Pergunta #138dd

Bem, vou abordar um conceito central encontrado nas perguntas $8 - 12$ $8 - 12$ , mas não posso responder diretamente às seis perguntas. Vou responder a pergunta $7$ $7$ .

$7)$ $7)$

${Ag}_{2} O (a q) + Zn (s) \to 2 A g (s) + Z n O (a q)$ $"Ag"_2"O"(aq) + "Zn"(s) -> "2"Ag"(s) + "ZnO"(aq)$

A bateria também é uma célula galvânica, onde o zinco é oxidado a partir de $0$ $0$ para $+ 2$ $+2$ e prata é reduzida de $+ 1$ $+1$ para $0$ $0$ . em células galvânicas, cátodo = $(+)$ $(+)$ , ânodo = $(-)$ $(-)$ .

$(a)$ $(a)$ não está correto, porque ${Ag}_{2} O$ $"Ag"_2"O"$ é um reagente ... os reagentes são consumidos, e você deve saber disso pela definição de um reagente.
$(b)$ $(b)$ não está correto, por duas razões. ${Ag}_{2} O$ $"Ag"_2"O"$ é aquoso e, portanto, não é um ânodo, um sólido. Além disso, $Zn$ $"Zn"$ fica oxidado de $0 Zn$ $stackrel(0)"Zn"$ para $+ 2 Zn$ $stackrel(+2)"Zn"$ in $ZnO$ $"ZnO"$ .

Hence, $Zn$ $"Zn"$ is the anode, OUT of which electrons flow to get TO the positive terminal and reduce the aqueous ${Ag}_{2} O$ $"Ag"_2"O"$ to increase $Ag (s)$ $"Ag"(s)$ mass at the cathode.

$(c)$ $(c)$ Acabamos de dizer o contrário ... Elétrons fluem LONGE do zinco, então $Zn$ $"Zn"$ fica oxidado, não reduzido. Portanto, isso está incorreto.
$(d)$ $bb((d))$ está correto, pois o ânodo é a fonte dos elétrons redutores.

Além disso...

Você deve poder ler uma tabela de potencial de redução padrão, não diferente desta:

E é obrigatório que você receba uma tabela como essa em qualquer exame de química em que essas perguntas sejam feitas. Ou, você deve descobrir onde está o seu livro.

Qualquer uma dessas conclusões pode ser feita observando os lados esquerdo e direito da tabela:

Qualquer reagente que seja superior na tabela de potencial de redução padrão é mais facilmente reduzido e assim um melhor agente oxidante.
Qualquer reagente que seja diminuir na tabela de potencial de redução padrão é mais facilmente oxidado e assim um melhor agente redutor.

E algumas regras gerais:

Um cátion geralmente não será mais oxidado (com uma exceção sendo ${Fe}^{2 +} \to {Fe}^{3 +}$ $"Fe"^(2+) -> "Fe"^(3+)$ , entre outros).
Um íon poliatômico à base de oxigênio ( ${MnO}_{4}^{-}$ $"MnO"_4^(-)$ , ${CrO}_{4}^{2 -}$ $"CrO"_4^(2-)$ , etc.) provavelmente não serão oxidados, mas prefeririam ser um agente oxidante.
Uma reação de redução da tabela acima, quando revertida, reverterá o sinal de $E^{\circ}$ $E^@$ para a meia reação.
Uma reação espontânea tem $E_{c e l l}^{\circ} > 0$ $E_(cell)^@ > 0$ , Onde $E_{c e l l}^{\circ} = E_{r e d}^{\circ} + E_{o x}^{\circ}$ $E_(cell)^@ = E_(red)^@ + E_(o x)^@$ .