Question

A seguinte reação redox é espontânea em meio ácido:
O2(g) + Br- (aq) → Br2(l) + H2O(l)
(a) Balanceie a reação acima
(b) Calcule a fem da pilha a 25ºC e escreva a equação global
(c) Calcule a energia livre de Gibbs.
E°red (O2 / H2O) = 1,229 V
E°red (Br2 / Br-) = 1,077 V

Answer 1

A reação em questão é a oxidação do Bromo. O Ácido bromídrico (HBr) foi colocado em solução aquosa gerando íons $H^+$ e $Br^-$.

Para balancear uma equação, temos que ter o mesmo número de átomos dos dois lados, independente das ligações. Ou seja, temos que ter uma mesma quantidade de Oxigênio, Bromo e Hidrogênio dos dois lados da equação.

Balanceando, temos:
$O_{2(g)}+Br^-_{(aq)}$  →  $Br_{2(l)}+H_2O_{(l)}$ (Temos 2 Oxigênios nos reagentes e apenas 1 nos produto e, apenas 1 Bromo nos reagentes e 2 nos produtos)

$O_{2(g)}+4H^+_{(aq)}+2Br^-_{(aq)}$  →  $Br_{2(l)}+2H_2O_{(l)}$

Note que agora temos a mesma quantidade de átomos nos reagentes e nos produtos.

Para calcular a força eletromotriz (ou diferença de potencial)da reação, necessitamos saber as semi-reações envolvidas e seus respectivos potenciais:
$O_{2(g)}+4H^+_{(aq)}+4e^-$  →  $2H_2O\ E^o=1,229V$

$2Br^-_{(aq)}$  →  $Br_{2(l)}+2e^-\ E^o=-1,077V$

Somando os dois potenciais, temos:
$fem=1,229+(-1,077)$

$fem=1,229-1,077$

$fem=0,152V$

Estes potenciais foram obtidos em condições padrão (1atm, 1mol/L e 25°C). Portanto, não há cálculo adicional quanto à temperatura em que o problema fornece para a reação.

A equação global, como foi escrita acima é:
$O_{2(g)}+4H^+_{(aq)}+2Br^-_{(aq)}$  →  $Br_{2(l)}+2H_2O_{(l)}$

A energia livre de Gibbs nos mostra se uma reação será espontânea ou não e é calculada pela fórmula:
Δ$G=-nF(Delta)E$


Onde:
n é o número de elétrons envolvidos na reação;
F é a constante de Faraday (96500C);
ΔE é o potencial da reação.
O resultado é expresso em Joules (J)


Calculando, temos:
Δ$G=-6*96500*0,152$

Δ$G=-6*14668$

Δ$G=-88008J$

Se o Δ$G<0$, a reação é espontânea e, se o Δ$G>0$, a reação não é espontânea.

Como o nosso resultado foi menor que zero (negativo), a Energia livre de Gibbs nos confirma que a reação é espontânea.

Bons estudos!