(ProfSM) Assinale a reação que ocorre espontaneamente em condições ambientais:
A) \mathrm{Au}_{(\mathrm{s})}+6 \mathrm{HNO}_{3(\text { concentrado })} \rightarrow \mathrm{Au}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{3(\mathrm{aq})}+3 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(l)}+3 \mathrm{NO}_{2(\mathrm{~g})}
B) \mathrm{Hg}_{(l)}+\mathrm{Sn}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Sn}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Hg}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}
C) \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Fe}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{CuSO}_{4(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{FeSO}_{4(\mathrm{aq})}
D) \mathrm{NaI}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4(\text { concentrado })} \rightarrow \mathrm{NaHSO}_{4(\mathrm{~s})}+\mathrm{HI}_{(\mathrm{g})}
E) 2 \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Ag}_{2} \mathrm{SO}_{4(\mathrm{~s})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})}

Passo 1

O enunciado pede a reação espontânea em condições ambientais, ou seja, aquela cujo potencial padrão de célula \,E^\circ_{\text{cel}}) é positivo. Para cada reação identificamos o par redox, consultamos potenciais padrões de redução e calculamos
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}}.áâ

Passo 2

Reação A:
\mathrm{Au}_{(s)} + 6\,\mathrm{HNO}_{3(\text{conc})} \rightarrow \mathrm{Au}(\mathrm{NO}_{3})_{3(aq)} + 3\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)} + 3\,\mathrm{NO}_{2(g)}
Na prática o ouro não é atacado por ácido nítrico puro (ele só se dissolve em aqua regia). Logo essa reação não é espontânea em HNO _3 concentrado isolado.

Passo 3

Reação B:
\mathrm{Hg}_{(l)} + \mathrm{Sn}^{2+}_{(aq)} \rightarrow \mathrm{Sn}_{(s)} + \mathrm{Hg}^{2+}_{(aq)}
Usando
E^\circ(\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn}) = -0{,}14\text{ V},\quad E^\circ(\mathrm{Hg}^{2+}/\mathrm{Hg}) = +0{,}85\text{ V},
temos
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}} = (-0{,}14) - (0{,}85) = -0{,}99\text{ V},áâ
negativo, logo não espontâneo.

Passo 4

Reação C:
\mathrm{Cu}_{(s)} + \mathrm{Fe}_2(\mathrm{SO}_4)_{3(aq)} \rightarrow \mathrm{CuSO}_{4(aq)} + 2\,\mathrm{FeSO}_{4(aq)}
Temos o par
\mathrm{Fe}^{3+} + e^- \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+},\quad E^\circ = +0{,}77\text{ V},
\mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Cu},\quad E^\circ = +0{,}34\text{ V}.
Na reação, \mathrm{Fe}^{3+} é reduzido (cátodo) e \mathrm{Cu} é oxidado (ânodo), então
E^\circ_{\text{cel}} = 0{,}77 - 0{,}34 = +0{,}43\text{ V},
positivo, logo espontâneo.

Passo 5

Reação D:
\mathrm{NaI}_{(s)} + \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_{4(\text{conc})} \rightarrow \mathrm{NaHSO}_{4(s)} + \mathrm{HI}_{(g)}
O ácido sulfúrico oxidante converte \mathrm{I}^- em \mathrm{I}_2 e reduz-se a SO _2; HI não escapa como gás. Portanto essa equação não ocorre como escrita.

Passo 6

Reação E:
2\,\mathrm{Ag}_{(s)} + \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_{4(aq)} \rightarrow \mathrm{Ag}_2\mathrm{SO}_{4(s)} + \mathrm{H}_{2(g)}
Usando
E^\circ(\mathrm{Ag}^+/\mathrm{Ag}) = +0{,}80\text{ V},\quad E^\circ(\mathrm{H}^+/\mathrm{H}_2) = 0{,}00\text{ V},
o ácido não oxida a prata E^\circ_{\text{cel}}<0. Logo não espontâneo.

Resposta

C

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