Escreva as semi-reações anódicas e catódicas e a reação global para cada uma das seguintes células galvânicas: aq
Passo 1
Beleza, vamos lá! Você me passou um exercício que pede para escrever as semi-reações anódicas e catódicas, além da reação global para duas células galvânicas específicas: Pt(s)|H₂(g)|H⁺(aq) e Cl⁻(aq)|AgCl(s)|Ag(s). Vamos utilizar conceitos de eletroquímica, especialmente sobre células galvânicas, que são aquelas que geram energia elétrica através de reações de oxidação e redução espontâneas.
Passo 2
Primeiro, vamos entender o que são semi-reações anódicas e catódicas. Em uma célula galvânica, a semi-reação anódica é onde ocorre a oxidação (perda de elétrons), e a semi-reação catódica é onde ocorre a redução (ganho de elétrons). A reação global é a soma dessas duas semi-reações.
Passo 3
Vamos começar com a primeira célula: Pt(s)|H₂(g)|H⁺(aq). Este é conhecido como Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH). A semi-reação catódica padrão para o EPH é:
Mas como estamos considerando a reação em sentido galvânico (geração de energia), precisamos identificar qual será a semi-reação de oxidação. No EPH, a oxidação seria o reverso da redução:
Passo 4
Agora, vamos para a segunda meia-célula: Cl⁻(aq)|AgCl(s)|Ag(s). Precisamos determinar as semi-reações para o cloreto de prata. A semi-reação de redução para AgCl é:
E a reversa, que seria a oxidação, seria:
Passo 5
Agora que temos as duas semi-reações, vamos identificar qual ocorre no anodo e qual ocorre no catodo. Normalmente, a semi-reação com maior potencial de redução ocorre no catodo. Supondo que o EPH tem um potencial padrão de 0 V e o AgCl/Ag também tem seu potencial específico, mas para simplificação, vamos considerar que o H₂ está sendo oxidado e o AgCl está sendo reduzido.
Então:
Anodo (oxidação):
Catodo (redução):
Passo 6
Por fim, vamos balancear as elétrons para somar as duas semi-reações. A semi-reação do anodo libera 2 elétrons, enquanto a do catodo consome 1. Então, multiplicamos a semi-reação catódica por 2 para igualar os elétrons: