Usando a tabela de potenciais de redução, sugira reagentes químicos adequados para realizar as seguintes transformações e escreva as equações balanceadas para as reações:
redução do \mathrm{Ag}^{+}a \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}

Passo 1

O enunciado pede: realizar a redução de \mathrm{Ag}^{+} a \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} — ou seja, transformar o íon prata em prata metálica — sugerindo reagentes adequados e escrevendo as equações químicas balanceadas. Informação direta usada do enunciado: o íon inicial é \mathrm{Ag}^{+} e o produto desejado é \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}.
Além disso, vou usar valores-padrão de potenciais de redução (tabela de E^\circ) para decidir que reagentes podem reduzir \mathrm{Ag}^{+}. Não há figura nem outra tabela enviada pelo usuário; portanto, uso os valores-padrão usualmente encontrados em tabelas de eletroquímica.

Passo 2

O que é importante saber (explicação didática e prática para a prova):
  1. Conceito de meia-reação de redução e potencial padrão: a reação de redução da prata é
\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{e}^{-} \to \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}
e o seu potencial padrão de redução é aproximadamente \,E^\circ(\mathrm{Ag}^{+}/\mathrm{Ag}) = +0,80\\ \mathrm{V}. Aqui, E^\circ mede a tendência da meia-reação a ocorrer como redução (ganho de elétrons) em condições-padrão (1 mol·L^{-1}, 25 ºC).
  1. Como escolher um agente redutor: um agente redutor é a espécie que se oxida (perde elétrons). Para que a oxidação de um reagente X (na forma metálica ou reduzida) reduza \mathrm{Ag}^{+} espontaneamente em condições-padrão, é necessário que a diferença de potencial padrão da célula seja positiva. Se chamarmos:
  • catodo (redução): \mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{e}^{-} \to \mathrm{Ag} com E^\circ_{\text{red, cat}} = +0,80\\ \mathrm{V},
  • anodo (redução na tabela, mas ocorrerá invertido como oxidação no processo): meia-reação de redução do outro par com E^\circ_{\text{red, an}},
então o potencial padrão da célula é
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{red, cat}} - E^\circ_{\text{red, an}}.
Se E^\circ_{\text{cell}}>0, a reação espontânea (no sentido proposto) é favorecida.
  1. Regra prática simples: qualquer metal cuja meia-reação de redução tenha E^\circ menor (mais negativo ou numericamente menor) que +0,80\\ \mathrm{V} tende a se oxidar e, portanto, pode reduzir \mathrm{Ag}^{+} a \mathrm{Ag}. Também o par \mathrm{H}^{+}/\tfrac{1}{2}\mathrm{H}_2 (com E^\circ=0,00\\ \mathrm{V}) pode servir como referência: se E^\circ_{\text{red}}<+0,80, a espécie reduzida pode ser oxidada por \mathrm{Ag}^{+}.
  2. Valores usuais (usados abaixo):
\begin{aligned} &E^\circ(\mathrm{Ag}^{+}/\mathrm{Ag}) = +0,80\\ \mathrm{V},\\\ &E^\circ(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}) = +0,34\\ \mathrm{V},\\\ &E^\circ(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}) = -0,44\\ \mathrm{V},\\\ &E^\circ(\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn}) = -0,76\\ \mathrm{V},\\\ &E^\circ(\mathrm{Al}^{3+}/\mathrm{Al}) = -1,66\\ \mathrm{V},\\\ &E^\circ(\mathrm{H}^{+}/\tfrac{1}{2}\mathrm{H}_2) = 0,00\\ \mathrm{V}. \end{aligned}
Esses valores vêm de tabelas-padrão de potenciais de redução.

