Escreva as semi-reações e a equação balanceada das reações de célula de cada uma das seguintes células galvânicas.
\operatorname{Pt}(\mathrm{s})\left|\mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{aq}), \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq})\right|\left|\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq})\right| \mathrm{Ag}(\mathrm{s})

Passo 1

O enunciado dá a célula galvânica em notação de células:
\operatorname{Pt}(\mathrm{s}) \mid \mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{aq}),\,\mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) \mid\mid \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \mid \mathrm{Ag}(\mathrm{s})
O que é pedido:
  • Escrever as semi-reações (meio-reações) de oxidação e redução.
  • Escrever a equação global balanceada da reação da célula.
Informações relevantes fornecidas:
  • Eletrodo esquerdo: eletrodo de platina \operatorname{Pt}(\mathrm{s}) imerso na solução contendo \mathrm{Fe}^{3+} e \mathrm{Fe}^{2+}. Ou seja, o par redox é \mathrm{Fe}^{3+}/\mathrm{Fe}^{2+}.
  • Eletrodo direito: \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) com \mathrm{Ag}(\mathrm{s}). Ou seja, o par redox é \mathrm{Ag}^{+}/\mathrm{Ag}.
  • A platina \operatorname{Pt}(\mathrm{s}) é eletrodo inerte (servirá apenas para transferência de elétrons, não participa quimicamente).

Passo 2

Conceitos essenciais que precisamos usar (explicação didática):
  • Uma célula galvânica junta duas semi-reações: uma de redução (ganho de elétrons) e outra de oxidação (perda de elétrons). Os elétrons fluem da semi-reação de oxidação para a de redução.
  • Para decidir qual semi-reação sofre redução espontaneamente, usamos os potenciais padrão de redução E^\circ. A semi-reação com maior E^\circ tende a ser reduzida (cátodo); a com menor E^\circ tende a ser oxidada (ânodo).
  • Valores padrão relevantes (tabelas comuns): E^\circ(\mathrm{Fe}^{3+}/\mathrm{Fe}^{2+}) = +0,77\\ \mathrm{V}
E^\circ(\mathrm{Ag}^{+}/\mathrm{Ag}) = +0,80\\ \mathrm{V}
Observação: usei aqui os valores padrão típicos das tabelas para esses pares.
Interpretação desses números:
  • Como E^\circ(\mathrm{Ag}^{+}/\mathrm{Ag}) = +0,80\\ \mathrm{V} é maior que E^\circ(\mathrm{Fe}^{3+}/\mathrm{Fe}^{2+}) = +0,77\\ \mathrm{V}, isso significa que o íon \mathrm{Ag}^{+} tem maior tendência a ser reduzido que \mathrm{Fe}^{3+}. Portanto, na célula espontânea, o lado da prata será o cátodo (redução) e o lado do ferro será o ânodo (oxidação).

Passo 3

Escrever as semi-reações como reduções padrão e depois inverter a que for oxidação:
  1. Redução do par prata (no cátodo — do dado acima):
\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Ag}(\mathrm{s})
Aqui está explícito: íon prata ganha um elétron e vira prata metálica.
  1. Para o par ferro, a forma de redução escrita da tabela é:
\mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq})
Mas, como decidimos que o lado do ferro atua como ânodo (ou seja, sofre oxidação), devemos escrever a semi-reação desse lado como oxidação (inverso da redução):
\mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) \longrightarrow \mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^-
Explicação didática da inversão:
  • Inverter a semi-reação de redução para obter a oxidação significa trocar o sentido das setas e, se quiser, mudar o sinal do potencial (mas aqui não precisamos calcular potenciais negativos, só precisamos da direção e das espécies).
  • Note que ambas as semi-reações apresentam exatamente um elétron, o que facilita o balanceamento.

Passo 4

Balanceamento em elétrons e combinação das semi-reações:
  • Semi-reações com elétrons: \text{oxidação (ânodo):}\quad \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) \longrightarrow \mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^-çãâ
\text{redução (cátodo):}\quad \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Ag}(\mathrm{s})çãá
  • Como cada semi-reação envolve exatamente 1 elétron, podemos somá-las diretamente; os elétrons se cancelam:
    Soma: \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \longrightarrow \mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{Ag}(\mathrm{s})
  • Verificação de conservação:
    • Átomos: \mathrm{Fe}:1 \to 1;\\ \mathrm{Ag}:1 \to 1.
    • Carga: +2 + (+1) = +3 + 0 no total (à esquerda +3, à direita +3): conservada.

Passo 5

Comentário final e potencial da célula (útil para prova):
  • A equação global está balanceada em massa e carga como apresentado.
  • Valor do potencial padrão da célula (opcional, mas informativo): E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}} = +0,80\\ \mathrm{V} - (+0,77\\ \mathrm{V}) = +0,03\\ \mathrm{V}áâComo E^\circ_{\text{cel}}>0, a reação escrita é espontânea no sentido indicado (eletrões do ferro para a prata).
  • Resumo prático para a prova: identifique os potenciais padrão; o maior E^\circ reduz; escreva semi-reações; iguale elétrons; some.

Resposta

\text{Oxidação (ânodo):}\quad \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) \longrightarrow \mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^-çãâ
\text{Redução (cátodo):}\quad \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Ag}(\mathrm{s})çãá
\text{Equação global balanceada:}\quad \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) \longrightarrow \mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{Ag}(\mathrm{s})çã

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