Use os potenciais padrão de redução e determine quais reações são espontâneas
\mathrm{Hg}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{I}^{-}{ }_{(\mathrm{aq})} \longrightarrow \mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})}+\mathrm{I}_{2(\mathrm{~s})}

Passo 1

O enunciado pede para usar potenciais padrão de redução e determinar se a reação
\mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+2\,\mathrm{I}^{-}_{(\mathrm{aq})}\longrightarrow \mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})}+\mathrm{I}_{2(\mathrm{s})}
é espontânea sob condições-padrão. Dados relevantes (valores retirados da tabela padrão de potenciais de redução):
\mathrm{Hg}^{2+}+2\,e^{-}\longrightarrow \mathrm{Hg}\qquad E^\circ_{\text{red}}=+0,85\\ \text{V}
\mathrm{I}_{2}+2\,e^{-}\longrightarrow 2\,\mathrm{I}^{-}\qquad E^\circ_{\text{red}}=+0,54\\ \text{V}
Estas são as informações que vamos usar. Nada mais foi pedido além de decidir espontaneidade usando os potenciais padrão.

Passo 2

Vamos escrever as meias-reações de redução e checar o balanço de elétrons:
Meia-reação 1 (redução do mercúrio):
\mathrm{Hg}^{2+}+2\,e^{-}\longrightarrow \mathrm{Hg}\quad\bigl(E^\circ_{\text{red}}=+0,85\\ \text{V}\bigr)
Meia-reação 2 (redução do iodo):
\mathrm{I}_{2}+2\,e^{-}\longrightarrow 2\,\mathrm{I}^{-}\quad\bigl(E^\circ_{\text{red}}=+0,54\\ \text{V}\bigr)
Note que ambas as meias-reações envolvem \,2\,e^{-}, portanto os elétrons já estão balanceados entre elas (não precisamos multiplicar por coeficientes).

Passo 3

Decidir qual meia-reação ocorre como redução e qual ocorre como oxidação:
  • Regra prática: a meia-reação com o potencial de redução padrão mais positivo tende a ser a redução (cátodo) porque tem maior tendência a ganhar elétrons.
    Comparando os valores:
E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{Hg}^{2+}/\mathrm{Hg})=+0,85\\ \text{V} > E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{I}_{2}/\mathrm{I}^{-})=+0,54\\ \text{V}.
Portanto, \mathrm{Hg}^{2+} será reduzido (ganha elétrons) e \mathrm{I}^{-} será oxidado (o oposto da meia-reação de redução do iodo): a oxidação é
2\,\mathrm{I}^{-}\longrightarrow \mathrm{I}_{2}+2\,e^{-}.

Passo 4

Calcular a fem (força eletromotriz) padrão da célula, E^\circ_{\text{cel}}.
Fórmula que usamos (prática e direta):
E^\circ_{\text{cel}}=E^\circ_{\text{cátodo}}-E^\circ_{\text{ânodo}}.áâ
Aqui o cátodo é a redução do mercúrio e o ânodo é a oxidação do iodo (aqui usamos o potencial de redução do par iodo/iodeto como E^\circ_{\text{ânodo (redução)}}âçã na fórmula de diferença):
E^\circ_{\text{cel}}=+0,85\\ \text{V} - (+0,54\\ \text{V}) = +0,31\\ \text{V}.
Explicando em palavras: subtraímos o potencial de redução do anodo (aquele que, na prática, será oxidado) do potencial de redução do cátodo.

Passo 5

Interpretar o sinal de E^\circ_{\text{cel}}:
  • Se E^\circ_{\text{cel}}>0 a reação espontânea como escrita sob condições-padrão.
    Aqui temos E^\circ_{\text{cel}}=+0,31\\ \text{V}>0. Logo a reação é espontânea sob condições-padrão.

Passo 6

Confirmar com a relação termodinâmica entre \Delta G^\circ e E^\circ_{\text{cel}}:
\Delta G^\circ = -n F E^\circ_{\text{cel}},
onde n é o número de elétrons trocados ( n=2) e F é a constante de Faraday ( F=96485\\ \text{C mol}^{-1}). Calculando:
\Delta G^\circ = -2\cdot 96485\\ \text{C mol}^{-1}\cdot 0,31\\ \text{V} = -59622{,}7\\ \text{J mol}^{-1}\approx -59{,}6\\ \text{kJ mol}^{-1}.
Como \Delta G^\circ<0, isso confirma que a reação é espontânea nas condições-padrão.

Resposta

Espontânea; E^\circ_{\text{cel}}=+0,31\\ \text{V}
\Delta G^\circ\approx -59{,}6\\ \text{kJ mol}^{-1}

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