A seguir são apresentadas diferentes equações redox que acontecem em meio ácido. A) Faça o balanceamento das reações, B) determine quem oxida e quem reduz, C) Cálcule o potencial de célula e D) Determine a constante de equilíbrio.
I) Fe^3++Sn^2+ <=ftharpoons Fe^2++Sn^4+
E^0(Sn^4+ / Sn^2+)=+0,154 V e E^0(Fe^3+ / Fe^2+)=+0,771 V

Passo 1

Vamos dar uma olhada no que a questão tá pedindo. A gente tem uma reação redox em meio ácido envolvendo íons de ferro ( ) e estanho ( ). Precisamos:
A) Balancear a equação.
B) Identificar quem está oxidando e quem está reduzindo.
C) Calcular o potencial de célula.
D) Determinar a constante de equilíbrio.
Para resolver isso, vamos usar conceitos de reações redox, potenciais padrão de eletrodo e equilíbrio químico.

Passo 2

A) Balanceando a equação redox
Primeiro, vamos separar a reação em duas semi-reações: a de oxidação e a de redução.
A reação dada é:
Fe^3+ + Sn^2+ <=ftharpoons Fe^2+ + Sn^4+
Identificamos que o Sn^2+ Sn^4+ + 2e^- está perdendo elétrons (oxidação) e o Fe^3+ + e^- Fe^2+ está ganhando elétrons (redução).
Vamos escrever as semi-reações:
Oxidação:
2 times (Fe^3+ + e^- Fe^2+)
Redução:
2Fe^3+ + 2e^- 2Fe^2+
Agora, para balancear os elétrons, multiplicamos a semi-reação de redução por 2:
Sn^2+ + 2Fe^3+ Sn^4+ + 2Fe^2+
Agora, somamos as duas semi-reações:
A equação está balanceada!

Passo 3

B) Identificando o agente oxidante e redutor
Na reação balanceada:
Sn^2+ + 2Fe^3+ Sn^4+ + 2Fe^2+
  • Oxidação: (perdendo 2 elétrons)
  • Redução: (ganhando 1 elétron)
Então:
  • Agente redutor: (porque está perdendo elétrons)
  • Agente oxidante: (porque está ganhando elétrons)

Passo 4

C) Calculando o potencial de célula
O potencial de célula ( E^0(Sn^4+ / Sn^2+) = +0,154 , V é) é dado pela diferença entre o potencial de redução do agente oxidante e o agente redutor.
As potenciais dados são:
E^0(Fe^3+ / Fe^2+) = +0,771 , V
E^0oxidação = -0,154 , V
Como E^circcélula = E^0redução - E^0oxidação = 0,771 , V - (-0,154 , V) = 0,925 , V está sendo oxidado, precisamos inverter seu potencial:
çã
Agora, calculamos é:
éçãçã

Passo 5

D) Determinando a constante de equilíbrio
Vamos usar a relação entre o potencial de célula e a constante de equilíbrio ( De):
ln K = nFE^circcélulaRT é
Onde:
  • ln K = 2 times 96485 , C/mol times 0,925 , V8,314 , J/mol·K times 298 , K approx 723 = número de mols de elétrons transferidos = 2
  • K = e^723 approx um número muito grande = constante de Faraday =
  • = constante universal dos gases =
  • = temperatura em Kelvin =
Rearranjando para encontrar :
é
Substituindo os valores:
Convertendo para base 10:
ú
Isso indica que a reação é muito favorável na direção dos produtos.

Resposta

A) A equação balanceada é:
Sn^2+ + 2Fe^3+ Sn^4+ + 2Fe^2+
B) O agente redutor é e o agente oxidante é .
C) O potencial de célula é .
D) A constante de equilíbrio é extremamente alta, indicando que a reação favorece fortemente os produtos.

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