Dadas as seguintes semirreações de redução com os respectivos valores de potencial padrão de redução, responda às questões 6 a 11.
Em um béquer contendo uma solução ácida de \mathrm{Fe}^{2+}, \mathrm{Ce}^{3+}, \mathrm{Cu}^{+}e \mathrm{Ag}^{+}borbulha-se oxigênio gasoso nas condições padrões. Quais cátions podem ser oxidados? Escreva as equações químicas para os casos em que a oxidação é possível.

Passo 1

O enunciado pergunta: em uma solução ácida que contém \mathrm{Fe}^{2+}, \mathrm{Ce}^{3+}, \mathrm{Cu}^{+} e \mathrm{Ag}^{+}, ao borbulhar oxigênio gasoso nas condições-padrão, quais desses cátions podem ser oxidados? Para cada caso possível devo escrever a equação química balanceada.
Informações relevantes (valores padrão de potencial de redução que vou usar — valores de tabela padrão):
\mathrm{O_2} + 4\mathrm{H^+} + 4e^- \to 2\mathrm{H_2O},\quad E^\circ = +1,23\\ \mathrm{V}
\mathrm{Fe^{3+}} + e^- \to \mathrm{Fe^{2+}},\quad E^\circ = +0,771\\ \mathrm{V}
\mathrm{Ce^{4+}} + e^- \to \mathrm{Ce^{3+}},\quad E^\circ = +1,61\\ \mathrm{V}
\mathrm{Cu^{2+}} + e^- \to \mathrm{Cu^{+}},\quad E^\circ = +0,153\\ \mathrm{V}
\mathrm{Ag^{2+}} + e^- \to \mathrm{Ag^{+}},\quad E^\circ = +1,98\\ \mathrm{V}
(Obs.: usei os potenciais padrão comuns de tabelas; se sua prova deu valores ligeiramente diferentes, aplique o mesmo critério com os valores da prova.)

Passo 2

Vou explicar a ideia prática e como decidir se ocorre oxidação: quando temos um agente oxidante A (aqui \mathrm{O_2} que é reduzido) e um redox paralelo B (a transformação de um cátion para o seu estado de oxidação maior), a espontaneidade padrão da reação combinação é dada por
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}}áâ
onde E^\circ_{\text{cátodo}}á é o potencial padrão de redução do par que será reduzido (aqui \mathrm{O_2}/\mathrm{H_2O} com +1,23\\ \mathrm{V}) e E^\circ_{\text{ânodo}}â é o potencial padrão de redução do par que será oxidado no sentido inverso. Se E^\circ_{\text{cel}}>0, a reação é espontânea nas condições-padrão e a oxidação do íon ocorre. Em termos simples: o oxidante só consegue oxidar espécies cujo potencial de redução (quando escritos como redução) seja menor que +1,23\\ \mathrm{V}.

Passo 3

Aplicando isso a \mathrm{Fe}^{2+}: o par relevante é \mathrm{Fe^{3+}}/\mathrm{Fe^{2+}} com
E^\circ = +0,771\\ \mathrm{V}.
Calculo
E^\circ_{\text{cel}} = +1,23 - (+0,771) = +0,459\\ \mathrm{V} > 0.
Conclusão: \mathrm{O_2} pode oxidar \mathrm{Fe^{2+}} a \mathrm{Fe^{3+}}. Agora balanceio as meias-reações e a reação global (em meio ácido): meias-reações
\text{oxidação:}\quad \mathrm{Fe^{2+}} \to \mathrm{Fe^{3+}} + e^-çã
\text{redução:}\quad \mathrm{O_2} + 4\mathrm{H^+} + 4e^- \to 2\mathrm{H_2O}çã
Multiplico a oxidação por 4 para igualar elétrons e somo:
4\mathrm{Fe^{2+}} \to 4\mathrm{Fe^{3+}} + 4e^-
\mathrm{O_2} + 4\mathrm{H^+} + 4e^- \to 2\mathrm{H_2O}
adição:
\mathrm{O_2} + 4\mathrm{H^+} + 4\mathrm{Fe^{2+}} \to 2\mathrm{H_2O} + 4\mathrm{Fe^{3+}}.

