Considere os potenciais-padrão:
\mathrm{Ce}^{4+}+1 \mathrm{e} \rightarrow \mathrm{Ce}^{3+} \mathrm{Eo}=1,61 \mathrm{~V}
\mathrm{Sn}^{4+}+2 \mathrm{e} \rightarrow>\mathrm{Sn}^{2+} Eo =0,15 \mathrm{~V}
a-) Equacione a reação global envolvendo esses íons.
b-) Identifique o oxidante e o redutor.

Passo 1

O enunciado dá duas semi-reações padrão com seus potenciais padrão e pede duas coisas:
  • a) Equacionar a reação global envolvendo esses íons.
  • b) Identificar o oxidante e o redutor.
Informações fornecidas (copiadas do enunciado):
\mathrm{Ce}^{4+} + 1\,\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Ce}^{3+},\quad E^\circ = 1{,}61\\ \mathrm{V}
\mathrm{Sn}^{4+} + 2\,\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Sn}^{2+},\quad E^\circ = 0{,}15\\ \mathrm{V}

Passo 2

Entendendo o que os números significam (uma mini-aula básica):
  • Cada linha escrita é uma semi-reação de redução (ganho de elétrons). Por exemplo, \mathrm{Ce}^{4+} + \mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Ce}^{3+} significa que \mathrm{Ce}^{4+} aceita um elétron e se reduz a \mathrm{Ce}^{3+}.
  • O potencial padrão E^\circ indica a tendência de uma meia-reação ocorrer como redução: quanto maior (mais positivo) o E^\circ, maior a tendência de ser reduzida.
  • Em uma reação redox espontânea entre duas espécies sob condições padrão, a meia-reação com maior E^\circ atua como redução (catodo) e a de menor E^\circ será invertida (oxidação, anodo).
  • Definições úteis:
    • Oxidante (agente oxidante): a espécie que oxida outra; ela própria é reduzida.
    • Redutor (agente redutor): a espécie que reduz outra; ela própria é oxidada.

Passo 3

Comparando os potenciais dados:
E^\circ(\mathrm{Ce}^{4+}/\mathrm{Ce}^{3+}) = 1{,}61\\ \mathrm{V}
E^\circ(\mathrm{Sn}^{4+}/\mathrm{Sn}^{2+}) = 0{,}15\\ \mathrm{V}
Como 1{,}61\\ \mathrm{V} > 0{,}15\\ \mathrm{V}, a meia-reação do cério ( \mathrm{Ce}^{4+}) tem maior tendência a ser reduzida. Logo:
  • A meia-reação de redução que ficará como está (redução) é \mathrm{Ce}^{4+} + \mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Ce}^{3+}.
  • A meia-reação do estanho ( \mathrm{Sn}^{4+} + 2\,\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Sn}^{2+}) terá que ocorrer no sentido oposto (ou seja, \mathrm{Sn}^{2+} será oxidado a \mathrm{Sn}^{4+}).

Passo 4

Escrever as duas semi-reações no sentido que vão atuar na reação global:
  • Redução (catodo):
\mathrm{Ce}^{4+} + \mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Ce}^{3+}
  • Oxidação (anodo) — invertendo a semi-reação do estanho:
\mathrm{Sn}^{2+} \rightarrow \mathrm{Sn}^{4+} + 2\,\mathrm{e}^-
Observação importante sobre balanceamento de elétrons:
  • A semi-reação do cério usa 1 elétron, a do estanho libera 2 elétrons. Para somar as semi-reações precisamos que o número de elétrons seja o mesmo em ambas as semi-reações.

Passo 5

Igualar o número de elétrons:
  • Multiplicamos a semi-reação do cério por 2 (multiplicar uma semi-reação por um fator altera as quantidades mas não o potencial E^\circ):
2\;\bigl(\mathrm{Ce}^{4+} + \mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Ce}^{3+}\bigr) \quad\Longrightarrow\quad 2\,\mathrm{Ce}^{4+} + 2\,\mathrm{e}^- \rightarrow 2\,\mathrm{Ce}^{3+}
  • A semi-reação do estanho (oxidação) já tem 2 elétrons:
\mathrm{Sn}^{2+} \rightarrow \mathrm{Sn}^{4+} + 2\,\mathrm{e}^-

Passo 6

Somar as duas semi-reações (os 2\,\mathrm{e}^- se cancelam):
2\,\mathrm{Ce}^{4+} + 2\,\mathrm{e}^- + \mathrm{Sn}^{2+} \rightarrow 2\,\mathrm{Ce}^{3+} + \mathrm{Sn}^{4+} + 2\,\mathrm{e}^-
Cancelando os elétrons, a reação global balanceada fica:
2\,\mathrm{Ce}^{4+} + \mathrm{Sn}^{2+} \rightarrow 2\,\mathrm{Ce}^{3+} + \mathrm{Sn}^{4+}

Passo 7

Identificando oxidante e redutor com base no que cada espécie faz:
  • A espécie que é reduzida (ganha elétrons) é o oxidante. Aqui, \mathrm{Ce}^{4+} é reduzida a \mathrm{Ce}^{3+}, portanto \mathrm{Ce}^{4+} é o oxidante.
  • A espécie que é oxidada (perde elétrons) é o redutor. Aqui, \mathrm{Sn}^{2+} é oxidada a \mathrm{Sn}^{4+}, portanto \mathrm{Sn}^{2+} é o redutor.
Pequeno comentário final (útil para a prova): o potencial padrão da célula pode ser calculado por
E^\circ_{\text{cel}}=E^\circ_{\text{catodo}}-E^\circ_{\text{anodo}}=1{,}61-0{,}15=1{,}46\\ \mathrm{V},
positivo, indicando que a reação escrita é espontânea sob condições padrão.

Resposta

2\,\mathrm{Ce}^{4+} + \mathrm{Sn}^{2+} \rightarrow 2\,\mathrm{Ce}^{3+} + \mathrm{Sn}^{4+}
Oxidante: \mathrm{Ce}^{4+}
Redutor: \mathrm{Sn}^{2+}

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