23. (Fuvest) Considere os seguintes potenciais padrões de redução:
Semi-reação Potencial(volt)
Ce4 +1e- --> Ce3 1,61
Sn4 + 2e- ---->Sn2 0,15
a) Representar a reação que ocorre numa solução aquosa que contenha essas espécies químicas, no estado padrão. b) Na reação representada, indicar a espécie que age como oxidante e a que age como redutora.
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Boa tarde. Inicialmente temos que pensar que precisamos somar essas duas reações e anular esses elétrons que estão nas equações. Desta forma, inicialmente temos que multiplicar a equação Ce4+ +1e- --> Ce3+ por dois para que ele se iguale ao número de elétrons da equação Sn4+ + 2e- ---->Sn2+, resultando em 2Ce4+ +2e- --> 2Ce3+. Para cortar o número de elétrons é necessário inverter uma das equações, mas como fazer isso? Sabemos que quanto maior o potencial, mais espontânea é a reação. Assim, invertemos a menos espontânea, sendo a reação contendo Sn. Assim:
2Ce4+ +2e- --> 2Ce3+ mais Sn2+ ----> Sn4++ 2e-, temos como resultado Sn2++ 2Ce4+ ----> Sn4+ + 2Ce3+
b) O redutor é o Sn2+, pois ele aumenta seu nox para 4+, indicando que perdeu dois elétrons e reduziu o 2Ce4+. O oxidante é o 2Ce4+ pois reduz pelo ganho de 1 elétrons e oxida o Sn2+
Obrigada pela atenção
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Boa tarde! Como o potencial padrão do Ce é maior que o do Sn, a reação de redução que ocorre é com ele.
Logo:
Ce4+ +1e- --> Ce3
Sn2+ ----> Sn4+ + 2e-
Multiplicando a reação de cima por 2, para balancear os elétrons, temos:
2Ce4+ +2e- --> 2Ce3+
Sn2+ ----> Sn4+ + 2e-
-------------------------------
Reação global: 2Ce4+ Sn2+ --> 2Ce3+ +Sn4+
b)Como o Ce4+sofre redução, ele é a espécie oxidante; já o Sn2+, como sofre oxidação, é a espécie redutora.
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