Considere as semi-reações dadas na tabela:
Semi-reação E^circ / V
Cu^2+(aq)+2 e^- Cu(s) +0,34
Sn^2+(aq)+2 e^- Sn(s) -0,14
Fe^2+(aq)+2 e^- Fe(s) -0,44
Zn^2+(aq)+2 e^- Zn(s) -0,76
Al^3+(aq)+3 e^- Al(s) -1,66
(a) Com base nos valores de E^circ, qual é o metal oxidado mais facilmente?
(b) Que metais nessa lista são capazes de reduzir Fe^2+ (aq) a Fe(s)?
© Escreva uma equação química balanceada para a reação entre Fe^2+(aq) e Sn(s). Essa reação é produto-favorecida ou reagente-favorecida?
(d) Escreva uma equação química balanceada para a reação entre Zn^2+(aq) e Sn(s). Essa reação é produto-favorecida ou reagente-favorecida?

Passo 1

Beleza, vamos dar uma olhada nesse exercício de química que trata de semi-reações e potenciais padrão de redução ( E^circ). A gente vai precisar entender como identificar qual metal é mais fácil de oxidar e como determinar quais metais podem reduzir outros íons metálicos. Vamos resolver as partes (a) a (d) passo a passo.

Passo 2

Parte (a): Qual é o metal oxidado mais facilmente?
Primeiro, precisamos lembrar que o potencial de redução ( E^circ) nos diz quão fácil um íon metálico ganha elétrons para se tornar metal sólido. Quanto mais positivo esse valor, mais fácil é para o íon ganhar elétrons (ou seja, ser reduzido).
Para descobrir qual metal é oxidado mais facilmente, a gente olha para o potencial de redução inverso, porque oxidar um metal significa que ele perde elétrons. Então, o metal com o potencial de redução mais negativo será o mais fácil de oxidar.

Passo 3

Observando a tabela:
  • Cu^2+: +0,34 V
  • Sn^2+: -0,14 V
  • Fe^2+: -0,44 V
  • Zn^2+: -0,76 V
  • Al^3+: -1,66 V
O Al^3+ tem o potencial mais negativo, então o alumínio ( Al) é o metal que mais facilmente se oxida.

Passo 4

Parte (b): Que metais nessa lista são capazes de reduzir Fe^2+ a Fe(s)?
Reduzir Fe^2+ significa que outro metal está sendo oxidado no processo. Para isso, o metal que vai reduzir precisa ter um potencial de redução menor (mais negativo) que o Fe^2+ ( -0,44 V).
Os metais na lista com E^circ menor que -0,44 V são:
  • Zn^2+: -0,76 V
  • Al^3+: -1,66 V
Então, o zinco ( Zn) e o alumínio ( Al) podem reduzir Fe^2+ a Fe(s).

Passo 5

Parte ©: Equação química balanceada para a reação entre Fe^2+ e Sn(s). É produto-favorecida ou reagente-favorecida?
Primeiro, identificamos as semi-reações:
  • Fe^2+ + 2e^- Fe(s); E^circ = -0,44 V
  • Sn^2+ + 2e^- Sn(s); E^circ = -0,14 V
Para uma reação completa, precisamos que um agente oxidante ganhe elétrons enquanto o outro perde. Comparando os potenciais, Fe^2+ tem um potencial menor que Sn^2+, então o Fe^2+ será reduzido e o Sn será oxidado.
A equação balanceada:
Fe^2+(aq) + Sn(s) Fe(s) + Sn^2+(aq)
Como o potencial da reação global é positivo ( E^circtotal = E^circredução Fe - E^circredução Sn = -0,44 - (-0,14) = -0,30çãçã V), a reação não é favorecida em condições padrão.

Passo 6

Parte (d): Equação química balanceada para a reação entre Zn^2+ e Sn(s). É produto-favorecida ou reagente-favorecida?
Semi-reações:
  • Zn^2+ + 2e^- Zn(s); E^circ = -0,76 V
  • Sn^2+ + 2e^- Sn(s); E^circ = -0,14 V
Aqui, Zn^2+ tem um potencial menor que Sn^2+, então Zn^2+ será reduzido e Sn será oxidado.
Equação balanceada:
Zn^2+(aq) + Sn(s) Zn(s) + Sn^2+(aq)
Calculando o potencial total:
E^circtotal = E^circredução Zn - E^circredução Sn = -0,76 - (-0,14) = -0,62çãçã V
Como o valor é negativo, a reação não é favorecida em condições padrão.

Resposta

(a) O alumínio ( Al) é o metal que mais facilmente se oxida.
(b) Os metais capazes de reduzir Fe^2+ são o zinco ( Zn) e o alumínio ( Al).
© A equação balanceada é Fe^2+(aq) + Sn(s) Fe(s) + Sn^2+(aq). A reação é reagente-favorecida.
(d) A equação balanceada é Zn^2+(aq) + Sn(s) Zn(s) + Sn^2+(aq). A reação é reagente-favorecida.

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