Reaçoes Quimicas

Considerações Iniciais

Apesar das concentrações soluções escolhidas não serem rigorosamente iguais a 1,0 mol/L, a temperatura ambiente não ser de 25°C e nem mesmo a pressão ser igual a 101325Pa (1,0 atm), poderíamos avaliar quais seriam os verdadeiros potencias padrão através da equação de Nersnt:

Onde:

E = ddp da substancia (a qualquer molaridade e qualquer temperatura)

Eº = ddp da substancia (a 25°C e com concentração igual a 1 molar)

R = constante universal dos gases (S.I. = 8,314 J/mol.K)

T = temperatura em Kelvin

n = numero de mols

F = constante de Faraday (96500 C)

lnQ = quociente semelhante a constante de equilíbrio, semelhante pois em uma reação de oxirredução a reação esta caminhando, e não em equilíbrio. Esse quociente é o produto das concentrações das espécies ativas do segundo membro da reação de oxirredução, elevadas a seus respectivos coeficientes estequiométricos (coeficientes que precedem as fórmulas na equação química equilibrada), e seu denominador é o produto análogo das concentrações dos reagentes.

Substituindo na equação acima os valores de R, T e P, tem-se:

De forma alternativa, esta equação pode ser escrita em termos de logaritmo decimal:

No entanto, como o objetivo principal é tão somente prever se uma dada reação é espontânea ou não, utilizaremos os potenciais padrão de eletrodo (E°) considerando que estes são os reais potenciais das reações de oxirredução, lembrando no entanto estes são apenas uma aproximação dadas as considerações anteriores, uma vez que para uma dada reação ocorrer a variação da energia livre (∆G°) é o melhor critério para traduzir a espontaneidade ou não de um processo físico-químico, que ocorre num sistema fechado, a pressão e temperatura constantes:

Quando ∆G° > 0 , a reação não é espontânea (endergônica)

Quando ∆G° < 0 , a reação é espontânea (exergônica)

Quando ∆G° = 0 , o sistema está em equilíbrio.

De um modo geral, quanto menor o ∆G°, mais fácil será a reação e mais estáveis serão as moléculas finais formadas. Deve-se ainda salientar que ∆G° também varia com a temperatura e que esta variação de energia livre, ∆G de qualquer reação e a variação de energia livre padrão, ∆G°, estão relacionadas por meio da seguinte equação:

∆G = ∆G° + RT.lnQ

Onde Q é a expressão da lei de ação das massas da reação.

Assim, para as reações dadas temos que:

Cálculo de ∆E°

Meia-reação de oxidação: Cu°(s) ⟶ Cu 2+ (aq) + 2e- E° = - 0,34V

Meia-reação de redução: Zn 2+ (aq) + 2e- ⟶ Zn°(s) E° = - 0,76V

Reação global: Cu°(s) + Zn 2+ (aq) ⟶ Cu 2+ (aq) + Zn°(s) ∆E° = -1,10V

Sabendo que o íon SO42-(aq) atua apenas como íon espectador, poderíamos representar a reação de oxirredução como:

Cu°(s) + ZnSO4(aq) ⟶ CuSO4(aq) + Zn°(s)

Cálculo de ∆G°

∆G° = -nF∆E°

∴ ∆G° = -(2 mol)x(96500C)x(-1,10V) ∴ ∆G°= +212,3 kJ

Como ∆G° > 0 , a reação não é espontânea ou seja é endergônica.

Cálculo de ∆E°

Meia-reação de oxidação: Zn°(s) ⟶ Zn 2+ (aq) + 2e- E° = + 0,76V

Meia-reação de redução: Cu 2+ (aq) + 2e- ⟶ Cu°(s) E° = + 0,34V

Reação global: Zn°(s) + Cu 2+ (aq) ⟶ Cu°(s) + Zn 2+ (aq) ∆E° = +1,10V

Sabendo que o íon SO42-(aq) atua apenas como íon espectador, podemos representar a reação de oxirredução como:

Zn°(s) + CuSO4 (aq) ⟶ Cu°(s) + ZnSO4 (aq)

Cálculo de ∆G°

∆G° = -nF∆E°

∴ ∆G° = -(2 mol)x(96500C)x(+1,10V) ∴ ∆G°= -212,3 kJ

Como ∆G° < 0, a reação é espontânea ou seja é exergônica.

Cálculo de ∆E°

Meia-reação de oxidação: Zn°(s) ⟶ Zn 2+ (aq) + 2e- E° = + 0,76V

Meia-reação de redução: 2Ag+ (aq) + 2e- ⟶ 2Ag°(s) E° = + 0,80V

Reação global: Zn°(s) + 2Ag+ (aq) ⟶ Zn 2+ (aq) + 2Ag°(s) ∆E° = +1,56V

Sabendo que o íon NO3-(aq) atua apenas como íon espectador, podemos representar a reação de oxirredução como:

Zn°(s) + AgNO3(aq) ⟶ ZnNO3(aq) + Ag°(s)

Cálculo de ∆G°

∆G° = -nF∆E°

∴ ∆G° = -(2 mol)x(96500C)x(+1,56V) ∴ ∆G°= -301,08 kJ

Como ∆G° < 0 , a reação é espontânea ou seja é exergônica.

Cálculo de ∆E°

Lembrando que o H2SO4(diluído) reage com os metais não-nobres liberando H2(g)

Meia-reação de oxidação: Zn°(s) ⟶ Zn 2+ (aq) + 2e- E° = + 0,76V