Na tabela de potenciais de redução padrão abaixo
Semirreações \boldsymbol{E}^{\circ}(\mathbf{V})
\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq})+\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq}) +1.61
\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq})+\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Ag}(\mathrm{s}) +0.80
\mathrm{Hg}_{2}^{2+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow 2 \mathrm{Hg}(\mathrm{l}) +0.79
\mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) -0.14
\mathrm{Ni}^{2+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Ni}(\mathrm{s}) -0.25
\mathrm{Al}^{3+}(\mathrm{aq})+3 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Al}(\mathrm{s}) -1.66
Entre os íons metálicos e metais que compõem essas semirreações:
(a) Qual íon metálico é o agente oxidante mais fraco?
(b) Qual íon metálico é o agente oxidante mais forte?
(c) Qual metal é o agente redutor mais forte?
(d) Qual metal é o agente redutor mais fraco?
(e) \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) reduzirá \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) a \mathrm{Ag}(\mathrm{s}) ? Justifique sua resposta.
(f) \mathrm{Hg}(\mathrm{l}) reduzirá \mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq}) a \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) ? Justifique sua resposta.
(g) Quais íons metálicos da tabela podem ser reduzidos pelo \mathrm{Sn}(\mathrm{s}) ? Justifique sua resposta.
(h) Quais metais podem ser oxidados por \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq}) ?

Passo 1

O enunciado pede respostas para (a) a (h) usando a tabela de potenciais de redução padrão. Vou listar explicitamente as semirreações e seus potenciais que o enunciado deu (cada linha é uma semirreação de redução com seu E^\circ):
\mathrm{Ce}^{4+}(\mathrm{aq})+\mathrm{e}^{-}\rightarrow \mathrm{Ce}^{3+}(\mathrm{aq}),\quad E^\circ=+1{,}61\\ \mathrm{V}
\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq})+\mathrm{e}^{-}\rightarrow \mathrm{Ag}(\mathrm{s}),\quad E^\circ=+0{,}80\\ \mathrm{V}
\mathrm{Hg}_{2}^{2+}(\mathrm{aq})+2\mathrm{e}^{-}\rightarrow 2\mathrm{Hg}(\mathrm{l}),\quad E^\circ=+0{,}79\\ \mathrm{V}
\mathrm{Sn}^{2+}(\mathrm{aq})+2\mathrm{e}^{-}\rightarrow \mathrm{Sn}(\mathrm{s}),\quad E^\circ=-0{,}14\\ \mathrm{V}
\mathrm{Ni}^{2+}(\mathrm{aq})+2\mathrm{e}^{-}\rightarrow \mathrm{Ni}(\mathrm{s}),\quad E^\circ=-0{,}25\\ \mathrm{V}
\mathrm{Al}^{3+}(\mathrm{aq})+3\mathrm{e}^{-}\rightarrow \mathrm{Al}(\mathrm{s}),\quad E^\circ=-1{,}66\\ \mathrm{V}
As perguntas pedem, entre outros, quais espécies são agentes oxidantes ou redutores mais fortes/fracos e se certas reações ocorrem. Não começo a resolver ainda; só organizei os dados e o que é pedido.

Passo 2

Aula rápida e prática sobre como interpretar esses números (prometo ser curto e claro):
  • O número E^\circ dado é o potencial padrão de redução da semirreação escrita (ou seja, a tendência daquela espécie ganhar elétrons).
  • Uma espécie que tem maior E^\circ (mais positivo) tem maior tendência a ser reduzida — por isso é um agente oxidante mais forte (ela “puxa” elétrons).
  • Uma espécie com E^\circ menor (mais negativo) tem maior tendência a ser oxidada quando está na forma metálica — por isso o metal correspondente é um agente redutor mais forte (ele “doa” elétrons).
  • Para decidir se uma reação redox espontânea acontece entre duas semirreações, usamos o potencial de célula padrão:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}}áâ
onde E^\circ_{\text{cátodo}}á é o potencial de redução da meia‑reação que ocorre como redução (aquela com maior E^\circ em geral) e E^\circ_{\text{ânodo}}â é o potencial de redução da meia‑reação que ocorre no sentido inverso (oxidação). Se E^\circ_{\text{cel}}>0, a reação é espontânea sob condições padrão.
  • Observação prática: para saber se um metal M(\mathrm{s}) reduz um íon X^{n+}, monte a célula com redução em X^{n+} (potencial E^\circ_X) e oxidação em M (potencial de redução E^\circ_M); calcule E^\circ_{\text{cel}}=E^\circ_X - E^\circ_M. Se positivo, ocorre a redução de X^{n+} por M.

