(1,5 pto)Q4. Usa os valores tabelados dos potenciais padrões de redução para calcular o potencial padrão de u célula para uma reação ocorrendo em uma célula eletroquímica ocorrendo a 25^{\circ} \mathrm{C}. Forneça todas as equaç químicas e as semireações químicas balanceadas e a notação de célula eletroquímica. A célula é Espontân Justifique.
\mathrm{Al}_{(s)}+\mathrm{NO}_{3}^{-}{ }_{(a q)}+4 \mathrm{H}^{+}{ }_{(a q)} \longrightarrow \mathrm{Al}^{3+}{ }_{(a q)}+\mathrm{NO}_{(g)}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(n)}

Passo 1

O enunciado pede que eu use valores tabelados de potenciais padrão de redução para:
  • Calcular o potencial padrão da célula a 25^\circ\mathrm{C}.
  • Fornecer todas as equações químicas: as semirreações (half-reactions) balanceadas e a reação global balanceada.
  • Escrever a notação de célula eletroquímica.
  • Dizer se a célula é espontânea e justificar.
A reação global dada (vou reescrevê‑la exatamente como no enunciado) é:
\mathrm{Al}_{(s)}+\mathrm{NO}_{3}^{-}{ }_{(a q)}+4 \mathrm{H}^{+}{ }_{(a q)} \longrightarrow \mathrm{Al}^{3+}{ }_{(a q)}+\mathrm{NO}_{(g)}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(l)}
Informações disponíveis no enunciado: os reagentes e produtos (estados incluídos) e que devemos usar potenciais padrão (valores tabelados) à 25^\circ\mathrm{C}. Não foi fornecida a tabela — vou usar os valores padrão comumente tabulados para estas semirreações (vou declarar explicitamente quais valores peguei da tabela quando usá‑los).

Passo 2

Escrever as semirreações (na forma de redução) que estão envolvidas e balanceá‑las em átomos e cargas.
  1. Semirreação de redução envolvendo o nitrato formando óxido nítrico ( \mathrm{NO}) em meio ácido. A semirreação padrão, já conhecida e tabelada, é:
\mathrm{NO}_3^- + 4\mathrm{H}^+ + 3e^- \longrightarrow \mathrm{NO} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}
Explicação didática: para balancear oxigênios transformamos oxigênios extra em moléculas de água; para balancear hidrogênios adicionamos \mathrm{H}^+ (meio ácido); então ajustamos a carga com elétrons. Aqui ficou com 3 elétrons à esquerda, o que equilibra a carga total.
  1. Semirreação de redução do alumínio (a forma tabelada é a redução de \mathrm{Al}^{3+} para \mathrm{Al}):
\mathrm{Al}^{3+} + 3e^- \longrightarrow \mathrm{Al}_{(s)}
Explicação didática: é a reação padrão de redução do íon alumínio. Ela envolve 3 elétrons porque cada átomo de alumínio sólido tem carga 0 e o íon tem carga +3.

Passo 3

Identificar quais semirreações serão redução e quais serão oxidação no processo global, a partir da reação dada.
Na reação global dada o alumínio metálico ( \mathrm{Al}_{(s)}) transforma‑se em \mathrm{Al}^{3+}, ou seja, o alumínio é oxidado. Portanto a semirreação da etapa 2 (a forma escrita como redução) deverá ser revertida para representar a oxidação em nossa célula. A semirreação do nitrato para \mathrm{NO} permanece como redução (conforme escrita na etapa 2), pois \mathrm{NO}_3^- recebe elétrons na reação global.
Assim, a semirreação de oxidação é a inversa de:
\mathrm{Al}_{(s)} \longrightarrow \mathrm{Al}^{3+} + 3e^-
(Essa é simplesmente a semirreação da etapa 2 invertida: trocamos os sinais e os lados dos termos.)

Passo 4

Verificar o cancelamento de elétrons e somar as semirreações para obter a reação global balanceada.
Temos:
  • Oxidação (alumínio):
\mathrm{Al}_{(s)} \longrightarrow \mathrm{Al}^{3+} + 3e^-
  • Redução (nitrato):
\mathrm{NO}_3^- + 4\mathrm{H}^+ + 3e^- \longrightarrow \mathrm{NO} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}
Os 3e^- aparecem em ambas as semirreações e, ao somar as duas equações, os elétrons se cancelam. Somando termo a termo obtemos:
\mathrm{Al}_{(s)} + \mathrm{NO}_3^- + 4\mathrm{H}^+ \longrightarrow \mathrm{Al}^{3+} + \mathrm{NO} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}
Que é justamente a reação global fornecida no enunciado — ótimo: as semirreações que escolhemos e o balanceamento estão consistentes com a reação fornecida.

