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{Cu}^{2+}\left(\mathrm{E}^{0}+0,34 \mathrm{~V}\right)

Passo 1

O enunciado apresenta dois semieletrodos padrão:
\mathrm{Ag}^+ + \mathrm{e}^- \to \mathrm{Ag} \quad\bigl(E^0 = +0,80\,\mathrm{V}\bigr)
\mathrm{Cu}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^- \to \mathrm{Cu} \quad\bigl(E^0 = +0,34\,\mathrm{V}\bigr)
Queremos determinar qual espécie é reduzida (agente oxidante), qual é oxidada (agente redutor) e calcular o potencial padrão da célula.

Passo 2

Comparamos os potenciais de redução padrão:
\displaystyle E^0_{\mathrm{Ag}^+/\mathrm{Ag}}=+0,80\,\mathrm{V}
\displaystyle E^0_{\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}}=+0,34\,\mathrm{V}
O semieletro com maior E^0 atua como cátodo (redução). Logo, ocorre redução de \mathrm{Ag}^+ a \mathrm{Ag}, e \mathrm{Ag}^+ é o agente oxidante.

Passo 3

O outro semieletro atua como ânodo (oxidação). Invertendo a meia-reação de cobre, temos
\mathrm{Cu} \to \mathrm{Cu}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^-
Dessa forma, o cobre metálico é o agente redutor.

Passo 4

Balanceando elétrons: multiplicamos a meia-reação de prata por 2 e somamos à oxidação do cobre:
2\,\mathrm{Ag}^+ + 2\,\mathrm{e}^- \to 2\,\mathrm{Ag}
\mathrm{Cu} \to \mathrm{Cu}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^-
Reação global:
2\,\mathrm{Ag}^+ + \mathrm{Cu} \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{Ag} + \mathrm{Cu}^{2+}

Passo 5

O potencial padrão da célula é dado por
E^0_{\mathrm{célula}} = E^0_{\mathrm{cat}} - E^0_{\mathrm{an}} = 0,80\,\mathrm{V} - 0,34\,\mathrm{V} = 0,46\,\mathrm{V}é

Resposta

Agente oxidante: \mathrm{Ag}^+
Agente redutor: \mathrm{Cu}
Potencial padrão da célula: E^0_{\mathrm{célula}} = 0,46\,\mathrm{V}é

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