Passo 4

Aplicando ao \mathrm{Cu^{+}}: o par relevante é \mathrm{Cu^{2+}}/\mathrm{Cu^{+}} com
E^\circ = +0,153\\ \mathrm{V}.
Calculo
E^\circ_{\text{cel}} = +1,23 - (+0,153) = +1,077\\ \mathrm{V} > 0.
Conclusão: \mathrm{O_2} pode oxidar \mathrm{Cu^{+}} a \mathrm{Cu^{2+}}. Balanceando (meio ácido) — meias-reações:
\text{oxidação:}\quad \mathrm{Cu^{+}} \to \mathrm{Cu^{2+}} + e^-çã
\text{redução:}\quad \mathrm{O_2} + 4\mathrm{H^+} + 4e^- \to 2\mathrm{H_2O}çã
Multiplico a oxidação por 4 e somo:
4\mathrm{Cu^{+}} \to 4\mathrm{Cu^{2+}} + 4e^-
\mathrm{O_2} + 4\mathrm{H^+} + 4e^- \to 2\mathrm{H_2O}
adição:
\mathrm{O_2} + 4\mathrm{H^+} + 4\mathrm{Cu^{+}} \to 2\mathrm{H_2O} + 4\mathrm{Cu^{2+}}.

Passo 5

Aplicando ao \mathrm{Ce^{3+}}: o par é \mathrm{Ce^{4+}}/\mathrm{Ce^{3+}} com
E^\circ = +1,61\\ \mathrm{V}.
Calculo
E^\circ_{\text{cel}} = +1,23 - (+1,61) = -0,38\\ \mathrm{V} < 0.
Conclusão: a oxidação \mathrm{Ce^{3+}} \to \mathrm{Ce^{4+}} não é espontânea quando o oxidante é \mathrm{O_2} nas condições-padrão (o \mathrm{Ce^{4+}} é um oxidante mais forte que \mathrm{O_2}). Logo, \mathrm{Ce^{3+}} não será oxidado por \mathrm{O_2} padrão.

Passo 6

Aplicando ao \mathrm{Ag^{+}}: o par provável relevante, se existisse \mathrm{Ag^{2+}}/\mathrm{Ag^{+}}, tem
E^\circ \approx +1,98\\ \mathrm{V}.
Calculo
E^\circ_{\text{cel}} = +1,23 - (+1,98) = -0,75\\ \mathrm{V} < 0.
Conclusão: \mathrm{Ag^{+}} não será oxidado a \mathrm{Ag^{2+}} por \mathrm{O_2} nas condições-padrão (além disso \mathrm{Ag^{2+}} é incomum e um oxidante forte). Portanto \mathrm{Ag^{+}} não é oxidado por \mathrm{O_2} aqui.

Passo 7

Resumo e comentários finais didáticos rápidos: a regra prática que você deve aplicar na prova é comparar o E^\circ de redução do oxidante (aqui \mathrm{O_2}, +1,23\\ \mathrm{V}) com o E^\circ de redução do par do íon que poderia ser oxidado. Se o potencial do par do íon for menor que +1,23\\ \mathrm{V}, a oxidação é possível; se for maior, não é. Isso evita ter que escrever e calcular muitas equações: basta comparar números e, se positivo, montar as meias-reações e balancear elétrons como eu fiz.

Resposta

\mathrm{Fe^{2+}} e \mathrm{Cu^{+}} podem ser oxidados.
\mathrm{O_2} + 4\mathrm{H^+} + 4\mathrm{Fe^{2+}} \to 2\mathrm{H_2O} + 4\mathrm{Fe^{3+}}
\mathrm{O_2} + 4\mathrm{H^+} + 4\mathrm{Cu^{+}} \to 2\mathrm{H_2O} + 4\mathrm{Cu^{2+}}

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