Escreva a equação química balanceada para a reação global da pilha representada como:
a) \mathrm{Ag}(\mathrm{s})\left|\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \| \mathrm{Sn}^{4+}(\mathrm{aq}), \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq})\right| \mathrm{Pt} 2 \mathrm{Ag}+\mathrm{Sn}^{4+} \rightarrow 2 \mathrm{Ag}^{+}+\mathrm{Sn}^{2+}
Passo 1
O que o enunciado pede: escrever a equação química balanceada para a reação global da pilha cuja notação é \mathrm{Ag}(\mathrm{s}) \mid \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \;||\; \mathrm{Sn}^{4+}(\mathrm{aq}),\,\mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}) \mid \mathrm{Pt}.
Informações dadas e relevantes:
Eletrodo esquerdo: \mathrm{Ag}(\mathrm{s}) em contato com \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}).
Eletrodo direito: sistema redox \mathrm{Sn}^{4+}(\mathrm{aq})/\mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}) em contato com um eletrodo inerte \mathrm{Pt}.
A pilha está escrita na forma padrão: o par oxidação (ânodo) aparece à esquerda e o par redução (cátodo) à direita na notação de célula.
O que se pede é a reação global balanceada entre as espécies que participam (espécies que mudam de estado de oxidação): \mathrm{Ag}, \mathrm{Ag}^{+}, \mathrm{Sn}^{4+} e \mathrm{Sn}^{2+}.
Passo 2
Identificar as meias-reações possíveis a partir dos pares fornecidos. Explicando o raciocínio: cada par metal/íons pode se comportar como reação de redução (ganho de elétrons) ou oxidação (perda de elétrons). Escrevemos as duas meias-reações como reduções (forma padrão), depois escolhemos qual será efetivamente oxidada/reduzida conforme a notação da célula. As meias-reações relevantes são:
Aqui cada símbolo significa: \mathrm{Ag} é prata metálica, \mathrm{Ag}^{+} é o íon prata aquoso, \mathrm{Sn}^{4+} e \mathrm{Sn}^{2+} são íons estanho com cargas +4 e +2. O eletron e^{-} representa a unidade de carga negativa transferida.
Passo 3
Determinar qual meia-reação está ocorrendo como oxidação (perda de elétrons) e qual como redução (ganho de elétrons) segundo a notação da célula. A notação \mathrm{Ag}(\mathrm{s}) \mid \mathrm{Ag}^{+} \;||\; \mathrm{Sn}^{4+},\mathrm{Sn}^{2+} \mid \mathrm{Pt} coloca o par prata à esquerda (ânodo) e o par estanho à direita (cátodo). Portanto, na direção escrita para a reação global:
Prata metálica é oxidada: a meia-reação de oxidação é a inversa de \mathrm{Ag}^{+} + e^{-} \rightarrow \mathrm{Ag}, isto é
Balancear elétrons entre as duas meias-reações. Explicação didática: a soma das meias-reações deve cancelar os elétrons (eles são apenas transportados entre ânodo e cátodo). Na oxidação da prata cada átomo de prata libera 1 elétron. Na redução do estanho são necessários 2 elétrons por íon \mathrm{Sn}^{4+}. Para cancelar elétrons, multiplicamos a meia-reação da prata por 2 (ficam 2 elétrons liberados), assim combinam com os 2 elétrons consumidos pelo estanho. Escrevendo com o fator 2:
Somar as duas meias-reações com os elétrons cancelados. Explicando: agora que ambos os lados têm 2e^{-}, ao somar, os 2e^{-} aparecem em ambos os lados e se cancelam. Fazendo a soma termo a termo obtemos a reação global:
Somando
Verificação final de conservação: checamos que átomos e cargas estão balanceados.
Átomos: à esquerda temos 2 átomos de Ag e 1 átomo de Sn; à direita também 2 Ag (como 2\mathrm{Ag}^{+}) e 1 Sn (como \mathrm{Sn}^{2+}). OK.
Carga total: à esquerda a carga é 0 + (+4)=+4 (pois 2\mathrm{Ag} é neutro e \mathrm{Sn}^{4+} tem +4). À direita a carga é 2\cdot(+1) + (+2) = +4. Cargas iguais, portanto a equação está eletricamente balanceada.
Pequena observação prática: o fato de a notação colocar prata à esquerda significa que, na escrita dessa pilha específica, a prata é o ânodo (é oxidada) e o par estanho é o cátodo (reduce). Dependendo dos potenciais padrão reais, a pilha pode ter E° positivo ou negativo; aqui só pediram a reação global balanceada.