( 1,5 p t ) O que ocorre ao mergulhar um fio de prata em uma solução aquosa de cloreto de sódio? Caso ocorra reação descreva a equação química completa.

Passo 1

O enunciado pergunta o que acontece ao mergulhar um fio de prata numa solução aquosa de cloreto de sódio e pede que, se ocorrer reação, eu descreva a equação química completa.
Informações dadas (implícitas): o metal é um fio de \mathrm{Ag}(s) (prata metálica) e o eletrólito é \mathrm{NaCl}(aq) (solução aquosa de cloreto de sódio). Não foram indicados outros reagentes (como \mathrm{Cl}_2, ácidos fortes, agentes oxidantes, ou corrente elétrica) nem condições especiais (calor forte, eletrodeposição, etc.). Vou assumir condições normais de laboratório (temperatura ambiente, solução aquosa neutra contendo \mathrm{Na}^+ e \mathrm{Cl}^-).

Passo 2

Conceito importante: reações de deslocamento simples entre metal e íon.
  • A ideia: um metal na forma elementar pode reduzir um íon metálico em solução apenas se o metal em forma elementar for mais reativo (um redutor mais forte) do que o metal do íon. Em química qualitativa costuma-se usar a série de reatividade; em quantitativa usamos potenciais padrão de redução ( E^\circ).
  • Regra prática simples (versão intuitiva): um metal M em estado sólido desloca o cátion N^+ em solução (formando M^{n+} e o metal N sólido) somente se M for mais reativo que N. Se não for, a reação não é espontânea.
  • Exemplo didático rápido: \mathrm{Zn}(s) desloca \mathrm{Cu}^{2+}(aq) porque o zinco é mais reativo; a equação é \mathrm{Zn}(s)+\mathrm{Cu}^{2+}(aq)\rightarrow\mathrm{Zn}^{2+}(aq)+\mathrm{Cu}(s).

Passo 3

Aplicando ao caso prata vs sódio: usamos potenciais padrão (valores conhecidos) para ver se a reação seria espontânea. Valores relevantes (em potencial padrão de redução):
E^\circ(\mathrm{Ag}^+/\mathrm{Ag}) = +0{,}80\\ \mathrm{V}
E^\circ(\mathrm{Na}^+/\mathrm{Na}) = -2{,}71\\ \mathrm{V}
Se tentássemos a reação de deslocamento
\mathrm{Ag}(s) + \mathrm{Na}^+(aq) \rightarrow \mathrm{Ag}^+(aq) + \mathrm{Na}(s)
o potencial de célula padrão seria
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{red (catodo)}} - E^\circ_{\text{red (anodo)}} = E^\circ(\mathrm{Na}^+/\mathrm{Na}) - E^\circ(\mathrm{Ag}^+/\mathrm{Ag}).
Substituindo:
E^\circ_{\text{cell}} = -2{,}71 - (+0{,}80) = -3{,}51\\ \mathrm{V},
que é um valor negativo. Um E^\circ_{\text{cell}} negativo indica que a reação proposta não é espontânea. Conclusão: prata metálica não reduz \mathrm{Na}^+ a \mathrm{Na}(s); portanto não há deslocamento de sódio.

Passo 4

Outra via possível de se formar cloreto de prata ( \mathrm{AgCl}) é a precipitação, mas isso exige que exista \mathrm{Ag}^+ em solução. A reação típica de precipitação é
\mathrm{Ag}^+(aq) + \mathrm{Cl}^-(aq) \rightarrow \mathrm{AgCl}(s).
Porém, como visto no passo anterior, o \mathrm{Ag}(s) não se oxida espontaneamente em \mathrm{NaCl}(aq) neutra para gerar \mathrm{Ag}^+. Além disso, o ânion \mathrm{Cl}^- não é um agente oxidante suficiente para oxidar \mathrm{Ag}(s) a \mathrm{Ag}^+ em condições normais. Portanto, na situação descrita (fio de prata em solução aquosa de \mathrm{NaCl} comum) não se forma \mathrm{AgCl}.
Observação útil: se houver um agente oxidante presente (por exemplo \mathrm{Cl}_2 dissolvido, ou condições fortemente oxidantes, ou eletrólise que gere \mathrm{Cl}_2), aí sim pode ocorrer formação de \mathrm{AgCl}. Exemplos de equações condicionais:
2\mathrm{Ag}(s) + \mathrm{Cl}_2(g) \rightarrow 2\mathrm{AgCl}(s)
ou, em presença de um agente oxidante que gere \mathrm{Ag}^+,
\mathrm{Ag}^+(aq) + \mathrm{Cl}^-(aq) \rightarrow \mathrm{AgCl}(s).
Mas essas reações exigem presença de \mathrm{Cl}_2 ou de \mathrm{Ag}^+ já em solução — condições que o enunciado não especificou.

Passo 5

Conclusão aplicada ao enunciado: sob condições normais (apenas um fio de \mathrm{Ag}(s) mergulhado em \mathrm{NaCl}(aq) neutra, sem oxidantes ou eletrodeposição), não ocorre reação química entre o fio de prata e a solução. Não há formação de \mathrm{AgCl} porque não há geração espontânea de \mathrm{Ag}^+ a partir do metal prata nessas condições.

Resposta

Não ocorre reação química entre \mathrm{Ag}(s) e \mathrm{NaCl}(aq) nas condições normais (sem oxidantes ou eletrólise).
(Se houvesse um agente oxidante ou \mathrm{Cl}_2 presente, então ocorreria \;2\mathrm{Ag}(s)+\mathrm{Cl}_2(g)\rightarrow 2\mathrm{AgCl}(s) ou, se \mathrm{Ag}^+ já estiver em solução, \;\mathrm{Ag}^+(aq)+\mathrm{Cl}^-(aq)\rightarrow\mathrm{AgCl}(s).)

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