Com base nos seguintes potenciais de redução:
A equação que corresponde à única reação espontânea é:
a.
b.
c.
d.
e.
Calcule a variação de energia livre para cada processo.
a.
b.
c.
d.
e.
Calcule a variação de energia livre para cada processo.
Passo 1
Então, vamos lá! A gente tem aqui várias reações com diferentes potenciais de redução, e a pergunta é: qual dessas reações acontece de forma espontânea? Para resolver isso, vamos usar os conceitos de potenciais de redução padrão e a relação deles com a variação de energia livre (ΔG). A gente vai precisar comparar os potenciais para ver qual reação tem a diferença de potencial que indica espontaneidade.
Passo 2
Primeiro, vamos lembrar que uma reação é espontânea se o potencial de célula elétrico (E°_célula) for positivo. Para achar o E°_célula, a gente precisa identificar qual substância vai ser oxidada e qual vai ser reduzida. A substância com o menor potencial de redução será oxidada, e a com o maior será reduzida.
Passo 3
Vamos analisar as opções uma por uma:
a. Mg²⁺(aq) + Ni(s) → Mg(s) + Ni²⁺(aq)
Aqui, o Ni(s) está sendo oxidado para Ni²⁺, e o Mg²⁺ está sendo reduzido para Mg(s).
b. Cu²⁺(aq) + Mg(s) → Cu(s) + Mg²⁺(aq)
Mg(s) está sendo oxidado para Mg²⁺, e Cu²⁺ está sendo reduzido para Cu(s).
c. Ni²⁺(aq) + 2 Fe²⁺(aq) → Ni(s) + 2 Fe³⁺(aq)
Fe²⁺ está sendo oxidado para Fe³⁺, e Ni²⁺ está sendo reduzido para Ni(s).
d. Cu²⁺(aq) + 2 Fe²⁺(aq) → Cu(s) + 2 Fe³⁺(aq)
Fe²⁺ está sendo oxidado para Fe³⁺, e Cu²⁺ está sendo reduzido para Cu(s).
e. Ni²⁺(aq) + Cu(s) → Ni(s) + Cu²⁺(aq)
Cu(s) está sendo oxidado para Cu²⁺, e Ni²⁺ está sendo reduzido para Ni(s).
Passo 4
Agora, vamos usar os potenciais de redução fornecidos:
- Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg(s) E° = -2,37 V
- Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni(s) E° = -0,25 V
- Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ E° = 0,77 V
- Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) E° = 0,34 V
Lembrando que, para a reação espontânea, o E°_célula deve ser positivo.
Passo 5
Vamos calcular o E°_célula para cada opção:
a.
Oxidação: Ni(s) → Ni²⁺ + 2e⁻ E° = +0,25 V (inverte o sinal)
Redução: Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg(s) E° = -2,37 V
E°_célula = -2,37 V - 0,25 V = -2,62 V → Não é espontânea
Oxidação: Ni(s) → Ni²⁺ + 2e⁻ E° = +0,25 V (inverte o sinal)
Redução: Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg(s) E° = -2,37 V
E°_célula = -2,37 V - 0,25 V = -2,62 V → Não é espontânea
b.
Oxidação: Mg(s) → Mg²⁺ + 2e⁻ E° = +2,37 V
Redução: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) E° = +0,34 V
E°_célula = 0,34 V - 2,37 V = -2,03 V → Não é espontânea
Oxidação: Mg(s) → Mg²⁺ + 2e⁻ E° = +2,37 V
Redução: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) E° = +0,34 V
E°_célula = 0,34 V - 2,37 V = -2,03 V → Não é espontânea
c.
Oxidação: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ E° = -0,77 V
Redução: Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni(s) E�� = -0,25 V
E°_célula = -0,25 V - (-0,77 V) = +0,52 V → Espontânea
Oxidação: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ E° = -0,77 V
Redução: Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni(s) E�� = -0,25 V
E°_célula = -0,25 V - (-0,77 V) = +0,52 V → Espontânea
d.
Oxidação: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ E° = -0,77 V
Redução: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) E° = +0,34 V
E°_célula = +0,34 V - (-0,77 V) = +1,11 V → Espontânea
Oxidação: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ E° = -0,77 V
Redução: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) E° = +0,34 V
E°_célula = +0,34 V - (-0,77 V) = +1,11 V → Espontânea
e.
Oxidação: Cu(s) → Cu²⁺ + 2e⁻ E° = -0,34 V
Redução: Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni(s) E° = -0,25 V
E°_célula = -0,25 V - (-0,34 V) = +0,09 V → Espontânea
Oxidação: Cu(s) → Cu²⁺ + 2e⁻ E° = -0,34 V
Redução: Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni(s) E° = -0,25 V
E°_célula = -0,25 V - (-0,34 V) = +0,09 V → Espontânea
Passo 6
Agora, identificamos que as opções c, d e e têm E°_célula positivo, indicando reações espontâneas. Contudo, a questão pergunta pela única reação espontânea, então devemos verificar qual delas está correta com base na espontaneidade geral e equilíbrio das reações.
Passo 7
Finalmente, vamos calcular a variação de energia livre (ΔG) para cada reação espontânea usando a fórmula:
Onde:
-
é o número de elétrons transferidos -
é a constante de Faraday (~96485 C/mol) -
é o potencial de célula padrão
Para a opção c:
kJ/mol
Para a opção d:
kJ/mol
Para a opção e:
kJ/mol
Resposta
A única reação espontânea é a letra d.
E a variação de energia livre para essa reação é aproximadamente -214,27 kJ/mol.