Que aconteceria se adicionamos um pedaço de cobre metálico ao ácido clorídrico 1M. Que acontecerá se adicionamos Níquel metálico ao ácido? Dados: \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{Cu}(\mathrm{II}) / \mathrm{Cu}]=0,34 \mathrm{~V} ; \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{Ni}(\mathrm{II}) / \mathrm{Ni}]=-0,25 \mathrm{~V}

Passo 1

O enunciado pede: ao adicionar um pedaço de metal (primeiro cobre, depois níquel) a uma solução de ácido clorídrico 1\\ \mathrm{M}, o que vai acontecer? Em particular, queremos saber se o metal é oxidado pelo ácido (isto é, se o metal se dissolve formando íons e liberando \mathrm{H}_2) ou se não ocorre reação apreciável. \n
As informações dadas são: \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}] = 0,34\\ \mathrm{V} e \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{Ni}^{2+}/\mathrm{Ni}] = -0,25\\ \mathrm{V}. \n
Dados que vamos usar (valores padrão conhecidos): potencial padrão da meia-reação \mathrm{2H^+ + 2e^- \to H_2} é \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{H^+}/\mathrm{H_2}] = 0\\ \mathrm{V}. \n
O que precisamos responder para cada metal: (1) a reação \mathrm{M} + 2\mathrm{H^+} \to \mathrm{M^{2+}} + \mathrm{H_2} é espontânea em condições padrão aproximadas? (2) se for, quais são os produtos práticos na solução?

Passo 2

Estratégia e conceito básico (explicado passo a passo, sem pular etapas). \n
Quando um metal M pode ser oxidado por \mathrm{H^+} produzindo \mathrm{H_2}, a meia-reação global é
\mathrm{M} + 2\mathrm{H^+} \to \mathrm{M^{2+}} + \mathrm{H_2}.
Para decidir se isto é espontâneo em condições padrão usamos o potencial padrão da célula \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell}. A regra prática é: escolher qual meia-reação será redução (cátodo) e qual será oxidação (ânodo), e calcular
\Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} = \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{(redução)} - \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{(oxidação)}.çãçã
No nosso caso a redução (se ocorrer) é \mathrm{2H^+ + 2e^- \to H_2} com \Delta \varepsilon^{\circ}=0\\ \mathrm{V}. A oxidação hipotética é \mathrm{M \to M^{2+} + 2e^-}; o potencial padrão dado no enunciado é para a redução oposta \mathrm{M^{2+} + 2e^- \to M}, que chamaremos de \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{M^{2+}}/\mathrm{M}]. \n
Assim, para a reação metal + ácido:
\Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} = \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{H^+}/\mathrm{H_2}] - \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{M^{2+}}/\mathrm{M}] = 0 - \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{M^{2+}}/\mathrm{M}].
Interpretação do sinal:
  • Se \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} > 0 então a reação global é espontânea (a favor dos produtos) sob condições padrão.
  • Se \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} < 0 então a reação global não é espontânea (favor dos reagentes) sob condições padrão. \n
    Também podemos quantificar a posição de equilíbrio ligando \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} à constante de equilíbrio K pela relação (à temperatura 25^\circ\mathrm{C}):
\Delta G^\circ = -n F \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell},\qquad \Delta G^\circ = -RT\ln K,
o que dá
\ln K = \frac{n F \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell}}{R T}.
Na prática usamos a versão em log10 e a constante empírica:
\log_{10}K = \frac{n\\ \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell}}{0,05916},
onde n é o número de elétrons trocados (aqui n=2), e 0,05916\\ \mathrm{V} é \dfrac{RT}{F}\ln 10 a 25^\circ\mathrm{C}. Isso nos dá uma ideia numérica de quão favorável é a reação.

Passo 3

Aplicando ao cobre: cálculo do potencial de célula. \n
O dado é \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{Cu^{2+}}/\mathrm{Cu}] = 0,34\\ \mathrm{V}. Então
\Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} = 0 - 0,34 = -0,34\\ \mathrm{V}.
Como \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} é negativo, a reação
\mathrm{Cu} + 2\mathrm{H^+} \to \mathrm{Cu^{2+}} + \mathrm{H_2}
não é espontânea em condições padrão. Na prática isso significa que um pedaço de cobre metálico colocado em \mathrm{HCl}\\\ 1\\ \mathrm{M} não se dissolve liberando \mathrm{H_2} de modo apreciável — você não verá bolhas de hidrogênio por reação direta do ácido com o cobre. \n
Observação prática e empática: isso explica por que metais nobres como o cobre não são atacados por ácidos não oxidantes comuns — é preciso um agente oxidante mais forte (por exemplo \mathrm{HNO_3} ou cloração/oxigênio em determinadas condições) para oxidar o cobre.

