Considere as semirreações dadas na tabela:
Semirreação \mathrm{E}^{\circ} / \mathrm{V}
\mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Cu}(\mathrm{s}) +0,34
\mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) -0,14
\mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Fe}(\mathrm{s}) -0,44
\mathrm{Zn}^{2+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Zn}(\mathrm{s}) -0,76
\mathrm{Al}^{3+}(\mathrm{aq})+3 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Al}(\mathrm{s}) -1,66
(a) Com base nos valores de \mathrm{E}^{\circ}, qual é o metal oxidado mais facilmente?
(b) Que metais nessa lista são capazes de reduzir \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) a \mathrm{Fe}(\mathrm{s}) ?
(c) Escreva uma equação química balanceada para a reação entre \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) e \mathrm{Sn}(\mathrm{s}). Essa reação é produto-favorecida ou reagente-favorecida?
(d) Escreva uma equação química balanceada para a reação entre \mathrm{Zn}^{2+}(\mathrm{aq}) e \mathrm{Sn}(\mathrm{s}). Essa reação é produto-favorecida ou reagente-favorecida?

Passo 1

O enunciado dá uma tabela de potenciais-padrão de redução \mathrm{E}^{\circ} para várias semirreações (todas na forma redução: íon \to metal) e pede quatro coisas:
(a) identificar qual metal é oxidado mais facilmente com base nos valores de \mathrm{E}^{\circ};
(b) dizer quais metais da lista conseguem reduzir \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) a \mathrm{Fe}(\mathrm{s});
(c) escrever e balancear a reação entre \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) e \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) e dizer se é favorecida pelos produtos ou reagentes;
(d) escrever e balancear a reação entre \mathrm{Zn}^{2+}(\mathrm{aq}) e \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) e dizer se é favorecida pelos produtos ou reagentes.
Informações relevantes (retiradas da tabela do enunciado):
\begin{aligned} &\mathrm{Cu}^{2+}+2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Cu} \quad \mathrm{E}^{\circ}=+0{,}34~\mathrm{V},\\\ &\mathrm{Sn}^{2+}+2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Sn} \quad \mathrm{E}^{\circ}=-0{,}14~\mathrm{V},\\\ &\mathrm{Fe}^{2+}+2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Fe} \quad \mathrm{E}^{\circ}=-0{,}44~\mathrm{V},\\\ &\mathrm{Zn}^{2+}+2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Zn} \quad \mathrm{E}^{\circ}=-0{,}76~\mathrm{V},\\\ &\mathrm{Al}^{3+}+3\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Al} \quad \mathrm{E}^{\circ}=-1{,}66~\mathrm{V}. \end{aligned}

Passo 2

Conceitos essenciais (aula rápida e informal):
  • Cada valor dado é um potencial-padrão de redução \mathrm{E}^{\circ} para a semirreação escrita como redução (íon ganhando elétrons para formar metal).
  • Se uma semirreação tem \mathrm{E}^{\circ} mais positivo, significa que, sob condições padrão, essa semirreação tem maior tendência a ocorrer como redução (o íon tende a se reduzir).
  • Pelo contrário, um metal (a forma reduzida) cuja semirreação de redução tem \mathrm{E}^{\circ} muito negativo tem maior tendência a perder elétrons (ou seja, a ser oxidado). Em linguagem prática: quanto mais negativo \mathrm{E}^{\circ}, mais “fácil” é oxidar o metal.
  • Para decidir se uma reação redox tipo \text{íon A} + \text{metal B} \rightarrow \text{metal A} + \text{íon B}íí é espontânea nas condições padrão, usamos o potencial da célula padrão:
\mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}=\mathrm{E}^{\circ}_{\text{cátodo}}-\mathrm{E}^{\circ}_{\text{ânodo}}.áâ
Cátodo é a semirreação que ocorre como redução (o potencial usado é o \mathrm{E}^{\circ} da semirreação na forma redução). Ânodo é a que ocorre como oxidação (mas usamos o \mathrm{E}^{\circ} da semirreação na forma redução também, subtraindo-o). Se \mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}>0 a reação é espontânea (favorecida pelos produtos); se \mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}<0 não é espontânea (favorecida pelos reagentes).
  • Para balancear reações redox, escrevemos as duas semirreações (redução e oxidação), igualamos elétrons transferidos e somamos, cancelando elétrons.

Passo 3

Resposta à (a) com explicação detalhada:
  • Queremos o metal que é oxidado mais facilmente: esse é o metal cuja semirreação de redução tem o menor (mais negativo) \mathrm{E}^{\circ}.
  • Da lista, os \mathrm{E}^{\circ} são: +0{,}34, -0{,}14, -0{,}44, -0{,}76, -1{,}66 V.
  • O menor (mais negativo) é -1{,}66~\mathrm{V}, correspondente a \mathrm{Al}^{3+}/\mathrm{Al}.
  • Conclusão: o metal oxidado mais facilmente é o alumínio metálico \mathrm{Al}(\mathrm{s}), pois tem o \mathrm{E}^{\circ} de redução mais negativo e, portanto, maior tendência a perder elétrons (ser oxidado).

