Esta questão abrange
conteúdos de eletroquímica, em que ocorrem reações de oxirredução. Esse tipo de
reação acontece quando há transferência de elétrons de uma substância para
outra. Logo, se uma substância for oxidada, necessariamente outra substância
precisa ser reduzida na mesma reação.
Nessa questão são
fornecidas as semirreações de redução e o potencial padrão de redução das
espécies, que indica a tendência que determinada substância tem de sofrer
redução. Uma reação é espontânea quando a diferença de potencial (∆E) gerada é
positiva.
É importante prestar atenção que essa reação não acontece nas
condições padrão, uma vez que as concentrações são diferentes de 1,0 M e, dessa
forma, para calcular a diferença de potencial é preciso utilizar a Equação de
Nernst:
∆E = ∆E0 – (0,059/n) log Q
Em que Q é o quociente da reação global (Concentração dos Produtos/Concentração dos Reagentes);
n é o número de mols de elétrons
envolvidos na reação de oxirredução;
∆E0 é a diferença de
potencial nas condições padrão.
De acordo com as semirreações de
redução fornecidas, se a reação representada na célula seguir o sentido direto,
tem-se que:
Mn2+ (0.1 M) +
O
2 (1 atm) + 2H2O → MnO2 + H2O2 (0.1 M) + 2H+ (0.1 M)
Para esta reação global, tem-se as seguintes
semirreações de redução e oxidação:
O2 + 2H+ + 2e− ⇄ H2O2
E
0red = + 0.68
V
Mn2+ + 2H2O ⇄ MnO2 + 4H+ + 2e−
E
0oxi = - 1.23
V
Para realizar o cálculo de da diferença
de potencial considerando essa reação é preciso utilizar a equação de Nernst,
que depende das informações 1, 2 e 3, listadas abaixo:
(1) Cálculo de ∆E0 (condições
padrão)
∆E0 (condições padrão) = E0redução
+ E0oxidação
∆E0 (condições padrão) = +
0,68 + (- 1,23) = - 0,55 V
(2) Cálculo de Q:
Q = [H2O2]∙[H+]2/[Mn2+]∙[O2]
Q = (0,1)∙(0,1)2/(0,1)(1)
Q = 10-2
*A concentração do MnO2 e H2O é basicamente constante, já que estão no estado sólido e líquido, logo, não entram no cálculo do quociente da reação.
(3) Número de mols de elétrons
envolvidos:
n = 2 (uma vez que são 2 mols de
elétrons envolvidos nas semirreações de oxidação e redução.
Logo, substituindo os dados relacionados
acima na equação de Nernst:
∆
E = - 0,55 – (0,059/2) ∙
log (10
-2)
∆
E = - 0,49 V
A partir dessa diferença de potencial
negativa percebe-se que no sentido direto ocorre uma eletrólise, já que a
reação é não espontânea. Se a equação seguir o sentido inverso indicado pela
equação (da direita para esquerda) trata-se de uma pilha, pois temos uma
diferença de potencial positiva, logo, é uma reação espontânea, de acordo com a
equação de Nernst (∆E
0 nesse caso vale + 0,55 V pois a reação está no sentido contrário à apresentada anteriormente):
MnO
2 + H2O2 (0.1 M) +
2H
+ (0.1 M) → Mn2+ (0.1 M) + O2 (1 atm) +
2H
2O
∆
E = 0,55 – (0,059/2) ∙
log (10
2)
∆
E = + 0,49 V
De acordo com o enunciado, não fica
claro se a questão requer o potencial gerado considerando o sentido direto da célula (eletrólise) ou o potencial gerado de acordo com o
sentido espontâneo da reação (pilha).
Dessa forma se a questão requer o
sentido que a reação
tomaria se fosse espontânea, seria o sentido inverso, da
direita para a esquerda, e a diferença de potencial gerada seria positiva, + 0,49
V. Se a equação acontecer no sentido direto a diferença de potencial será negativa, - 0,49 V.
Portanto, seria possível solicitar
recurso para essa questão
. O gabarito fornecido aparenta que a questão requer o sentido que a
reação tomaria caso fosse espontânea (direita para a esquerda) e a diferença de
potencial gerada de acordo com o sentido direto da reação, que gera o potencial
de – 0,49 V, o que levaria à alternativa A.
Gabarito do Professor: Letra A.