Um tarugo de Zn é imerso em uma solução de cloreto de sódio
que está saturada com oxigênio (alta concentração). Outro tarugo de Zn é imerso numa solução de
insaturada de oxigênio (baixa concentração). As semi-células estão unidas por uma ponte salina (tubo em
contendo
e fechado nas extremidades com uma membrana semipermeável). A temperatura no sistema eletroquímico é de 298 K. Identifique as reações anódica e catódica, determine o potencial da reação e calcule a energia livre de Gibbs.
Passo 1
Beleza, manda ver no enunciado: temos duas semi-células idênticas com eletrodos de Zinco em solução 1,0 mol·L⁻¹ de NaCl, só que numa o O₂ está em alta concentração (saturada) e na outra está em baixa (insaturada). As células estão ligadas por uma ponte salina de KNO₃. Temperatura = 298 K.
Conteúdo: eletroquímica de pilhas de concentração e Nernst. Vamos precisar de:
Conteúdo: eletroquímica de pilhas de concentração e Nernst. Vamos precisar de:
- Identificar reações anódica (oxidação) e catódica (redução).
- Tabelar potenciais-padrão.
- Usar a equação de Nernst para achar E da pilha (devido à diferença de concentração de O₂).
- Calcular ΔG = –n·F·E.
Passo 2
Identificando as semi-reações:
Anódica (oxidação do Zn):
Anódica (oxidação do Zn):
Catódica (redução do oxigênio em meio neutro):
No anodo o Zn “solta” elétrons, na catodo o O₂ “pega” elétrons.
Passo 3
Potenciais-padrão (298 K, pH ≈7):
E°(Zn²⁺/Zn) = –0,763 V
E°(O₂/OH⁻) = +0,401 V
Logo, E°pilha = E°cat – E°an = 0,401 – (–0,763) = +1,164 V
E°(Zn²⁺/Zn) = –0,763 V
E°(O₂/OH⁻) = +0,401 V
Logo, E°pilha = E°cat – E°an = 0,401 – (–0,763) = +1,164 V
Passo 4
Mas como as semi-células diferem só em [O₂], a E° pilha “somente” cai pela Nernst na parte do oxigênio. A equação de Nernst para a redução de O₂ é:
Em pH ≈7, [OH⁻]=10⁻⁷ M e n=4. Se dividirmos a célula em duas com pressões de O₂ diferentes, o que importa para E da pilha é a razão:
(Observe que o Zn²⁺ cancela porque em ambas as semi-células é gerado na mesma concentração.)
Passo 5
Vamos supor valores típicos de solubilidade de O₂ em água a 25 °C:
– [O₂]ₛₐₜ ≈ 1,3×10⁻³ M ⇒ pO₂,ₛₐₜ ≈ 1 atm
– [O₂]ᵢₙₛₐₜ ≈ 2,0×10⁻⁴ M ⇒ pO₂,ᵢₙₛₐₜ ≈ 0,15 atm
Então:
– [O₂]ₛₐₜ ≈ 1,3×10⁻³ M ⇒ pO₂,ₛₐₜ ≈ 1 atm
– [O₂]ᵢₙₛₐₜ ≈ 2,0×10⁻⁴ M ⇒ pO₂,ᵢₙₛₐₜ ≈ 0,15 atm
Então:
Passo 6
Energia livre de Gibbs:
n = 4 (elétrons trocados na reação global), F = 96485 C·mol⁻¹
n = 4 (elétrons trocados na reação global), F = 96485 C·mol⁻¹
Resposta
Anódica: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e⁻
Catódica: O₂(g) + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻(aq)
Potencial da pilha: ≈ 0,012 V
Energia livre de Gibbs: ≈ –4,7 kJ mol⁻¹
Catódica: O₂(g) + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻(aq)
Potencial da pilha: ≈ 0,012 V
Energia livre de Gibbs: ≈ –4,7 kJ mol⁻¹