Balanceie as equações das reações de oxirredução a seguir, calcule o potencial padrão da célula,
\mathrm{E}^{\circ}
, e decida se cada uma delas é produto-favorecida da maneira como foi escrita. (Todas as reações ocorrem em solução ácida):
\mathrm{Sn}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Ag}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}

Passo 1

O enunciado pede para balancear a reação de oxirredução
\mathrm{Sn}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Ag}^{+}_{(\mathrm{aq})}
calcular o potencial padrão de célula \mathrm{E}^\circ_{\text{célula}}é e decidir se ela é espontânea (produto-favorecida) como está escrita. Vamos usar as semirre­ações de oxidação e redução, balancear elétrons, consultar os potenciais padrão de redução \mathrm{E}^\circ_{\text{red}} na tabela e aplicar
\mathrm{E}^\circ_{\text{célula}} = \mathrm{E}^\circ_{\text{cat}} - \mathrm{E}^\circ_{\text{ânodo}}.éâ

Passo 2

Identificamos as semirre­ações envolvidas em meio ácido (aqui não há \mathrm{H}^+ nem \mathrm{H}_2\mathrm{O} participando):
redução (catodo):
\mathrm{Sn}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Sn}
oxidação (ânodo):
\mathrm{Ag} \longrightarrow \mathrm{Ag}^+ + \mathrm{e}^-.

Passo 3

Balanceamos elétrons multiplicando a oxidação por 2, para que o total de elétrons seja o mesmo em ambas:
2\bigl(\mathrm{Ag} \rightarrow \mathrm{Ag}^+ + \mathrm{e}^-\bigr) \quad\text{e}\quad \mathrm{Sn}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Sn}.
Somando as duas semirre­ações, os elétrons se cancelam e obtemos a reação global balanceada:
2\,\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Sn}^{2+}_{(\mathrm{aq})} \longrightarrow 2\,\mathrm{Ag}^{+}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})}.

Passo 4

Consultando tabela de potenciais padrão de redução:
\mathrm{E}^\circ_{\mathrm{Ag}^+/\mathrm{Ag}} = +0{,}80\text{ V}, \quad \mathrm{E}^\circ_{\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn}} = -0{,}14\text{ V}.
No cátodo ocorre a redução de \mathrm{Sn}^{2+}, logo
\mathrm{E}^\circ_{\text{cat}} = -0{,}14\text{ V}.
No ânodo ocorre a oxidação de \mathrm{Ag}, cujo potencial de redução é +0{,}80\text{ V}, então
\mathrm{E}^\circ_{\text{ânodo}} = +0{,}80\text{ V}.â
Portanto
\mathrm{E}^\circ_{\text{célula}} = \mathrm{E}^\circ_{\text{cat}} - \mathrm{E}^\circ_{\text{ânodo}} = (-0{,}14) - (+0{,}80) = -0{,}94\text{ V}.éâ

Passo 5

Como \mathrm{E}^\circ_{\text{célula}}<0é, a reação não é espontânea no sentido em que foi escrita; ela não é produto-favorecida. A espontaneidade ocorreria invertendo-se o sentido.

Resposta

2 Ag₍s₎ + Sn²⁺₍aq₎ → 2 Ag⁺₍aq₎ + Sn₍s₎
\mathrm{E}^\circ_{\text{célula}} = -0{,}94\text{ V}é
Não é produto-favorecida (não espontânea).

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