Escreva o diagrama para as pilhas das reações a seguir:
a) \mathrm{Sn}(\mathrm{s})+2 \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{Ag}(\mathrm{s}) \mathrm{Sn}\left|\mathrm{Sn}^{2+} \| \mathrm{Ag}^{+}\right| \mathrm{Ag}

Passo 1

O enunciado dá a reação global
\mathrm{Sn}(\mathrm{s})+2\,\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq})+2\,\mathrm{Ag}(\mathrm{s})
e pede que eu escreva o diagrama de pilha (diagrama célula) correspondente.
Informações relevantes fornecidas:
  • Reagentes e produtos: \mathrm{Sn}(\mathrm{s}), \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}), \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}), \mathrm{Ag}(\mathrm{s}).
  • A estequiometria: 1 mol de \mathrm{Sn} reage com 2 mol de \mathrm{Ag}^{+}.
  • Não foram dadas concentrações nem potenciais — só a reação em si.

Passo 2

Determinar quais espécies se oxidam e quais se reduzem (passo obrigatório para montar o diagrama). Vou analisar os números de oxidação:
  • Em \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) o estanho metálico tem número de oxidação 0.
  • Em \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}) o estanho tem número de oxidação +2.
  • Em \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) a prata tem número de oxidação +1.
  • Em \mathrm{Ag}(\mathrm{s}) a prata metálica tem número de oxidação 0.
Conclusão: \mathrm{Sn} vai de 0 para +2 → perde elétrons → é oxidado. \mathrm{Ag}^{+} vai de +1 para 0 → ganha elétrons → é reduzido.

Passo 3

Escrever as semirreações (meias-reações) com os elétrons mostrando claramente os processos de oxidação e redução.
Meia-reação de oxidação (ânodo):
\mathrm{Sn}(\mathrm{s}) \rightarrow \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{e}^-
Aqui eu mostrei que o estanho metálico libera 2 elétrons para virar \mathrm{Sn}^{2+}.
Meia-reação de redução (cátodo):
\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Ag}(\mathrm{s})
Cada íon \mathrm{Ag}^{+} precisa de 1 elétron para virar \mathrm{Ag}(\mathrm{s}). Como a oxidação fornece 2 elétrons, a reação global exige 2 íons \mathrm{Ag}^{+}, o que corresponde à estequiometria dada.

Passo 4

Regras práticas para montar o diagrama de pilha (anotações importantes que você pode usar na prova):
  • O eletrodo onde ocorre oxidação (ânodo) é escrito à esquerda.
  • O eletrodo onde ocorre redução (cátodo) é escrito à direita.
  • Uma única barra vertical \mid indica fronteira de fase (por exemplo metal | íon em solução).
  • Uma barra dupla \| indica a ponte salina ou separador entre as duas meias-células.
  • Não se escrevem os elétrons no diagrama; só as espécies envolvidas nas meias-células.
  • Se forem dadas concentrações, elas podem ser colocadas ao lado das espécies aquosas, por exemplo \mathrm{Sn^{2+}(0,1\,M)}. Aqui não foram dadas concentrações, então não as coloco.

Passo 5

Aplicando as regras ao nosso caso:
  • Ânodo (lado esquerdo): a oxidação é \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) \rightarrow \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}), então escrevo o metal sólido do lado esquerdo e o cátion no mesmo lado: \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) \mid \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}).
  • Cátodo (lado direito): a redução é \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Ag}(\mathrm{s}), então escrevo o cátion à esquerda da barra simples e o metal à direita: \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \mid \mathrm{Ag}(\mathrm{s}).
  • Separador entre meias-células: \|.

Passo 6

Montando o diagrama final e explicando a ordem: à esquerda fica a meia-célula do ânodo (oxidação), à direita a do cátodo (redução). Não se repetem coeficientes no diagrama — a estequiometria já aparece nas meias-reações e na reação global.
O diagrama de pilha é então:
\mathrm{Sn}(\mathrm{s}) \mid \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}) \; \| \; \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \mid \mathrm{Ag}(\mathrm{s})

Passo 7

Dica prática para a prova: sempre escreva primeiro as meias-reações para identificar ânodo/cátodo; depois aplique a regra “ânodo à esquerda, cátodo à direita” para montar o diagrama. Se pedirem potencial padrão E^\circ, aí você consulta tabelas de potenciais das semirreações e calcula E^\circ_{\text{célula}}=E^\circ_{\text{cátodo}}-E^\circ_{\text{ânodo}}éáâ.

Resposta

\mathrm{Sn}(\mathrm{s}) \mid \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}) \; \| \; \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \mid \mathrm{Ag}(\mathrm{s})

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