A reação: 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \rightarrow 2 \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) é espontânea? Justifique calculando o potencial padrão dessa célula (fem ou \mathrm{E}^{\circ} \mathrm{cel} ).

Passo 1

O enunciado traz a reação de eletrólise da água:
2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{l}) \;\rightarrow\; 2\,\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) \;+\;\mathrm{O}_{2}(\mathrm{g})
Queremos saber se ela é espontânea sob condições padrão, calculando o potencial padrão da célula, conceito de eletroquímica.

Passo 2

Buscamos os potenciais de redução padrão relevantes (tabela de eletroquímica padrão):
\mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) + 4\,\mathrm{H}^{+} + 4\,e^{-} \;\rightarrow\; 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{l}),\quad E^{\circ}_{\mathrm{red}} = +1,229~\mathrm{V}
2\,\mathrm{H}^{+} + 2\,e^{-} \;\rightarrow\; \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}),\quad E^{\circ}_{\mathrm{red}} = 0,000~\mathrm{V}

Passo 3

Escrevemos as meias-reações na direção da reação global dada:
Anodo (oxidação da água, gerando oxigênio):
2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}(\mathrm{l}) \;\rightarrow\; \mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) + 4\,\mathrm{H}^{+} + 4\,e^{-}
Aqui
E^{\circ}_{\mathrm{ox}} = -\,E^{\circ}_{\mathrm{red}}(\mathrm{O}_{2}/\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}) = -\,1,229~\mathrm{V}.
Catodo (redução de prótons, formando hidrogênio):
4\,\mathrm{H}^{+} + 4\,e^{-} \;\rightarrow\; 2\,\mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})
Aqui
E^{\circ}_{\mathrm{red}}(\mathrm{H}^{+}/\mathrm{H}_{2}) = 0,000~\mathrm{V}.

Passo 4

Calculamos o potencial padrão da célula pela soma dos potenciais de cátodo e ânodo:
E^{\circ}_{\mathrm{cel}} = E^{\circ}_{\mathrm{cátodo}} + E^{\circ}_{\mathrm{ânodo}} = 0,000 + \bigl(-1,229\bigr) = -1,229~\mathrm{V}.áâ

Passo 5

Como E^{\circ}_{\mathrm{cel}}<0, a reação escrita não é espontânea em condições padrão (só ocorre com fornecimento de energia, por exemplo, eletrólise).

Resposta

A reação não é espontânea, pois o potencial padrão da célula vale -1,229~\mathrm{V}.

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