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.
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.
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.