Questão 5. Considere as seguintes semirreações e respectivos valores de potencial padrão de redução:
\begin{array}{ll}2 \mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}-\rightarrow 2 \mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq}) & \mathrm{E}^{0}=1,61 \mathrm{~V} \\\ \mathrm{Sn}^{4+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}-\rightarrow \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}) & \mathrm{E}^{0}=1,15 \mathrm{~V}\end{array}
(a) Qual é a reação global do processo espontâneo? Justifique sua resposta com base na diferença de potencial padrão ( \Delta \mathrm{E}^{0} ) e na variação da energia livre de Gibbs padrão ( \Delta \mathrm{G}^{0} );
(b) Indique as espécies que agem como oxidante e redutor.

Passo 1

O enunciado apresenta duas semirreações com seus potenciais padrão de redução e pede (a) a reação global espontânea, justificando via diferença de potencial padrão ( \Delta E^0) e variação de energia livre de Gibbs padrão ( \Delta G^0); e (b) que identifiquemos o agente oxidante e o agente redutor. Vamos usar os conceitos de eletroquímica de pilhas, em que a meia-reação de maior E^0 tende a ocorrer como redução (cátodo) e a de menor E^0 se inverte para atuar como oxidação (ânodo).

Passo 2

Comparar os potenciais de redução das duas semirreações:
\begin{aligned} \text{(i)}\quad &2\,\mathrm{Ce}^{4+} + 2\,\mathrm e^- \to 2\,\mathrm{Ce}^{3+},\quad E^0=1,61\:\mathrm V,\\\ \text{(ii)}\quad &\mathrm{Sn}^{4+} + 2\,\mathrm e^- \to \mathrm{Sn}^{2+},\quad E^0=1,15\:\mathrm V. \end{aligned}
Como 1,61>1,15, a reação (i) ocorre como redução (cátodo) e a (ii) se inverte, ocorrendo como oxidação (ânodo).

Passo 3

Escrevemos as meias-reações no mesmo número de elétrons e montamos a reação global:
Cátodo (redução):
2\,\mathrm{Ce}^{4+} + 2\,\mathrm e^- \to 2\,\mathrm{Ce}^{3+}
Ânodo (oxidação, invertendo a (ii)):
\mathrm{Sn}^{2+} \to \mathrm{Sn}^{4+} + 2\,\mathrm e^-
Somando as duas meias-reações, os elétrons se cancelam e obtemos
2\,\mathrm{Ce}^{4+} + \mathrm{Sn}^{2+} \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{Ce}^{3+} + \mathrm{Sn}^{4+}.
O potencial padrão da célula é
\Delta E^0 = E^0_{\text{cátodo}} - E^0_{\text{ânodo}} = 1,61 - 1,15 = 0,46\:\mathrm V > 0,áâ
o que indica espontaneidade.

Passo 4

Calcular a variação de energia livre padrão associada:
\Delta G^0 = -n\,F\,\Delta E^0
em que n=2 é o número de elétrons trocados e F é a constante de Faraday. Logo,
\Delta G^0 = -2 \cdot F \cdot 0,46\:\mathrm V < 0,
confirmando que o processo é espontâneo.

Passo 5

Identificar as espécies envolvidas:
– Agente oxidante (aceita elétrons, é reduzido): \mathrm{Ce}^{4+}.
– Agente redutor (doa elétrons, é oxidado): \mathrm{Sn}^{2+}.

Resposta

(a) Reação global espontânea:
2\,\mathrm{Ce}^{4+} + \mathrm{Sn}^{2+} \to 2\,\mathrm{Ce}^{3+} + \mathrm{Sn}^{4+},
com \Delta E^0=0,46\:\mathrm V>0 e \Delta G^0<0.
(b) Agente oxidante: \mathrm{Ce}^{4+}. Agente redutor: \mathrm{Sn}^{2+}.

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