Passo 4

Resposta à (b) com método:
  • Pergunta: quais metais na lista conseguem reduzir \mathrm{Fe}^{2+} a \mathrm{Fe}? Ou seja, para qual metal \mathrm{M}(\mathrm{s}) a reação
\mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{M}(\mathrm{s}) \rightarrow \mathrm{Fe}(\mathrm{s}) + \mathrm{M}^{n+}(\mathrm{aq})
é espontânea?
  • Usamos a condição de espontaneidade em potência-padrão: \mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}=\mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}}-\mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{M}^{n+}/\mathrm{M}}. Queremos \mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}>0, logo precisamos de \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}}>\mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{M}^{n+}/\mathrm{M}}.
  • Numericamente, \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}}=-0{,}44~\mathrm{V}. Assim, metais com \mathrm{E}^{\circ} (redução) menores (mais negativos) que -0{,}44~\mathrm{V} vão reagir espontaneamente como ânodo (isto é, serão oxidados e reduzirão \mathrm{Fe}^{2+}).
  • Da lista, os \mathrm{E}^{\circ} menores que -0{,}44 são -0{,}76~\mathrm{V} (Zn) e -1{,}66~\mathrm{V} (Al).
  • Portanto, os metais capazes de reduzir \mathrm{Fe}^{2+} a \mathrm{Fe} são \mathrm{Zn}(\mathrm{s}) e \mathrm{Al}(\mathrm{s}).

Passo 5

Preparação para (c) e (d): como montar as equações
  • A estratégia para cada caso: escrever as duas semirreações envolvidas (uma redução, uma oxidação), igualar elétrons e somar.
  • Lembre que os \mathrm{E}^{\circ} dados já estão na forma redução; ao escolher qual se comporta como cátodo e ânodo, usamos os sinais para calcular \mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}.
  • Se \mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}>0 então a reação escrita (com a redução no cátodo e a oxidação no ânodo) é favorecida; se <0, não é favorecida.

Passo 6

Parte (c): reação entre \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) e \mathrm{Sn}(\mathrm{s}).
  • Escrevemos as semirreações (na forma redução, como dadas):
\mathrm{Fe}^{2+} + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Fe} \quad \mathrm{E}^{\circ}=-0{,}44~\mathrm{V},
\mathrm{Sn}^{2+} + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Sn} \quad \mathrm{E}^{\circ}=-0{,}14~\mathrm{V}.
  • Se tentarmos a reação proposta \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{Sn} \rightarrow \mathrm{Fe} + \mathrm{Sn}^{2+}, então a redução ocorreria em \mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe} (cátodo) e a oxidação ocorreria em \mathrm{Sn}/\mathrm{Sn}^{2+} (ânodo). Usamos os \mathrm{E}^{\circ} das semirreações na forma redução para calcular:
\mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}=\mathrm{E}^{\circ}_{\text{cátodo}}-\mathrm{E}^{\circ}_{\text{ânodo}} = \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}} - \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn}}.áâ
  • Substituindo números:
\mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}} = -0{,}44 - (-0{,}14) = -0{,}30~\mathrm{V}.
  • Como \mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}<0, a reação escrita \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{Sn} \rightarrow \mathrm{Fe} + \mathrm{Sn}^{2+} não é espontânea nas condições padrão; a direção espontânea é a inversa.
  • Agora balanceamento: as meias-reações trocam 2 elétrons cada, então já estão balanceadas em elétrons. Somando-as (redução de ferro + oxidação de estanho):
\mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) \rightarrow \mathrm{Fe}(\mathrm{s}) + \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}).
  • Conclusão: equação balanceada é a acima e a reação é reagente-favorecida (não favorecida pelos produtos) nas condições padrão, pois \mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}=-0{,}30~\mathrm{V}.

Passo 7

Parte (d): reação entre \mathrm{Zn}^{2+}(\mathrm{aq}) e \mathrm{Sn}(\mathrm{s}).
  • Semirreações (redução, como dadas):
\mathrm{Zn}^{2+} + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Zn} \quad \mathrm{E}^{\circ}=-0{,}76~\mathrm{V},
\mathrm{Sn}^{2+} + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Sn} \quad \mathrm{E}^{\circ}=-0{,}14~\mathrm{V}.
  • Reação proposta: \mathrm{Zn}^{2+} + \mathrm{Sn} \rightarrow \mathrm{Zn} + \mathrm{Sn}^{2+}. Aqui, redução seria em \mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn} (cátodo) e oxidação em \mathrm{Sn}/\mathrm{Sn}^{2+} (ânodo). Então
\mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}} = \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn}} - \mathrm{E}^{\circ}_{\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn}} = -0{,}76 - (-0{,}14) = -0{,}62~\mathrm{V}.
  • Como \mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}<0, a reação escrita não é espontânea (favorece reagentes). A forma espontânea seria a inversa (o zinco metálico reduziria \mathrm{Sn}^{2+}).
  • Balanceamento: as meias-reações trocam 2 elétrons cada, então a soma é direta:
\mathrm{Zn}^{2+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) \rightarrow \mathrm{Zn}(\mathrm{s}) + \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}).
  • Conclusão: equação acima está balanceada e a reação é reagente-favorecida (não favorecida pelos produtos) sob condições padrão, pois \mathrm{E}^{\circ}_{\text{cel}}=-0{,}62~\mathrm{V}.

Resposta

(a) \mathrm{Al}(\mathrm{s}).
(b) \mathrm{Zn}(\mathrm{s}) e \mathrm{Al}(\mathrm{s}).
(c) \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq})+\mathrm{Sn}(\mathrm{s})\rightarrow\mathrm{Fe}(\mathrm{s})+\mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}). Reagente-favorecida.
(d) \mathrm{Zn}^{2+}(\mathrm{aq})+\mathrm{Sn}(\mathrm{s})\rightarrow\mathrm{Zn}(\mathrm{s})+\mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}). Reagente-favorecida.

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