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
a
redução do
Passo 1
O enunciado pede: realizar a redução de
a
— 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
e o produto desejado é
.
Além disso, vou usar valores-padrão de potenciais de redução (tabela de
) para decidir que reagentes podem reduzir
. 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):
- Conceito de meia-reação de redução e potencial padrão: a reação de redução da prata é
e o seu potencial padrão de redução é aproximadamente
. Aqui,
mede a tendência da meia-reação a ocorrer como redução (ganho de elétrons) em condições-padrão (1 mol·L^{-1}, 25 ºC).
- Como escolher um agente redutor: um agente redutor é a espécie que se oxida (perde elétrons). Para que a oxidação de um reagente
(na forma metálica ou reduzida) reduza espontaneamente em condições-padrão, é necessário que a diferença de potencial padrão da célula seja positiva. Se chamarmos:
- catodo (redução):
com , - anodo (redução na tabela, mas ocorrerá invertido como oxidação no processo): meia-reação de redução do outro par com
,
então o potencial padrão da célula é
Se
, a reação espontânea (no sentido proposto) é favorecida.
-
Regra prática simples: qualquer metal cuja meia-reação de redução tenha
menor (mais negativo ou numericamente menor) que tende a se oxidar e, portanto, pode reduzir a . Também o par (com ) pode servir como referência: se , a espécie reduzida pode ser oxidada por . -
Valores usuais (usados abaixo):
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
para mostrar que é espontânea.
Caso A — cobre metálico (
) como redutor:
- Meia-reação de redução (cátodo, prata):
- Meia-reação de redução para cobre (da tabela):
Na reação como redutor, o cobre metálico se oxida:
- Equalizar elétrons: a prata precisa de 1 elétron; cobre fornece 2 elétrons. Multiplico a meia-reação da prata por 2:
- Somando as meias-reações (elétrons cancelam):
- Calcular
:
positivo → reação espontânea em condições-padrão. Esta é a clássica reação de deslocamento: cobre dissolve formando
e deposita prata metálica.
Caso B — zinco metálico (
) como redutor:
- Meia-reação de oxidação do zinco (inversa da redução):
- Equalizando com a prata (multiplica-se a prata por 2 como antes) e somando:
-
, claramente espontânea.
Caso C — ferro metálico (
) como redutor:
- Oxidação do ferro:
- Reação total (com 2 elétrons de balanço):
-
, espontânea.
Caso D — alumínio metálico (
) como redutor:
- Oxidação do alumínio (forma
):
- A prata dá 1 elétron; preciso de 3 equivalentes de prata para equalizar elétrons:
- Somando:
-
, muito espontâneo em teoria. (Obs.: na prática alumínio pode ter passivação por óxido.)
Caso E — hidrogênio gasoso como redutor (meio ácido):
- Meia-reação de oxidação do hidrogênio:
- Igualando elétrons com prata (multiplicar prata por 2):
- Soma:
-
, espontânea em solução ácida (onde há ).
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
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
(por exemplo ), a prata pode precipitar como em vez de depositar como metal livre — isso impede a observação do metal brilhante. Então cuidado com o meio. - Alguns metais muito reativos (como
) 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
para justificar espontaneidade.