A seguir são apresentadas diferentes equações redox que acontecem em meio ácido. A) Faça o balanceamento das reações, B) determine quem oxida e quem reduz, C) Cálcule o potencial de célula e D) Determine a constante de equilíbrio.
II)

Passo 1

Beleza, vamos lá! O que você me trouxe é uma reação redox que acontece em meio ácido. Nosso objetivo aqui é:
A) Balancear a equação química.
B) Identificar qual substância está oxidando e qual está reduzindo.
C) Calcular o potencial da célula.
D) Determinar a constante de equilíbrio.
Para resolver isso, vamos precisar entender como balancear reações redox em meio ácido, identificar os agentes oxidante e redutor usando os potenciais padrão, calcular o potencial da célula usando as diferenças de potencial, e por fim, usar a relação entre o potencial da célula e a constante de equilíbrio.

Passo 2

Primeiro, vamos balancear a equação redox. Para isso, precisamos separar a reação em duas partes: a de oxidação e a de redução.
A reação fornecida é:
Vamos identificar os estados de oxidação dos elementos envolvidos:
  • No nitrato ( ), o nitrogênio (N) tem oxidação +5.
  • No dióxido de nitrogênio gasoso ( ), o nitrogênio tem oxidação +4.
  • No cobre sólido ( ), o cobre tem oxidação 0.
  • No íon cobre ( ), o cobre tem oxidação +2.
Observamos que o nitrogênio está passando de +5 para +4 (redução) e o cobre está passando de 0 para +2 (oxidação).

Passo 3

Agora, vamos escrever as semi-reações de oxidação e redução.
Redução (nitrogênio):
Oxidação (cobre):
Como estamos em meio ácido, vamos adicionar íons hidrogênio (H⁺) e água (H₂O) para balancear os átomos e as cargas.
Balanceando a redução:
  1. Nitrogênio já está balanceado.
  2. Oxigênio: Temos 3 no e 2 no , então adicionamos 1 H₂O para balancear:

3. Hidrogênio: Adicionamos 2 H⁺ no lado esquerdo:
  1. Balanceando a carga adicionamos elétrons:
Balanceando a oxidação:

Passo 4

Agora, para combinar as duas semi-reações, precisamos que o número de elétrons seja o mesmo em ambas.
A redução tem 1 elétron e a oxidação tem 2 elétrons. Vamos multiplicar a semi-reação de redução por 2:
Redução multiplicada por 2:
Oxidação:
Agora, somamos as duas semi-reações:

Passo 5

Com a equação balanceada, vamos identificar quem está sendo oxidado e quem está sendo reduzido.
  • Oxidação: O cobre ( ) passa de 0 para +2, perdendo 2 elétrons.
  • Redução: O nitrato ( ) passa de +5 para +4, ganhando 1 elétron por molécula de .
Portanto:
  • Oxidante:
  • Redutor:

Passo 6

Agora, vamos calcular o potencial da célula ( é). A fórmula para isso é:
éáâ
Onde:
  • Cátodo: Onde ocorre a redução ( )
  • Ânodo: Onde ocorre a oxidação ( )
Dados:
Aplicando na fórmula:
é

Passo 7

Por último, vamos determinar a constante de equilíbrio ( ) usando a relação entre o potencial da célula e :
Igualando as duas equações:
é
é
é
é
Onde:
  • = número de elétrons transferidos (2)
  • = constante de Faraday ( )
  • = constante dos gases ( )
  • = temperatura em Kelvin (vamos considerar 298 K)
Calculando:

Resposta

A equação balanceada é:
O oxidante é e o redutor é .
O potencial da célula é é.
A constante de equilíbrio é aproximadamente .

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III)
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