Na tabela de potenciais padrão de redução, localize as semi-reações para as reduções dos seguintes ions metálicos ao metal: Sn^2+(aq), Au^+(aq), Zn^2+(aq), Co^2+(aq), Ag^+(aq), Cu^2+(aq). Dentre os íons metálicos e metais que fazem parte das semi-reações:
(a) Qual íon metálico é o agente redutor mais fraco?
(b) Qual íon metálico é o agente oxidante mais forte?
© Sn(s) reduzirá Cu^2+(aq) a Cu(s)?
(d) Ag(s) reduzirá Co^2+(aq) a Co(s)?

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! A questão pede para a gente usar a tabela de potenciais padrão de redução para encontrar as semi-reações de redução de alguns íons metálicos a seus respectivos metais. Depois, vamos responder algumas perguntas sobre quais são os agentes redutores e oxidantes mais fortes, e se certos metais podem reduzir outros íons metálicos. Para isso, vamos precisar entender o que são potenciais de redução e como eles nos ajudam a determinar a força de agentes redutores e oxidantes.

Passo 2

Primeiro, vamos listar as semi-reações de redução para cada um dos íons metálicos mencionados:
  1. Sn²⁺ + 2e⁻ → Sn(s)
  2. Au⁺ + e⁻ → Au(s)
  3. Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn(s)
  4. Co²⁺ + 2e⁻ → Co(s)
  5. Ag⁺ + e⁻ → Ag(s)
  6. Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s)
Essas são as reações onde cada íon metálico ganha elétrons para se tornar o metal correspondente.

Passo 3

Agora, vamos lembrar que o potencial padrão de redução (E°) nos diz a tendência de um íon metálico em ganhar elétrons e se reduzir a metal. Quanto maior o valor de E°, mais forte é o agente oxidante, ou seja, mais ele tende a aceitar elétrons. Por outro lado, os agentes redutores perdem elétrons e reduzem outras substâncias; quanto menor o E°, mais forte o agente redutor.

Passo 4

Vamos supor que temos os seguintes valores de E° para as reações de redução (em volts):
  • Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn(s)  E° = -0,76 V
  • Sn²⁺ + 2e⁻ → Sn(s)  E° = -0,14 V
  • Co²⁺ + 2e⁻ → Co(s)  E° = -0,28 V
  • Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s)  E° = +0,34 V
  • Ag⁺ + e⁻ → Ag(s)  E° = +0,80 V
  • Au⁺ + e⁻ → Au(s)  E° = +1,50 V
Esses valores nos ajudarão a comparar a força dos agentes redutores e oxidantes.

Passo 5

Vamos responder a parte (a): Qual íon metálico é o agente redutor mais fraco?
O agente redutor mais fraco é aquele que tem o menor potencial de redução, ou seja, mais negativo. Observando os valores:
  • Zn²⁺: -0,76 V
  • Sn²⁺: -0,14 V
  • Co²⁺: -0,28 V
  • Cu²⁺: +0,34 V
  • Ag⁺: +0,80 V
  • Au⁺: +1,50 V
O Zn²⁺ tem o menor potencial (mais negativo), então o íon Zn²⁺ é o agente redutor mais fraco.

Passo 6

Agora, vamos para a parte (b): Qual íon metálico é o agente oxidante mais forte?
O agente oxidante mais forte é aquele com o maior potencial de redução, ou seja, mais positivo. Observando novamente os valores:
  • Au⁺: +1,50 V
O Au⁺ tem o maior potencial de redução, portanto, é o agente oxidante mais forte.

Passo 7

Vamos responder a parte ©: Sn(s) reduzirá Cu²⁺(aq) a Cu(s)?
Para saber se Sn pode reduzir Cu²⁺, comparamos os potenciais de redução:
  • Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) E° = +0,34 V
  • Sn²⁺ + 2e⁻ → Sn(s) E° = -0,14 V
A reação de redução mais positiva irá ocorrer como redução, e a mais negativa como oxidação. Assim, Sn(s) será oxidado:
Sn(s) → Sn²⁺ + 2e⁻ E° = +0,14 V (inverter o sinal)
E Cu²⁺ será reduzido:
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) E° = +0,34 V
Como E°_{redução de Cu²⁺} > E°_{oxidação de Sn}, a reação ocorrerá espontaneamente. Ou seja, Sn(s) reduzirá Cu²⁺(aq) a Cu(s).

Passo 8

Finalmente, a parte (d): Ag(s) reduzirá Co²⁺(aq) a Co(s)?
Vamos comparar os potenciais:
  • Co²⁺ + 2e⁻ → Co(s) E° = -0,28 V
  • Ag⁺ + e⁻ → Ag(s) E° = +0,80 V
A Ag será oxidada:
Ag(s) → Ag⁺ + e⁻ E° = -0,80 V
E o Co²⁺ será reduzido:
Co²⁺ + 2e⁻ → Co(s) E° = -0,28 V
Aqui, E°_{redução de Co²⁺} > E°_{oxidação de Ag}, o que significa que a reação não ocorrerá espontaneamente. Portanto, Ag(s) não reduzirá Co²⁺(aq) a Co(s).

Resposta

(a) O íon metálico Zn²⁺ é o agente redutor mais fraco.
(b) O íon metálico Au⁺ é o agente oxidante mais forte.
© Sim, Sn(s) reduzirá Cu²⁺(aq) a Cu(s).
(d) Não, Ag(s) não reduzirá Co²⁺(aq) a Co(s).

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