Passo 3

Ordenando as semirreações da maior para a menor tendência a serem reduzidas (maior para menor E^\circ):
\mathrm{Ce}^{4+}\\ (+1{,}61)>\mathrm{Ag}^{+}\\ (+0{,}80)>\mathrm{Hg}_{2}^{2+}\\ (+0{,}79)>\mathrm{Sn}^{2+}\\ (-0{,}14)>\mathrm{Ni}^{2+}\\ (-0{,}25)>\mathrm{Al}^{3+}\\ (-1{,}66).
Agora uso isso para responder (a)–(d) com a explicação curta:
  • Agente oxidante é a espécie que é reduzida; o mais fraco é o que tem menor E^\circ. Portanto o agente oxidante mais fraco é \mathrm{Al^{3+}} (menor E^\circ=-1{,}66\\ \mathrm{V}).
  • Agente oxidante mais forte é o que tem maior E^\circ: \mathrm{Ce^{4+}} ( +1{,}61\\ \mathrm{V}).
  • Agente redutor é o metal (forma reduzida) que tende a ceder elétrons; o mais forte é o metal cuja meia‑reação de redução tem o menor E^\circ (pois seu metal se oxida facilmente). Assim o agente redutor mais forte é \mathrm{Al(s)} (porque \mathrm{Al^{3+}} tem E^\circ=-1{,}66\\ \mathrm{V}).
  • Agente redutor mais fraco é o metal cuja meia‑reação de redução tem maior E^\circ (menos disposto a oxidar). Entre os metais da tabela, o maior E^\circ é de \mathrm{Ag^+} ( +0{,}80\\ \mathrm{V}), portanto o metal redutor mais fraco é \mathrm{Ag(s)}.

Passo 4

Item (e): Ver se \mathrm{Sn(s)} reduzirá \mathrm{Ag^+(aq)}.
Escrevo a reação global esperada e balanceada (cada prata recebe 1 e precisamos de 2 elétrons para o estanho):
\mathrm{Sn(s)} + 2\mathrm{Ag^+(aq)} \rightarrow \mathrm{Sn^{2+}(aq)} + 2\mathrm{Ag(s)}.
Agora calculo E^\circ_{\text{cel}}. A redução no cátodo é \mathrm{Ag^+} + \mathrm{e^-}\rightarrow\mathrm{Ag} com E^\circ_{\text{cátodo}}=+0{,}80\\ \mathrm{V}á. A oxidação no ânodo é a inversa da redução \mathrm{Sn^{2+}} + 2\mathrm{e^-}\rightarrow\mathrm{Sn} (que tem E^\circ=-0{,}14\\ \mathrm{V} como redução), então uso a fórmula padrão:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}} = +0{,}80 - (-0{,}14) = +0{,}94\\ \mathrm{V}.áâ
Como E^\circ_{\text{cel}}>0, a reação é espontânea nas condições padrão. Conclusão: sim, \mathrm{Sn(s)} reduzirá \mathrm{Ag^+(aq)} a \mathrm{Ag(s)}.

Passo 5

Item (f): Ver se \mathrm{Hg(l)} reduzirá \mathrm{Sn^{2+}(aq)}.
Escrevo a reação tentativa (seria oxidação do Hg e redução do \mathrm{Sn^{2+}}):
2\mathrm{Hg(l)} + \mathrm{Sn^{2+}(aq)} \rightarrow \mathrm{Hg}_{2}^{2+}(\mathrm{aq}) + \mathrm{Sn(s)}.
(Usei coeficiente 2 porque \mathrm{Hg_{2}^{2+}}+2\mathrm{e^-}\rightarrow 2\mathrm{Hg(l)}.)
Agora calcule E^\circ_{\text{cel}}. A redução no cátodo seria \mathrm{Sn^{2+}} + 2\mathrm{e^-}\rightarrow \mathrm{Sn} com E^\circ_{\text{cátodo}}=-0{,}14\\ \mathrm{V}á. A oxidação no ânodo é a inversa de \mathrm{Hg_{2}^{2+}}+2\mathrm{e^-}\rightarrow 2\mathrm{Hg} cujo E^\circ=+0{,}79\\ \mathrm{V} para redução. Assim
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}} = -0{,}14 - (+0{,}79) = -0{,}93\\ \mathrm{V}.áâ
Como E^\circ_{\text{cel}}<0, a reação não é espontânea nas condições padrão. Conclusão: não, \mathrm{Hg(l)} não reduzirá \mathrm{Sn^{2+}(aq)} a \mathrm{Sn(s)}.

