Identifique qual o agente oxidante e o agente redutor em cada uma das reações abaixo e calcule o potencial da célula composta por estes metais na solução de seu respectivo íon metálico:
\mathrm{Cu}^{2+}\left(\mathrm{E}^{0}+0,34 \mathrm{~V}\right) e \mathrm{H}_{2}\left(\mathrm{E}^{0} 0,00 \mathrm{~V}\right)

Passo 1

O enunciado fornece dois potenciais padrão de redução: o par \mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu} com
E^{\circ}_{\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}} = +0{,}34\\ \mathrm V
e o par \mathrm{H}^{+}/\mathrm{H}_{2} com
E^{\circ}_{\mathrm{H}^{+}/\mathrm{H}_{2}} = 0{,}00\\ \mathrm V.
Precisamos, primeiro, identificar em cada meia-reação qual a espécie que se reduz (agente oxidante) e qual se oxida (agente redutor). Em seguida, montar a pilha entre os eletrodos de cobre e de hidrogênio e calcular o potencial padrão da célula.

Passo 2

Escrevemos as meia-reações de redução padrão e identificamos a mais positiva como cátodo (ocorre redução) e a menos positiva como anodo (será invertida para oxidação):
\text{(red)}\quad \mathrm{Cu}^{2+} + 2\,e^{-} \longrightarrow \mathrm{Cu}\quad E^{\circ}_{\mathrm{red}} = +0{,}34\\ \mathrm V
\text{(red)}\quad 2\,\mathrm{H}^{+} + 2\,e^{-} \longrightarrow \mathrm{H}_{2}\quad E^{\circ}_{\mathrm{red}} = 0{,}00\\ \mathrm V
Como +0{,}34\\ \mathrm V > 0{,}00\\ \mathrm V, o cátodo é a redução de \mathrm{Cu}^{2+} e o ânodo será a oxidação do hidrogênio (inversão da segunda meia-reação).

Passo 3

Invertemos a meia-reação de hidrogênio para descrever a oxidação no ânodo:
\text{(ox)}\quad \mathrm{H}_{2} \longrightarrow 2\,\mathrm{H}^{+} + 2\,e^{-}
Nessa meia-reação, a espécie que perde elétrons ( \mathrm{H}_{2}) é o agente redutor, e a que ganha elétrons na redução de cobre ( \mathrm{Cu}^{2+}) é o agente oxidante.

Passo 4

Escrevemos a reação global somando cátodo e ânodo (os elétrons se cancelam):
\mathrm{Cu}^{2+} + 2\,e^{-} \longrightarrow \mathrm{Cu}
\mathrm{H}_{2} \longrightarrow 2\,\mathrm{H}^{+} + 2\,e^{-}
\hline
\mathrm{Cu}^{2+} + \mathrm{H}_{2} \longrightarrow \mathrm{Cu} + 2\,\mathrm{H}^{+}

Passo 5

Calculamos o potencial padrão da célula pela fórmula
E^{\circ}_{\text{cel}} = E^{\circ}_{\text{cátodo}} \;-\; E^{\circ}_{\text{ânodo}}.áâ
Aqui
E^{\circ}_{\text{cátodo}} = +0{,}34\\ \mathrm V, \quad E^{\circ}_{\text{ânodo}} = 0{,}00\\ \mathrm V,áâ
logo
E^{\circ}_{\text{cel}} = 0{,}34\\ \mathrm V - 0{,}00\\ \mathrm V = +0{,}34\\ \mathrm V.

Resposta

Agente oxidante: \mathrm{Cu}^{2+}
Agente redutor: \mathrm{H}_{2}
Potencial padrão da célula: E^{\circ}_{\text{cel}} = +0{,}34\\ \mathrm V

Exercícios relacionados