A seguir são apresentadas diferentes equações redox que acontecem em meio ácido. A) Faça o balanceamento das reações, B) determine quem oxida e quem reduz, C) Cálcule o potencial de célula e D) Determine a constante de equilíbrio.
II) NO3^-+Cu(s) <=ftharpoons NO2(g)+Cu^2+
E^0(NO3^- / NO2)=+0,94 V e E^0(Cu^2+ / Cu(s))=+0,337 V

Passo 1

Beleza, vamos lá! O que você me trouxe é uma reação redox que acontece em meio ácido. Nosso objetivo aqui é:
A) Balancear a equação química.
B) Identificar qual substância está oxidando e qual está reduzindo.
C) Calcular o potencial da célula.
D) Determinar a constante de equilíbrio.
Para resolver isso, vamos precisar entender como balancear reações redox em meio ácido, identificar os agentes oxidante e redutor usando os potenciais padrão, calcular o potencial da célula usando as diferenças de potencial, e por fim, usar a relação entre o potencial da célula e a constante de equilíbrio.

Passo 2

Primeiro, vamos balancear a equação redox. Para isso, precisamos separar a reação em duas partes: a de oxidação e a de redução.
A reação fornecida é:
NO3^- + Cu(s) <=ftharpoons NO2(g) + Cu^2+
Vamos identificar os estados de oxidação dos elementos envolvidos:
  • No nitrato ( NO3^-), o nitrogênio (N) tem oxidação +5.
  • No dióxido de nitrogênio gasoso ( NO2), o nitrogênio tem oxidação +4.
  • No cobre sólido ( Cu(s)), o cobre tem oxidação 0.
  • No íon cobre ( Cu^2+), o cobre tem oxidação +2.
Observamos que o nitrogênio está passando de +5 para +4 (redução) e o cobre está passando de 0 para +2 (oxidação).

Passo 3

Agora, vamos escrever as semi-reações de oxidação e redução.
Redução (nitrogênio):
NO3^- NO2
Oxidação (cobre):
Cu(s) Cu^2+
Como estamos em meio ácido, vamos adicionar íons hidrogênio (H⁺) e água (H₂O) para balancear os átomos e as cargas.
Balanceando a redução:
  1. Nitrogênio já está balanceado.
  2. Oxigênio: Temos 3 no NO3^- e 2 no , então adicionamos 1 H₂O para balancear:
NO2
3. Hidrogênio: Adicionamos 2 H⁺ no lado esquerdo:
NO3^- NO2 + H2O
  1. Balanceando a carga adicionamos elétrons:
NO3^- + 2H^+ NO2 + H2O
Balanceando a oxidação:
NO3^- + 2H^+ + e^- NO2 + H2O

Passo 4

Agora, para combinar as duas semi-reações, precisamos que o número de elétrons seja o mesmo em ambas.
A redução tem 1 elétron e a oxidação tem 2 elétrons. Vamos multiplicar a semi-reação de redução por 2:
Redução multiplicada por 2:
2NO3^- + 4H^+ + 2e^- 2NO2 + 2H2O
Oxidação:
Cu(s) Cu^2+ + 2e^-
Agora, somamos as duas semi-reações:
2NO3^- + 4H^+ + Cu(s) 2NO2 + 2H2O + Cu^2+

Passo 5

Com a equação balanceada, vamos identificar quem está sendo oxidado e quem está sendo reduzido.
  • Oxidação: O cobre ( Cu(s)) passa de 0 para +2, perdendo 2 elétrons.
  • Redução: O nitrato ( NO3^-) passa de +5 para +4, ganhando 1 elétron por molécula de NO3^-.
Portanto:
  • Oxidante: NO3^-
  • Redutor: Cu(s)

Passo 6

Agora, vamos calcular o potencial da célula ( E^0célulaé). A fórmula para isso é:
E^0célula = E^0cátodo - E^0ânodoéáâ
Onde:
  • Cátodo: Onde ocorre a redução ( NO3^-)
  • Ânodo: Onde ocorre a oxidação ( Cu(s))
Dados:
E^0(NO3^- / NO2) = +0,94 V
E^0(Cu^2+ / Cu(s)) = +0,337 V
Aplicando na fórmula:
E^0célula = 0,94 V - 0,337 V = 0,603 Vé

Passo 7

Por último, vamos determinar a constante de equilíbrio ( K) usando a relação entre o potencial da célula e K:
Igualando as duas equações:
ΔG^0 = -nFE^0célulaé
ΔG^0 = -RT ln Ké
-nFE^0célula = -RT ln Ké
nFE^0célula = RT ln Ké
Onde:
  • ln K = nFE^0célulaRT = número de elétrons transferidos (2)
  • K = e^nFE^0célulaRT = constante de Faraday ( n)
  • F = constante dos gases ( 96485 C/mol)
  • R = temperatura em Kelvin (vamos considerar 298 K)
Calculando:
8,314 J/(mol·K)
T
K = e^2 times 96485 times 0,6038,314 times 298

Resposta

A equação balanceada é:
2NO3^- + 4H^+ + Cu(s) 2NO2 + 2H2O + Cu^2+
O oxidante é NO3^- e o redutor é Cu(s).
O potencial da célula é E^0célula = 0,603 Vé.
A constante de equilíbrio é aproximadamente K = 5,0 times 10^20.

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