Escreva as semi-reações anódicas e catódicas e a reação global para cada uma das seguintes células galvânicas: Possível erro do autor: Cátodo: Cl2(g)|Cl^- (aq)| Pt(s)
Passo 1
Beleza, vamos resolver esse exercício que pede para escrever as semi-reações anódicas e catódicas, além da reação global, para uma célula galvânica específica. A matéria envolvida aqui é Eletroquímica, mais precisamente, células galvânicas. Para resolver, vamos precisar entender como identificar o anôdo e o cátodo, determinar o que está sendo oxidado e reduzido, e então escrever as equações químicas correspondentes.
Passo 2
Primeiro, vamos identificar os componentes da célula galvânica dada:
Pt(s)|H2(g)| H^+(aq), Cl^-(aq)|Cl2(g)| Pt(s)
Aqui, temos duas semi-células:
Uma com platina (Pt) e hidrogênio gasoso (H2) na presença de íons hidrogênio (H^+).
Outra com platina (Pt), íons cloreto (Cl^-) e cloro gasoso (Cl2).
Passo 3
Em uma célula galvânica, o ânodo é onde ocorre a oxidação, e o cátodo é onde ocorre a redução. Para determinar qual semi-célula é o ânodo e qual é o cátodo, precisamos olhar para os potenciais de redução padrão das reações envolvidas.
Sabemos que o potencial padrão de redução para:
Cl2 + 2e^- 2Cl^- é positivo, indicando que o cloro é facilmente reduzido.
2H^+ + 2e^- H2 tem um potencial padrão menor.
Isso significa que a meia-célula de cloro atuará como o cátodo (redução), e a meia-célula de hidrogênio será o ânodo (oxidação).
Passo 4
Agora, vamos escrever as semi-reações:
Anodo (Oxidação):
No ânodo, o hidrogênio gasoso (H2) é oxidado a íons hidrogênio (H^+):
H2 2H^+ + 2e^-
Cátodo (Redução):
No cátodo, os íons cloreto (Cl^-) são reduzidos a cloro gasoso (Cl2):
2Cl^- Cl2 + 2e^-
Passo 5
Para obter a reação global da célula galvânica, somamos as duas semi-reações. Como o número de elétrons perdidos na oxidação é igual ao número de elétrons ganhos na redução, podemos simplesmente somar as equações: