-reações (forma de oxidação/redução conforme vão ocorrer na célula):
Anódica (oxidação, ocorre no eletrodo de cádmio):
\mathrm{Cd(s)} \longrightarrow \mathrm{Cd^{2+}(aq)} + 2e^-.
Catódica (redução, ocorre no eletrodo de cloro — geralmente implanta-se um eletrodo inerte como \mathrm{Pt} para fazer contato com \mathrm{Cl_{2}}):
\mathrm{Cl_{2}(g)} + 2e^- \longrightarrow 2\,\mathrm{Cl^-(aq)}.

Passo 5

Balanceamento e reação global:
  • As duas semi-reações trocam exatamente 2 elétrons, já estão balanceadas em elétrons.
  • Somando-as (elétrons se cancelam) resulta a reação global:
\mathrm{Cd(s)} + \mathrm{Cl_{2}(g)} \longrightarrow \mathrm{Cd^{2+}(aq)} + 2\,\mathrm{Cl^{-}(aq)}.
Observação didática: esta é a equação iônica líquida. Se quiser, pode enxergar como formação de \mathrm{CdCl_{2}} em solução, mas a forma iônica mostra claramente onde foram os elétrons.

Passo 6

Polaridade dos eletrodos (explicação didática):
  • O ânodo é o eletrodo onde ocorre oxidação (perda de elétrons). Como os elétrons são liberados ali, esse eletrodo fica com potencial elétrico mais negativo relativo ao outro: portanto, o eletrodo de \mathrm{Cd} é o pólo negativo da célula.
  • O cátodo é o eletrodo onde ocorre redução (ganho de elétrons) e é o pólo positivo: portanto, o eletrodo \mathrm{Cl_{2}}/\mathrm{Cl^-} (geralmente montado sobre \mathrm{Pt}) é o pólo positivo.
Em resumo:
  • Eletrodo de \mathrm{Cd}: ânodo, negativo.
  • Eletrodo de \mathrm{Cl_{2}} (com \mathrm{Pt} condutor): cátodo, positivo.

Passo 7

Sentido do fluxo de elétrons no condutor metálico:
  • Elétrons fluem sempre do ânodo para o cátodo pelo fio externo.
  • Logo, o sentido real dos elétrons é:
\text{do eletrodo de } \mathrm{Cd} \longrightarrow \text{para o eletrodo de } \mathrm{Cl_{2}}.
Comentário prático: no circuito externo aparece corrente convencional no sentido oposto (do cátodo para o ânodo), mas o que importa experimentalmente é o movimento dos elétrons, do negativo para o positivo.

Passo 8

Sentido dos íons na ponte salina (explicação didática e regra prática):
  • Reação no ânodo gera \mathrm{Cd^{2+}} no compartimento do cádmio, tornando esse compartimento mais carregado positivamente. Para manter neutralidade, ânions da ponte salina migram para o compartimento do ânodo.
  • Reação no cátodo produz \mathrm{Cl^-} no compartimento do cloro, tornando esse compartimento mais negativo. Para neutralizar, cátions da ponte salina migram para o compartimento do cátodo.
  • Portanto, se a ponte salina contém um sal inerte como \mathrm{KNO_3} ou \mathrm{KCl}:
    • \mathrm{NO_3^-} (ou qualquer ânion do sal inerte) fluirá para o compartimento do ânodo (onde está \mathrm{Cd}),
    • \mathrm{K^+} (cátion) fluirá para o compartimento do cátodo (onde está \mathrm{Cl_2}).
      Resumo: ânions → ânodo; cátions → cátodo.

Passo 9

Cálculo da f.e.m. padrão da célula (aula curta sobre a fórmula):
  • Usando a fórmula
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}},áâ
onde ambos os E^\circ são os potenciais de redução padrão (do passo 3):
E^\circ_{\text{cel}} = +1,36\\ \mathrm{V} - \bigl(-0,40\\ \mathrm{V}\bigr) = +1,36\\ \mathrm{V} + 0,40\\ \mathrm{V} = +1,76\\ \mathrm{V}.
Interpretação rápida: E^\circ_{\text{cel}}>0 indica que a reação global escrita espontaneamente como acima (Cd oxidando e Cl2 reduzindo) é espontânea sob condições padrão.

Passo 10

Observações práticas e montagem (curiosidade útil para prova):
  • O eletrodo de cloro deve ser montado sobre uma superfície inerte condutora (ex.: \mathrm{Pt(s)}) porque \mathrm{Cl_2} não é um metal — então a célula direita costuma ser escrita como \mathrm{Pt}|\mathrm{Cl_2(g)}|\mathrm{Cl^- (aq)}.
  • Notação convencional da célula (ânodo à esquerda, cátodo à direita):
\mathrm{Cd(s)} \mid \mathrm{Cd^{2+}(aq,\,1\,M)} \; || \; \mathrm{Cl^{-}(aq,\,1\,M)} \mid \mathrm{Cl_{2}(g,\,1\,atm)} \; (\mathrm{Pt}).

Resposta

Anódica (oxidação): \mathrm{Cd(s)} \to \mathrm{Cd^{2+}(aq)} + 2e^-
Catódica (redução): \mathrm{Cl_{2}(g)} + 2e^- \to 2\,\mathrm{Cl^{-}(aq)}
Reação global: \mathrm{Cd(s)} + \mathrm{Cl_{2}(g)} \to \mathrm{Cd^{2+}(aq)} + 2\,\mathrm{Cl^{-}(aq)}
Polaridade dos eletrodos: eletrodo de \mathrm{Cd} = ânodo (negativo); eletrodo \mathrm{Cl_{2}}/\mathrm{Cl^-} (sobre \mathrm{Pt}) = cátodo (positivo)
Sentido real dos elétrons no condutor metálico: do eletrodo de \mathrm{Cd} para o eletrodo de \mathrm{Cl_{2}}
Sentido dos íons na ponte salina: ânions da ponte migram para o compartimento do ânodo; cátions da ponte migram para o compartimento do cátodo
f.e.m. padrão da célula: E^\circ_{\text{cel}} = +1,36\\ \mathrm{V} - (-0,40\\ \mathrm{V}) = +1,76\\ \mathrm{V}

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