Passo 3

Agora vou mostrar passo a passo como montar reações práticas e balanceá‑las, usando alguns reagentes comuns (metais e hidrogênio). Para cada caso, escrevo as meias-reações, equalizo elétrons e monto a reação total; também calculo E^\circ_{\text{cell}} para mostrar que é espontânea.
Caso A — cobre metálico ( \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}) como redutor:
  1. Meia-reação de redução (cátodo, prata):
\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{e}^{-} \to \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}
  1. Meia-reação de redução para cobre (da tabela):
\mathrm{Cu}^{2+} + 2\mathrm{e}^{-} \to \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}\quad(E^\circ = +0,34\\ \mathrm{V}).
Na reação como redutor, o cobre metálico se oxida:
\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} \to \mathrm{Cu}^{2+} + 2\mathrm{e}^{-}.
  1. Equalizar elétrons: a prata precisa de 1 elétron; cobre fornece 2 elétrons. Multiplico a meia-reação da prata por 2:
2\mathrm{Ag}^{+} + 2\mathrm{e}^{-} \to 2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}.
  1. Somando as meias-reações (elétrons cancelam):
2\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} \to 2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Cu}^{2+}.
  1. Calcular E^\circ_{\text{cell}}:
E^\circ_{\text{cell}} = +0,80\\ \mathrm{V} - (+0,34\\ \mathrm{V}) = +0,46\\ \mathrm{V},
positivo → reação espontânea em condições-padrão. Esta é a clássica reação de deslocamento: cobre dissolve formando \mathrm{Cu}^{2+} e deposita prata metálica.
Caso B — zinco metálico ( \mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})}) como redutor:
  1. Meia-reação de oxidação do zinco (inversa da redução):
\mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})} \to \mathrm{Zn}^{2+} + 2\mathrm{e}^{-}\quad(E^\circ(\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn}) = -0,76\\ \mathrm{V}).
  1. Equalizando com a prata (multiplica-se a prata por 2 como antes) e somando:
2\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})} \to 2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Zn}^{2+}.
  1. E^\circ_{\text{cell}} = +0,80\\ \mathrm{V} - (-0,76\\ \mathrm{V}) = +1,56\\ \mathrm{V}, claramente espontânea.
Caso C — ferro metálico ( \mathrm{Fe}_{(\mathrm{s})}) como redutor:
  1. Oxidação do ferro:
\mathrm{Fe}_{(\mathrm{s})} \to \mathrm{Fe}^{2+} + 2\mathrm{e}^{-}\quad(E^\circ(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe})=-0,44\\ \mathrm{V}).
  1. Reação total (com 2 elétrons de balanço):
2\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{Fe}_{(\mathrm{s})} \to 2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Fe}^{2+}.
  1. E^\circ_{\text{cell}} = +0,80\\ \mathrm{V} - (-0,44\\ \mathrm{V}) = +1,24\\ \mathrm{V}, espontânea.
Caso D — alumínio metálico ( \mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}) como redutor:
  1. Oxidação do alumínio (forma \mathrm{Al}^{3+} + 3\mathrm{e}^{-}):
\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} \to \mathrm{Al}^{3+} + 3\mathrm{e}^{-}\quad(E^\circ(\mathrm{Al}^{3+}/\mathrm{Al})=-1,66\\ \mathrm{V}).
  1. A prata dá 1 elétron; preciso de 3 equivalentes de prata para equalizar elétrons:
3\big(\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{e}^{-} \to \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}\big) \Rightarrow 3\mathrm{Ag}^{+} + 3\mathrm{e}^{-} \to 3\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}.
  1. Somando:
3\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} \to 3\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Al}^{3+}.
  1. E^\circ_{\text{cell}} = +0,80\\ \mathrm{V} - (-1,66\\ \mathrm{V}) = +2,46\\ \mathrm{V}, muito espontâneo em teoria. (Obs.: na prática alumínio pode ter passivação por óxido.)
Caso E — hidrogênio gasoso como redutor (meio ácido):
  1. Meia-reação de oxidação do hidrogênio:
\mathrm{H}_2 \to 2\mathrm{H}^{+} + 2\mathrm{e}^{-}\quad(E^\circ(\mathrm{H}^{+}/\tfrac{1}{2}\mathrm{H}_2)=0,00\\ \mathrm{V}).
  1. Igualando elétrons com prata (multiplicar prata por 2):
2\mathrm{Ag}^{+} + 2\mathrm{e}^{-} \to 2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}.
  1. Soma:
2\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{H}_2 \to 2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{H}^{+}.
  1. E^\circ_{\text{cell}} = +0,80\\ \mathrm{V} - 0,00\\ \mathrm{V} = +0,80\\ \mathrm{V}, espontânea em solução ácida (onde há \mathrm{H}^{+}).
Em todos os casos acima eu mostrei como equalizar elétrons (multiplicando meias-reações quando necessário) e somei as meias-reações para obter a equação global balanceada.

Passo 4

Observações práticas e dicas para a prova (o que pode aparecer como pegadinha):
  • Todos os cálculos de E^\circ_{\text{cell}} assumem condições padrão: concentrações 1 mol·L^{-1} e 25 ºC. Em concentrações diferentes a espontaneidade pode mudar (Nernst).
  • Em soluções contendo ânions que formam sais pouco solúveis com \mathrm{Ag}^{+} (por exemplo \mathrm{Cl}^{-}), a prata pode precipitar como \mathrm{AgCl}_{(\mathrm{s})} em vez de depositar como metal livre — isso impede a observação do metal brilhante. Então cuidado com o meio.
  • Alguns metais muito reativos (como \mathrm{Al}) formam película de óxido que inibe a reação inicialmente; eletrólise ou remoção da película pode ser necessária na prática.
  • Em provas, é comum pedir só um reagente e a equação global; siga o método: escreva meias-reações, equalize elétrons, some e calcule E^\circ_{\text{cell}} para justificar espontaneidade.

Resposta

2\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} \to 2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Cu}^{2+}
2\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})} \to 2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Zn}^{2+}
2\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{Fe}_{(\mathrm{s})} \to 2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Fe}^{2+}
3\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} \to 3\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{Al}^{3+}
2\mathrm{Ag}^{+} + \mathrm{H}_2 \to 2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{H}^{+}

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