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{Fe}^{2+}\left(\mathrm{E}^{0}-0,44 \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{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe} com \,E^\circ=-0,44\mathrm{~V}
e \mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn} com \,E^\circ=-0,76\mathrm{~V}.
Queremos montar a célula em que cada metal está em contato com sua solução iônica, determinar qual metal se oxida e qual se reduz, identificar o agente oxidante e o agente redutor, e calcular o potencial padrão da célula.

Passo 2

Escrevemos as meias-reações de redução padronizadas e seus potenciais:
\text{(red)}\quad \mathrm{Fe}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Fe}\quad E^\circ_{\text{Fe}}=-0,44\mathrm{~V}
\text{(red)}\quad \mathrm{Zn}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Zn}\quad E^\circ_{\text{Zn}}=-0,76\mathrm{~V}
O par com maior potencial de redução atua como cátodo (reduz-se), e o de menor potencial atua como ânodo (oxida-se).

Passo 3

Como -0,44\mathrm{~V} > -0,76\mathrm{~V}, o par \mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe} será o cátodo (reduzido) e o par \mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn} será o ânodo (oxidação).
Escrevendo a reação global espontânea:
\mathrm{Zn}(s) + \mathrm{Fe}^{2+}(aq) \longrightarrow \mathrm{Zn}^{2+}(aq) + \mathrm{Fe}(s)
Nessa reação, o agente redutor (que doa elétrons) é o zinco metálico \mathrm{Zn}(s), e o agente oxidante (que recebe elétrons) é o cátion férrico \mathrm{Fe}^{2+}.

Passo 4

O potencial padrão da célula é dado por
E^\circ_{\text{célula}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}}éáâ
Substituindo,
E^\circ_{\text{célula}} = \bigl(-0,44\bigr)\;-\;\bigl(-0,76\bigr)=+0,32\mathrm{~V}é

Resposta

O agente redutor é \mathrm{Zn}(s), o agente oxidante é \mathrm{Fe}^{2+}, e
E^\circ_{\text{célula}}=+0,32\mathrm{~V}.é

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