Passo 5

Pegar os potenciais padrão de redução na tabela (declaro os valores tabelados usados) e calcular o potencial padrão da célula.
Valores tabelados que usei (valores padrão de redução à 25^\circ\mathrm{C}):
  • Para a semirreação \mathrm{NO}_3^- + 4\mathrm{H}^+ + 3e^- \longrightarrow \mathrm{NO} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}, o potencial padrão de redução é
E^\circ(\mathrm{NO}_3^- / \mathrm{NO},\,\text{em meio ácido}) = +0,96\\ \mathrm{V}á
(peguei este valor da tabela padrão de potenciais).
  • Para a semirreação \mathrm{Al}^{3+} + 3e^- \longrightarrow \mathrm{Al}_{(s)}, o potencial padrão de redução é
E^\circ(\mathrm{Al}^{3+} / \mathrm{Al}) = -1,66\\ \mathrm{V}
(este valor também é um valor padrão tabulado comum).
Regra para cálculo do potencial da célula: o potencial padrão da célula é a diferença entre o potencial de redução do cátodo e o potencial de redução do ânodo:
E^\circ_{\text{célula}} = E^\circ_{\text{cat}} - E^\circ_{\text{an}}é
Aqui o cátodo é a reação de redução do nitrato ( +0,96\\ \mathrm{V}) e o ânodo, escrito como redução para usar na fórmula, é \mathrm{Al}^{3+}/\mathrm{Al} com potencial -1,66\\ \mathrm{V}. Então:
E^\circ_{\text{célula}} = (+0,96\\ \mathrm{V}) - (-1,66\\ \mathrm{V}) = +2,62\\ \mathrm{V}.é
Explicação didática curta: inverter a reação (usar como oxidação) não muda o valor absoluto do potencial tabulado, mas troca o sinal quando decidir qual lado está oxidando; a fórmula acima já cuida disso ao subtrair o potencial do ânodo.

Passo 6

Determinar se a célula é espontânea — justificativa termodinâmica simples.
Critério: se E^\circ_{\text{célula}} > 0é então a reação espontânea sob condições padrão (pressão 1\\ \mathrm{atm}, atividades unitárias, 25^\circ\mathrm{C}). Aqui E^\circ_{\text{célula}} = +2,62\\ \mathrm{V} > 0é, portanto a reação é espontânea em condições padrão.
Podemos também calcular \Delta G^\circ para reforçar a justificativa, usando a relação
\Delta G^\circ = -n F E^\circ_{\text{célula}},é
onde n é o número de mols de elétrons transferidos na reação global (aqui n=3) e F é a constante de Faraday ( F=96485\\ \mathrm{C\;mol^{-1}}). Então:
\Delta G^\circ = -3 \times 96485\\ \mathrm{C\;mol^{-1}} \times 2,62\\ \mathrm{V} \approx -7{,}58\times10^{5}\\ \mathrm{J\;mol^{-1}} \;(\text{ou } -758\\ \mathrm{kJ\;mol^{-1}}).
Como \Delta G^\circ < 0, a reação é termodinamicamente espontânea em condições padrão — coerente com E^\circ_{\text{célula}}>0é.

Passo 7

Escrever a notação de célula eletroquímica e identificar anodo/cátodo (notação-padrão: ânodo à esquerda, cátodo à direita; fases separadas por barra simples, meio separado por barra dupla).
Anodo (oxidação): \mathrm{Al}_{(s)} \to \mathrm{Al}^{3+}.
Cátodo (redução): \mathrm{NO}_3^- , \mathrm{H}^+ \to \mathrm{NO}.
A notação de célula (com as espécies aquosas e gasosas) pode ser escrita como:
\mathrm{Al}_{(s)} \;|\; \mathrm{Al}^{3+}_{(aq)} \;||\; \mathrm{NO}_3^-_{(aq)},\; \mathrm{H}^+_{(aq)} \;|\; \mathrm{NO}_{(g)},\; \mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
Explicação rápida: à esquerda está o eletrodo de oxidação (ânodo), à direita o de redução (cátodo); a barra dupla || indica a ponte salina ou separador entre os meios.

Resposta

\displaystyle E^\circ_{\text{célula}} = +2,62\\ \mathrm{V}é
\mathrm{Al}_{(s)} + \mathrm{NO}_3^-_{(aq)} + 4\mathrm{H}^+_{(aq)} \longrightarrow \mathrm{Al}^{3+}_{(aq)} + \mathrm{NO}_{(g)} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
\text{Oxidação (ânodo): }\mathrm{Al}_{(s)} \longrightarrow \mathrm{Al}^{3+}_{(aq)} + 3e^-çãâ
\text{Redução (cátodo): }\mathrm{NO}_3^-_{(aq)} + 4\mathrm{H}^+_{(aq)} + 3e^- \longrightarrow \mathrm{NO}_{(g)} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
\mathrm{Al}_{(s)} \;|\; \mathrm{Al}^{3+}_{(aq)} \;||\; \mathrm{NO}_3^-_{(aq)},\; \mathrm{H}^+_{(aq)} \;|\; \mathrm{NO}_{(g)},\; \mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
Sim — a célula é espontânea (pois E^\circ_{\text{célula}}=+2,62\\ \mathrm{V}>0é; \Delta G^\circ \approx -7{,}58\times10^{5}\\ \mathrm{J\;mol^{-1}}).

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