Comparando-se os potenciais-padrão de redução (
, em volts) a
, e a molaridade dos íons igual a
das semi-reações, tem-se que:
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\begin{tabular}{lc}
\hline & \begin{tabular}{c}
Potenciais-padrão \\
de redução
\end{tabular} \\
\hline \(\mathrm{Ba}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Ba}{ }_{(\mathrm{s})}\) & \(-2,90\) \\
\(\mathrm{Fe}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Fe}_{(\mathrm{s})}\) & \(-0,44\) \\
\(2 \mathrm{H}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~s})\) & 0,00 \\
\(\mathrm{I}_{2(\mathrm{~s})}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{I}^{-}{ }_{(\mathrm{aq})}\) & \(+0,53\) \\
\hline
\begin{tabular}{lc} \hline & \begin{tabular}{c} Potenciais-padrão \\ de redução \end{tabular} \\ \hline \(\mathrm{Ba}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Ba}{ }_{(\mathrm{s})}\) & \(-2,90\) \\ \(\mathrm{Fe}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Fe}_{(\mathrm{s})}\) & \(-0,44\) \\ \(2 \mathrm{H}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{H}_{2}(\mathrm{~s})\) & 0,00 \\ \(\mathrm{I}_{2(\mathrm{~s})}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{I}^{-}{ }_{(\mathrm{aq})}\) & \(+0,53\) \\ \hline
Passo 1
O enunciado fornece quatro semirreações (todas em condições-padrão:
,
, soluções
) com seus potenciais-padrão de redução
em volts:
O que vamos responder (inferido do enunciado): listar claramente quais espécies têm maior tendência a serem reduzidas, quais são os agentes oxidantes e redutores mais fortes, e como prever se uma reação de oxirredução entre duas das espécies é espontânea em condições-padrão. Todas as informações relevantes do enunciado já estão transcritas acima.
Passo 2
O que significa um potencial-padrão de redução
e como usá-lo (aula rápida e prática).
- A expressão
dada para cada semirreação é o potencial elétrico, em volts, quando a reação está escrita como redução (ganho de elétrons). Ex.: tem . - Interpretação simples e poderosa: quanto mais positivo for
(maior), maior a tendência daquela espécie a ser reduzida (isto é, a ganhar elétrons). Quanto mais negativo for (menor), menor a tendência à redução — essas espécies tendem a se oxidar (perder elétrons) com mais facilidade. - Para prever espontaneidade de uma pilha/célula entre duas semirreações, escolhemos a semirreação com maior
como cátodo (redução) e a outra como ânodo (oxidação). O potencial padrão da célula é
- Se
a reação global (redução no cátodo + oxidação no ânodo) é espontânea em condições-padrão; se a reação escrita é não espontânea (a inversa é espontânea).
Passo 3
Ordenando as semirreações por tendência à redução (do maior para o menor
)
Pegando os valores dados:
Pegando os valores dados:
Logo, em ordem de maior para menor tendência a ser reduzido:
Explicação:
tem o maior
, portanto é o que mais “gosta” de ganhar elétrons;
tem o mais negativo, portanto é o que menos “gosta” de ser reduzido.
Passo 4
Identificando agentes oxidantes e redutores mais fortes
- Agente oxidante é a espécie que é reduzida (aceita elétrons). O mais forte agente oxidante entre os dados é a de maior
: . - Agente redutor é a espécie que é oxidada (doa elétrons). O mais forte agente redutor será a forma metálica correspondente ao par com menor
(mais negativo) — ou seja, aquele que se oxida com mais facilidade. Entre os dados, é o agente redutor mais forte (pois é o mais negativo).
Passo 5
Como prever reações específicas — regra prática e exemplos passo a passo
Regra prática: Uma reação do tipo
Regra prática: Uma reação do tipo
é espontânea em padrão se o par redutor/reduzido que se reduz tiver
maior que o do par que se oxida. Calcule
. Se positivo → espontâneo. Vou calcular alguns exemplos úteis para prova.
Exemplo A:
reduzindo
- Cátodo (redução):
, . - Ânodo (oxidação):
. Como a tabela dá a redução, usamos seu e trocamos sinal na prática pela subtração da fórmula abaixo; diretamente:
Como
, a reação
é espontânea em padrão. Dica prática: metal com
mais negativo (Ba) oxida; íon com
mais positivo (Fe^{2+} neste caso relativo) reduz.
Exemplo B:
com ácido (
)
- Cátodo:
, . - Ânodo:
, utilizar .
Então
é espontânea em padrão. Interpretação prática: metais com
negativo (menor que
) reagem com ácidos liberando
.
Exemplo C:
reduzindo
- Cátodo:
, . - Ânodo:
, .
Logo a reação
é espontânea em padrão (ou, escrevendo quimicamente,
reduz
a
).
Exemplo D:
reduzindo
logo espontânea:
Passo 6
Resumo prático para usar na prova (receita de bolso)
- Coloque sempre as semirreações como redução e compare os
numéricos. - Aquela com maior
será reduzida (cátodo); a com menor será oxidada (ânodo). - Calcule
. Se positivo → espontâneo. - Ordem rápida memorizável (dos dados):
(mais fácil de reduzir) > > > (mais difícil de reduzir). - Agente oxidante mais forte:
. Agente redutor mais forte: . - Quando precisar decidir se um metal “come” um cátion (ou reage com ácido), compare
: metal com de redução mais negativo que o parceiro ácido ou cátion costuma reagir.
Resposta
Ordem de tendência à redução (do maior para o menor):
Agente oxidante mais forte:
Agente redutor mais forte:
Reações-padrão espontâneas (exemplos) com
: