Use os potenciais padrão de redução e determine quais reações são espontâneas
Passo 1
O enunciado pede para usar os potenciais padrão de redução e determinar se a reação abaixo é espontânea (em condições-padrão):
Informações relevantes dadas diretamente pelo enunciado: os reagentes e produtos estão balanceados na equação global. Não há outras condições (usar-se-á condições-padrão e potenciais-padrão de redução).
Vou verificar a espontaneidade calculando o potencial padrão da célula e, se útil, a energia livre padrão. Não começo a resolver agora, apenas enumerei o que é pedido e o que foi dado.
Vou verificar a espontaneidade calculando o potencial padrão da célula e, se útil, a energia livre padrão. Não começo a resolver agora, apenas enumerei o que é pedido e o que foi dado.
Passo 2
Identificar e escrever as semi-reações redox relevantes (na forma de redução) e seus potenciais padrão de redução (valores tabelados). As semi-reações importantes aqui são a redução do cobre e a redução do íon iodato para iodo. Usarei valores padrão conhecidos da tabela:
- Semi-reação de redução do cobre:
- Semi-reação de redução do iodato em meio ácido (tabela padrão):
Explicação didática curta:
é o potencial padrão para a reação escrita como redução (ganho de elétrons). Valores positivos indicam tendência maior de aceitar elétrons (ser reduzido) em comparação a um eletrodo padrão.
Passo 3
Determinar qual semi-reação é redução e qual é oxidação na equação dada. Na equação global fornecida o iodo elementar
aparece como reagente e transforma-se em
: isso significa que o iodo foi oxidado (perdeu elétrons). O cobre aparece como
reagente e torna-se
: o cobre foi reduzido (ganhou elétrons). Portanto:
- Cátodo (redução):
com . - Anodo (oxidação): é a semi-reação contrária da do iodato mostrada acima. Como a tabela dá a redução
com , a semi-reação de oxidação (a que ocorre aqui) é o inverso:
Ao inverter uma semi-reação, o potencial de redução da forma escrita originalmente permanece sendo o valor tabelado; ao usar na fórmula de célula usaremos
da semi-reação que está sendo oxidada (ver passo seguinte sobre sinal).
Passo 4
Balancear elétrons para poder somar as semi-reações. A semi-reação do iodato envolve
elétrons; a do cobre envolve
elétrons. O mínimo comum múltiplo é
. Multiplicamos cada semi-reação para igualar elétrons:
- Multiplicar a semi-reação do iodato (na forma de oxidação escrita no passo anterior) por
(para totalizar e^-):
que é
- Multiplicar a semi-reação do cobre por
(para totalizar e^-):
que é
Somando essas duas equações (os
se cancelam) obtemos exatamente a equação global dada:
ou seja, o balanceamento por elétrons confere com a equação do enunciado — ótimo.
Passo 5
Calcular o potencial padrão de célula
. A fórmula prática (quando você tem os potenciais de redução tabelados) é:
onde
é o potencial de redução da semi-reação que efetivamente é reduzida e
é o potencial de redução da semi-reação que está sendo oxidada (mesmo que ela, na célula, esteja se oxidando, usamos seu
na subtração). Substituindo:
Logo
Interpretação didática: um
negativo significa que, sob condições-padrão, a reação escrita não é espontânea. A reação espontânea seria a inversa (pois inverter a equação inverte o sinal do potencial).
Passo 6
Calcular a variação da energia livre padrão para quantificar a não espontaneidade (fórmula conectando
e
):
onde
é o número total de elétrons trocados (aqui
) e
é a constante de Faraday
. Substituindo:
Lembrando que
, obtemos
Valor positivo de
confirma que a reação, como escrita, não é espontânea em condições-padrão. A reação espontânea é a inversa, que teria
e
.
Resposta
A reação espontânea é a inversa:
para a qual
e
.