Identifique qual o agente oxidante e o agente redutor em cada uma das reações abaixo e calcule o potencial da célula composta por estes metais na solução de seu respectivo íon metálico:
\mathrm{Ag}^{+}\left(\mathrm{E}^{0}+0,80 \mathrm{~V}\right) e \mathrm{Zn}^{2+}\left(\mathrm{E}^{0}-0,76 \mathrm{~V}\right)

Passo 1

O enunciado fornece os potenciais padrão dos pares redox
\mathrm{Ag}^{+} + e^{-} \rightleftharpoons \mathrm{Ag}\quad E^{0}=+0,80\;\mathrm{V}
\mathrm{Zn}^{2+} + 2\,e^{-} \rightleftharpoons \mathrm{Zn}\quad E^{0}=-0,76\;\mathrm{V}
e pede (a) identificar o agente oxidante e o agente redutor e (b) calcular o potencial da célula formada pelo metal Ag em \mathrm{Ag}^{+} e o metal Zn em \mathrm{Zn}^{2+}.

Passo 2

Para saber qual meia-reação se comporta como redução espontânea (cátodo) comparo os E^{0}:
  • \mathrm{Ag}^{+}/\mathrm{Ag} tem E^{0}=+0,80\;\mathrm{V}.
  • \mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn} tem E^{0}=-0,76\;\mathrm{V}.
    A meia-reação com maior E^{0} atua como redução espontânea. Logo, no cátodo ocorre
\mathrm{Ag}^{+} + e^{-} \longrightarrow \mathrm{Ag}\quad(E^{0}=+0,80\;\mathrm{V})
e no ânodo sofre oxidação a outra meia-reação invertida:
\mathrm{Zn} \longrightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + 2\,e^{-}\quad(E^{0}_{\text{ox}}=+0,76\;\mathrm{V}).

Passo 3

Agente oxidante é a espécie que aceita elétrons (sofre redução) e agente redutor é a que doa elétrons (sofre oxidação).
  • Agente oxidante: \mathrm{Ag}^{+} (reduz-se a Ag).
  • Agente redutor: \mathrm{Zn} (oxida-se a \mathrm{Zn}^{2+}).

Passo 4

O potencial padrão da célula é
E_{\text{célula}}^{0}=E_{\text{cátodo}}^{0}-E_{\text{ânodo}}^{0}éáâ
onde E_{\text{ânodo}}^{0}â é o potencial padrão de redução do par que foi invertido. Assim,
E_{\text{célula}}^{0}=+0,80\;-\;(-0,76)=+1,56\;\mathrm{V}.é

Resposta

Agente oxidante: \mathrm{Ag}^{+}.
Agente redutor: \mathrm{Zn}.
Potencial da célula: E_{\text{célula}}^{0}=+1,56\;\mathrm{V}é.

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