(ITA - 2017 - 19 FASE) ( 2,0 pontos) A
, o potencial da pilha descrita abaixo sob condições não padrão é de
.
(a) Escreva as semi-reações no anodo, no cátodo e a global.
(b) Assinale a opção que indica aproximadamente o valor do pH da solução.
a) 6,5
b) 5,7
c) 3,7
d) 2,0
e) 1,5
(b) Assinale a opção que indica aproximadamente o valor do pH da solução.
a) 6,5
b) 5,7
c) 3,7
d) 2,0
e) 1,5
Passo 1
Beleza, vamos dar uma olhada nesse exercício de eletroquímica! A gente tem uma pilha com eletrodos de hidrogênio e cobre, e o potencial dela está dando 0,56 V às condições que não são padrão. Nosso objetivo é:
a) Escrever as semi-reações no ânodo, no cátodo e a reação global.
b) Descobrir qual é aproximadamente o pH da solução.
Pra resolver isso, a gente vai precisar entender como funcionam as reações de oxidação e redução nas pilhas eletroquímicas e usar um pouquinho da teoria dos potenciais padrão.
Passo 2
Vamos começar com a parte (a). Em uma pilha eletroquímica, temos duas eletrodo: o ânodo, onde ocorre a oxidação, e o cátodo, onde acontece a redução. Primeiro, precisamos identificar qual eletrodo faz o quê.
Passo 3
No nosso caso, temos:
-
Eletrodo de Hidrogênio (Pt): Geralmente, o eletrodo de hidrogênio atua como o ânodo ou o cátodo dependendo das condições, mas aqui vamos assumir que ele está funcionando como ânodo.
-
Eletrodo de Cobre (Cu): O cobre tende a ser o cátodo porque tem um potencial de redução mais positivo, facilitando a redução de Cu²⁺ para Cu.
Passo 4
Agora, vamos escrever as semi-reações:
-
Ânodo (Oxidação):No ânodo, o hidrogênio gasoso (H₂) é oxidado a íons hidrogênio (H⁺):
-
Cátodo (Redução):No cátodo, os íons cobre (Cu²⁺) recebem elétrons para formar cobre metálico (Cu):
Passo 5
Para obter a reação global, somamos as duas semi-reações, garantindo que os elétrons se cancelam:
Passo 6
Agora, vamos para a parte (b), onde precisamos encontrar o pH da solução. Sabemos que o pH é dado por:
Mas para isso, precisamos primeiro encontrar a concentração de H⁺ (x). Como o potencial da pilha está nas condições não padrão, vamos usar a Equação de Nernst:
Onde:
- $ E $ é o potencial da célula (0,56 V)
- $ E^\circ $ é o potencial padrão da célula
- $ n $ é o número de elétrons transferidos
- $ Q $ é o quociente de reação
Passo 7
Primeiro, precisamos encontrar o potencial padrão da célula ($ E^\circ $). Sabemos que:
Consultando as tabelas de potenciais padrão, temos:
- $ E\circ_{\text{Cu}{+2}/\mathrm{Cu}} = +0,34,V $
- $ E\circ_{\mathrm{H}{+}/\mathrm{H}_2} = 0,00,V $
Então:
Passo 8
Agora, aplicamos a Equação de Nernst:
Aqui, $ n = 2 $ porque transferimos 2 elétrons.
Passo 9
Vamos isolar o termo do logaritmo:
Passo 10
Dividindo ambos os lados por -0,0592:
Passo 11
Para encontrar a concentração de H⁺:
Então, o pH é:
Resposta
(a) As semi-reações são:
-
Anodo (Oxidação):
-
Cátodo (Redução):
-
Reação Global:
(b) O pH da solução é aproximadamente 3,0, o que mais se aproxima da opção c) 3,7.