Passo 4

Quantificando quão desfavorável é a reação do cobre (usar Nernst/energia). \n
Usamos a relação para K com n=2 e \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} = -0,34\\ \mathrm{V}:
\log_{10}K = \frac{2\cdot(-0,34)}{0,05916} \approx \frac{-0,68}{0,05916} \approx -11{,}5.
Portanto
K \approx 10^{-11{,}5} \approx 3\times 10^{-12}.
Interpretação: o equilíbrio está fortemente deslocado para os reagentes (metal sólido + \mathrm{H^+}), então praticamente nada de \mathrm{Cu^{2+}} é formado por essa rota. Isso confirma a conclusão qualitativa do passo anterior. (Respira fundo — cobre é resistente ao HCl simples.)

Passo 5

Aplicando ao níquel: cálculo do potencial de célula. \n
O dado é \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{Ni^{2+}}/\mathrm{Ni}] = -0,25\\ \mathrm{V}. Então
\Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} = 0 - (-0,25) = +0,25\\ \mathrm{V}.
Como \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} é positivo, a reação
\mathrm{Ni} + 2\mathrm{H^+} \to \mathrm{Ni^{2+}} + \mathrm{H_2}
é espontânea em condições padrão. Na prática, ao colocar um pedaço de níquel em \mathrm{HCl}\\\ 1\\ \mathrm{M} deve ocorrer corrosão/ataque: o níquel é oxidado a \mathrm{Ni^{2+}} que ficará em solução como \mathrm{NiCl_2}, e você verá formação de bolhas de \mathrm{H_2} (gás hidrogênio).

Passo 6

Quantificando quão favorável é a reação do níquel (usar Nernst/energia). \n
Usando n=2 e \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} = +0,25\\ \mathrm{V}:
\log_{10}K = \frac{2\cdot 0,25}{0,05916} \approx \frac{0,50}{0,05916} \approx 8{,}45.
Então
K \approx 10^{8{,}45} \approx 2{,}8\times 10^{8}.
Interpretação: equilíbrio fortemente a favor dos produtos — uma quantidade significativa de \mathrm{Ni^{2+}} será formada e \mathrm{H_2} liberado. Em soluções práticas você verá reações ocorrendo de forma perceptível.

Passo 7

Comentários práticos e limitações (o que pode afetar o que acontece no laboratório). \n
  • A análise acima usa potenciais padrão (condições próximas a 1 M). Como a solução do enunciado é 1\\ \mathrm{M} de \mathrm{HCl}, a aproximação padrão é razoável. \n
  • A cinética (velocidade) da reação pode variar: mesmo que uma reação seja termodinamicamente favorável, ela pode ser lenta se houver filme passivante sobre o metal. Para o níquel a reação costuma ocorrer visivelmente; para alguns metais mesmo termodinamicamente favoráveis a oxidação pode ser lenta. \n
  • Para o cobre: se houver um agente oxidante adicional (por exemplo \mathrm{O_2} dissolvido sob certas condições, cloração, ou ácido nítrico) então o cobre pode ser oxidado. Mas com \mathrm{HCl} não oxidante puro, cobre é resistente. \n
  • Produtos esperados: para níquel a solução ficará contendo \mathrm{Ni^{2+}} (na prática como \mathrm{NiCl_2(aq)}, que tem coloração esverdeada/azulada clara dependendo da concentração) e liberará \mathrm{H_2(g)}. Para cobre não há formação apreciável de \mathrm{Cu^{2+}} por essa rota.

Passo 8

Resumo final consolidado (para você decorar e usar na prova): \n
  • Calcule \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} = 0 - \Delta \varepsilon^{\circ}[\mathrm{M^{2+}}/\mathrm{M}].\n
  • Se o resultado for positivo → metal é oxidado por \mathrm{H^+} (reage, formando M^{2+} e \mathrm{H_2}).\n
  • Se for negativo → não reage de forma apreciável com \mathrm{HCl} (não forma \mathrm{H_2}).\n
    Pratique esse raciocínio rápido na prova: verifique o sinal do potencial do metal e compare com 0\\ \mathrm{V} (hidrogênio). Você tá indo bem — isso é exatamente o tipo de coisa que aparece em prova e que dá para resolver rapidinho.

Resposta

Cobre: não reage de forma apreciável com \mathrm{HCl}\\\ 1\\ \mathrm{M}; não há liberação de \mathrm{H_2} ( \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} = -0,34\\ \mathrm{V}; K\approx 3\times 10^{-12}).\n
Níquel: reage com \mathrm{HCl}\\\ 1\\ \mathrm{M}, formando \mathrm{NiCl_2(aq)} e liberando \mathrm{H_2(g)} ( \Delta \varepsilon^{\circ}_\text{cell} = +0,25\\ \mathrm{V}; K\approx 2{,}8\times 10^{8}).

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