Passo 6

Item (g): Quais íons da tabela podem ser reduzidos por \mathrm{Sn(s)}?
Condição para que \mathrm{Sn(s)} reduza um íon X^{n+} é E^\circ_{X} > E^\circ_{\mathrm{Sn^{2+}}} (porque E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_X - E^\circ_{\mathrm{Sn^{2+}}}). Como E^\circ_{\mathrm{Sn^{2+}}}=-0{,}14\\ \mathrm{V}, comparo cada E^\circ da tabela:
  • \mathrm{Ce^{4+}}: +1{,}61 > -0{,}14 → reduzível por \mathrm{Sn(s)}.
  • \mathrm{Ag^{+}}: +0{,}80 > -0{,}14 → reduzível.
  • \mathrm{Hg_{2}^{2+}}: +0{,}79 > -0{,}14 → reduzível.
  • \mathrm{Ni^{2+}}: -0{,}25 < -0{,}14 → não reduzível por \mathrm{Sn(s)}.
  • \mathrm{Al^{3+}}: -1{,}66 < -0{,}14 → não reduzível por \mathrm{Sn(s)}.
Portanto \mathrm{Sn(s)} pode reduzir \mathrm{Ce^{4+}},\\ \mathrm{Ag^{+}} e \mathrm{Hg_{2}^{2+}}.

Passo 7

Item (h): Quais metais podem ser oxidados por \mathrm{Ag^{+}(aq)}?
Aqui \mathrm{Ag^+} é o agente oxidante (ele vai se reduzir). Um metal M será oxidado por \mathrm{Ag^+} se E^\circ_{\mathrm{Ag^+}} > E^\circ_{M^{n+}} (isto é, a redução de \mathrm{Ag^+} tem maior potencial que a redução do íon do metal). Como E^\circ_{\mathrm{Ag^+}}=+0{,}80\\ \mathrm{V}, comparo:
  • \mathrm{Hg_{2}^{2+}}: +0{,}79 < +0{,}80 E^\circ_{\text{cel}}=+0{,}80-+0{,}79=+0{,}01\\ \mathrm{V}, ligeiramente positivo. Termodinâmica: sim, \mathrm{Ag^+} pode oxidar \mathrm{Hg(l)} (potencial positivo porém muito pequeno).
  • \mathrm{Sn^{2+}}: -0{,}14 < +0{,}80 → sim, \mathrm{Ag^+} pode oxidar \mathrm{Sn(s)}.
  • \mathrm{Ni^{2+}}: -0{,}25 < +0{,}80 → sim, \mathrm{Ag^+} pode oxidar \mathrm{Ni(s)}.
  • \mathrm{Al^{3+}}: -1{,}66 < +0{,}80 → sim, \mathrm{Ag^+} pode oxidar \mathrm{Al(s)} termodinamicamente (potencial grande a favor).
  • \mathrm{Ce^{4+}}: +1{,}61 > +0{,}80 → não, \mathrm{Ag^+} não pode oxidar \mathrm{Ce(s)} (além disso a tabela não dá \mathrm{Ce(s)}, mas thermodinamicamente Ce^{4+} é muito forte oxidante).
Resumo: termodinamicamente \mathrm{Ag^+} pode oxidar \mathrm{Hg(l)} (ligeiramente), \mathrm{Sn(s)}, \mathrm{Ni(s)} e \mathrm{Al(s)}. Uma ressalva prática: embora termodinâmico possa indicar reação lenta ou precisando de condições (ex.: sobrepotencial para Hg), a pergunta pede justificativa termodinâmica, então usei E^\circ_{\text{cel}}.

Resposta

(a) \mathrm{Al^{3+}}
(b) \mathrm{Ce^{4+}}
(c) \mathrm{Al(s)}
(d) \mathrm{Ag(s)}
(e) Sim. E^\circ_{\text{cel}}=+0{,}80-(-0{,}14)=+0{,}94\\ \mathrm{V}>0, logo espontânea.
(f) Não. E^\circ_{\text{cel}}=-0{,}14-(+0{,}79)=-0{,}93\\ \mathrm{V}<0, logo não espontânea.
(g) \mathrm{Ce^{4+}},\\ \mathrm{Ag^{+}},\\ \mathrm{Hg_{2}^{2+}}
(h) \mathrm{Hg(l)},\\ \mathrm{Sn(s)},\\ \mathrm{Ni(s)},\\ \mathrm{Al(s)}

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