São fornecidos os seguintes potenciais de redução determinados a 25^{\circ} \mathrm{C}.
\mathrm{Zn}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Zn}{ }_{(\mathrm{s})} \quad \mathrm{E}^{\mathrm{o}}=-0,76 \mathrm{~V}
\mathrm{Cu}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Cu}(\mathrm{s}) \quad \mathrm{E}^{\mathrm{o}}=+0,34 \mathrm{~V}
a) Qual elemento oxida? E qual reduz?
R: reduz = cobre; oxida = zinco
b) Determine o agente oxidante e o agente redutor.
R: agente redutor = zinco
agente oxidante = cobre
c) Qual é a diferença de potencial das reações envolvidas?
\mathrm{R}: \Delta \mathrm{E}=1,1 \mathrm{~V}

Passo 1

O enunciado pede três coisas (a, b, c) e fornece duas meias-reações de redução com seus potenciais padrão a 25^\circ\mathrm{C}. Informações relevantes fornecidas:
\mathrm{Zn}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})}\quad E^\circ=-0,76\\ \mathrm{V}
\mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}\quad E^\circ=+0,34\\ \mathrm{V}
Perguntas:
a) Qual elemento oxida e qual reduz?
b) Identificar agente oxidante e agente redutor.
c) Calcular a diferença de potencial das reações envolvidas (potencial da célula padrão).

Passo 2

Entender o significado de potencial padrão de redução (aula rápida e amigável).
  • O potencial padrão de redução E^\circ de uma meia-reação indica a tendência daquela meia-reação a ocorrer como redução (ganho de elétrons) em comparação com o eletrodo-padrão de hidrogênio.
  • Quanto mais positivo for E^\circ (mais grande), maior a tendência dessa espécie a ser reduzida (ou seja, a receber elétrons).
  • Em um par galvânico espontâneo, a meia-reação com maior E^\circ atua como redução (cátodo) e a outra é invertida (oxidação, ânodo).

Passo 3

Comparar os dois potenciais dados para decidir quem reduz e quem oxida.
Temos:
E^\circ(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu})=+0,34\\ \mathrm{V}
E^\circ(\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn})=-0,76\\ \mathrm{V}
Como +0,34\\ \mathrm{V} é maior que -0,76\\ \mathrm{V}, a meia-reação do cobre tem maior tendência a ocorrer como redução; portanto o cobre é reduzido e o zinco é oxidados.

Passo 4

Interpretar isso em termos de reações completas (escrever a reação que realmente ocorre).
  • A meia-reação que se reduz (cátodo) fica como dada:
\mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}
  • A meia-reação do zinco será a oxidação (invertendo a dada), portanto escrevemos a oxidação e o potencial de oxidação correspondente. Ao inverter a meia-reação de redução de zinco:
\mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})}\rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+2\mathrm{e}^-
O potencial de oxidação correspondente é o negativo do potencial de redução dado; ou seja,
E^\circ_{\text{ox}}(\mathrm{Zn}/\mathrm{Zn}^{2+}) = -E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn}) = -(-0,76\\ \mathrm{V}) = +0,76\\ \mathrm{V}.

Passo 5

Explicar o que são agente oxidante e agente redutor (mini-aula).
  • Agente oxidante: a espécie que provoca a oxidação de outra; ela própria é reduzida (aceita elétrons).
  • Agente redutor: a espécie que provoca a redução de outra; ela própria é oxidada (doa elétrons).
    Aplicando ao nosso par: a espécie que é reduzida é \mathrm{Cu}^{2+} (portanto é o agente oxidante). A espécie que é oxidada é \mathrm{Zn} (portanto é o agente redutor).

Passo 6

Calcular a diferença de potencial da célula padrão ( E^\circ_{\text{célula}}é). Dois caminhos equivalentes — eu mostro os dois, você usa o que achar mais claro.
Método A (subtração de potenciais de redução):
E^\circ_{\text{célula}} = E^\circ_{\text{cátodo (redução)}} - E^\circ_{\text{ânodo (redução)}}éáçãâçã
Aqui o cátodo é \mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu} e o ânodo (como redução) é \mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn}, então
E^\circ_{\text{célula}} = +0,34\\ \mathrm{V} - (-0,76\\ \mathrm{V}) = +0,34\\ \mathrm{V} + 0,76\\ \mathrm{V}.é
Método B (somar potencial de redução do cátodo com potencial de oxidação do ânodo):
E^\circ_{\text{célula}} = E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}) + E^\circ_{\text{ox}}(\mathrm{Zn}/\mathrm{Zn}^{2+})é
E^\circ_{\text{célula}} = +0,34\\ \mathrm{V} + (+0,76\\ \mathrm{V}).é

Passo 7

Fazer a soma numérica (passo a passo, sem calculadora complicada):
Some 0,34 e 0,76:
0,34 + 0,76 = 1,10
Portanto
E^\circ_{\text{célula}} = 1,10\\ \mathrm{V}.é
Como E^\circ_{\text{célula}}>0é, a reação espontânea sob condições padrão é justamente:
\mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})}\rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}.

Resposta

a) reduz = \mathrm{Cu}^{2+} (forma \mathrm{Cu}); oxida = \mathrm{Zn} (forma \mathrm{Zn}^{2+})
b) agente oxidante = \mathrm{Cu}^{2+}; agente redutor = \mathrm{Zn}
c) \Delta E^\circ = 1,10\\ \mathrm{V}

Exercícios relacionados