Escreva as semi-reações de oxidação e redução, a equação global da célula e determine o potencial padrão para cada uma das seguintes células galvânicas:
(e)
Passo 1
Beleza! Vamos resolver esse exercício de química envolvendo células galvânicas. O que a gente precisa fazer aqui é:
Escrever as semi-reações de oxidação e redução.
Montar a equação global da célula.
Determinar o potencial padrão da célula.
Para isso, vamos usar conceitos de eletrólise redox e potenciais padrão de eletrodo.
Passo 2
Primeiro, vamos identificar quais são os agentes de oxidação e redução na célula. Olhando para a célula dada:
Aqui, temos íons de cromo ( e ) de um lado e íons de cobre () do outro.
Passo 3
Vamos determinar qual meio está sofrendo oxidação e qual está sofrendo redução. Para isso, precisamos olhar os potenciais padrão de redução:
tem um potencial padrão de -0,41 V.
tem um potencial padrão de +0,34 V.
O agente que tem potencial de redução maior (+0,34 V) vai sofrer redução, e o outro sofrerá oxidação.
Passo 4
Portanto:
Redução (meio catódico):
Cu^2+ + 2e^- Cu
Oxidação (meio anódico):
Cr^2+ Cr^3+ + e^-
Note que na oxidação o elétron está sendo perdido pelo .
Passo 5
Agora, vamos balancear os elétrons nas duas semi-reações para que o número de elétrons perdidos na oxidação seja igual ao número de elétrons ganhos na redução.
A redução ganha 2 elétrons, então multiplicamos a reação de oxidação por 2:
Oxidação balanceada:
2Cr^2+ 2Cr^3+ + 2e^-
Redução balanceada:
Cu^2+ + 2e^- Cu
Passo 6
Agora, somamos as duas semi-reações para obter a equação global da célula:
2Cr^2+ + Cu^2+ 2Cr^3+ + Cu
Passo 7
Por último, vamos calcular o potencial padrão da célula usando a fórmula:
E^circcélula = E^circcátodo - E^circânodo éáâ
Onde:
E^circcélula = 0,34 , V - (-0,41 , V) = 0,34 , V + 0,41 , V = 0,75 , V á (redução do Cu)