Análise as situações a seguir e informe se, em cada uma delas, haverá corrosão eletroquímica ou não, explique o motivo.
Armazenar em recipientes de cobre soluções que contenham íons de \mathrm{Cd}^{2+}.

Passo 1

O enunciado pede para avaliar se, ao armazenar em recipientes de cobre soluções que contenham íons de \mathrm{Cd}^{2+}, haverá corrosão eletroquímica do cobre ou não. Informação relevante dada:
  • Há metal cobre sólido (recipiente) em contato com solução aquosa que contém \mathrm{Cd}^{2+}.
  • Não foram dadas outras condições (pH, presença de oxigênio, agentes redutores/oxidantes, temperatura), então assumiremos condições padrão para efeito da comparação de potenciais (ou seja, usar potenciais-padrão para julgar espontaneidade da reação de troca de elétrons entre cobre e \mathrm{Cd}^{2+}).

Passo 2

O que significa “corrosão eletroquímica” nesse contexto (explicação bem didática)?
  • Corrosão eletroquímica, aqui, significa que o metal (cobre) se oxida espontaneamente, liberando elétrons, enquanto algum íon na solução se reduz, aceitando esses elétrons. São duas meias-reações acopladas: oxidação na ânodo e redução na cátodo.
  • Para prever se isso ocorre espontaneamente usamos potenciais padrão de redução ( E^\circ) de cada meia-reação. Regra prática: se ao montar a célula eletroquímica a diferença de potencial padrão da célula \;E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red(cátodo)}} - E^\circ_{\text{red(ânodo)}}\;áâ for positiva, a reação global é espontânea (ocorre por si só). Se \;E^\circ_{\text{cel}}<0\; a reação proposta não é espontânea.
  • Portanto, para saber se o cobre vai corroer oxidando-se enquanto reduz-se \mathrm{Cd}^{2+} a \mathrm{Cd}, comparemos os potenciais de redução padrão das coupleas relevantes.

Passo 3

Escrever as meias-reações relevantes e os potenciais padrão (valores da tabela padrão):
  • Meia-reação de redução do cátion cádmio:
\mathrm{Cd}^{2+} + 2e^- \longrightarrow \mathrm{Cd}(s),\qquad E^\circ = -0,40\\ \mathrm{V}
  • Meia-reação de redução do cátion cobre:
\mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \longrightarrow \mathrm{Cu}(s),\qquad E^\circ = +0,34\\ \mathrm{V}
(estos valores são os potenciais-padrão de redução usuais; estamos assumindo condições padrão para comparar espontaneidade).

Passo 4

Montar a reação que corresponderia à corrosão do cobre causada por \mathrm{Cd}^{2+} e calcular E^\circ_{\text{cel}}:
  • A hipótese de corrosão que estamos testando é:
    • Oxidação do cobre (ânodo): \mathrm{Cu}(s) \longrightarrow \mathrm{Cu}^{2+} + 2e^-
    • Redução do \mathrm{Cd}^{2+} (cátodo): \mathrm{Cd}^{2+} + 2e^- \longrightarrow \mathrm{Cd}(s)
  • Para calcular o potencial-padrão da célula usamos a fórmula
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red(cátodo)}} - E^\circ_{\text{red(ânodo)}}.áâ
  • Aqui o cátodo é a redução de \mathrm{Cd}^{2+} com E^\circ = -0,40\\ \mathrm{V} e o ânodo corresponde à meia-reação de redução do cobre (usada como referência), com E^\circ = +0,34\\ \mathrm{V}. Assim:
E^\circ_{\text{cel}} = (-0,40)\;-\;(+0,34) = -0,74\\ \mathrm{V}.
  • Interpretação direta: como \;E^\circ_{\text{cel}} = -0,74\\ \mathrm{V}<0\;, a reação “Cu(s) \to Cu^{2+} + e^-)” acoplada com “Cd^{2+} + e^- \to Cd(s)” NÃO é espontânea nas condições-padrão. Ou seja, o cobre não vai se oxidar (não vai corroer) reduzindo \mathrm{Cd}^{2+} a \mathrm{Cd}.

Passo 5

Explicação física e intuição (do jeito amigo e prático para prova):
  • Potencial de redução mais positivo significa que a espécie tem maior tendência a ser reduzida. \mathrm{Cu}^{2+} ( +0,34\\ \mathrm{V}) é muito mais fácil de reduzir que \mathrm{Cd}^{2+} ( -0,40\\ \mathrm{V}). Logo, se houvesse metal de cádmio metálico em contato com solução contendo \mathrm{Cu}^{2+}, o cádmio oxidaria e o cobre se depositaria — o cádmio é menos nobre e se sacrifica.
  • No caso inverso (cobre metálico em solução de \mathrm{Cd}^{2+}) o cobre é o mais nobre e não cede elétrons para reduzir \mathrm{Cd}^{2+}. Portanto não ocorre corrosão eletroquímica do cobre motivada apenas pelos íons \mathrm{Cd}^{2+}.
  • Dica de prova: compare sempre os E^\circ de redução; calcule E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red(cátodo)}} - E^\circ_{\text{red(ânodo)}}áâ. Se positivo → espontâneo (corrosão do metal anódico); se negativo → não espontâneo.

Passo 6

Observações e exceções práticas (não esquecer na prova!):
  • A conclusão acima vale para corrosão eletroquímica simplesmente entre o metal cobre e os íons \mathrm{Cd}^{2+}. Na prática, outros fatores podem causar corrosão do cobre mesmo se \mathrm{Cd}^{2+} não for agente redutor:
    • presença de oxigênio dissolvido e um ambiente ácido pode oxidar cobre (reações envolvendo O2 como aceitador de elétrons);
    • presença de agentes oxidantes fortes na solução;
    • contato galvanico com metais mais ativos (ex.: ferro exposto) pode levar à corrosão do metal menos nobre.
  • Também é possível que \mathrm{Cd} metálico se deposite sobre cobre se houver um agente redutor externo (por exemplo eletrólise ou presença de um redutor químico), mas isso não é “cobre corroendo” — é redução do \mathrm{Cd}^{2+} por outra fonte de elétrons.

Resposta

Não haverá corrosão eletroquímica do cobre por simples contato com solução de \mathrm{Cd}^{2+}; a reação proposta é não espontânea pois \;E^\circ_{\text{cel}} = (-0,40) - (+0,34) = -0,74\\ \mathrm{V}<0.

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