Na aula prática uma aluna adicionou zinco metálico (Zn) em tubo de ensaio. Logo em seguida, adicionou algumas gotas de ácido clorídrico concentrado (\mathrm{HCl}) e observou o aparecimento de nova fase gasosa \left(\mathrm{H}_{2}\right), formando também cloreto de zinco \left(\mathrm{ZnCl}_{2}\right). Se forem utilizados 3,5 mols de zinco metálico, quantos mols de gás hidrogênio serão produzidos? Sabendo-se que o processo apresenta transferência de elétrons, apresente a notação da célula eletroquímica e as semirreações de oxirredução.

Passo 1

O enunciado fornece e pede o seguinte (tudo abaixo foi extraído do enunciado):
  • Foi adicionada uma amostra de \mathrm{Zn} metálico com quantidade igual a \,3,5\\ \text{mol}.
  • Em contato com ácido clorídrico concentrado \left(\mathrm{HCl}\right) aparece gás hidrogênio \left(\mathrm{H_2}\right) e forma-se cloreto de zinco \left(\mathrm{ZnCl_2}\right).
    As perguntas do problema são:
  1. Quantos mols de \mathrm{H_2} serão produzidos a partir de \,3,5\\ \text{mol} de \mathrm{Zn}?
  2. Apresentar a notação da célula eletroquímica correspondente ao processo.
  3. Apresentar as semirreações (meio-reações) de oxirredução envolvidas.

Passo 2

Escrever a equação química global e balanceá-la.
Primeiro escrevo a reação molecular provável entre \mathrm{Zn} e \mathrm{HCl}:
\mathrm{Zn(s)} + \mathrm{HCl(aq)} \longrightarrow \mathrm{ZnCl_2(aq)} + \mathrm{H_2(g)}
Agora balanceio átomos de cloro e hidrogênio. \mathrm{ZnCl_2} tem 2 átomos de Cl, então preciso de 2 moléculas de \mathrm{HCl}. A equação balanceada fica:
\mathrm{Zn(s)} + 2\,\mathrm{HCl(aq)} \longrightarrow \mathrm{ZnCl_2(aq)} + \mathrm{H_2(g)}
Verificação rápida de átomos:
  • Zn: 1 de cada lado.
  • Cl: 2 de cada lado.
  • H: 2 (à esquerda, vindo de 2 HCl) e 2 (à direita em \mathrm{H_2}).
    Tudo balanceado.

Passo 3

Determinar a estequiometria molar entre \mathrm{Zn} e \mathrm{H_2}.
Da equação balanceada observa-se a razão molar:
1\\ \text{mol de }\mathrm{Zn} \longrightarrow 1\\ \text{mol de }\mathrm{H_2}.
Isto significa que cada mol de zinco consumido produz um mol de gás hidrogênio. Para \,3,5\\ \text{mol} de \mathrm{Zn} a quantidade de \mathrm{H_2} será:
\text{mol de }\mathrm{H_2} = 3,5\\ \text{mol de }\mathrm{Zn}\times\frac{1\\ \text{mol }\mathrm{H_2}}{1\\ \text{mol }\mathrm{Zn}} = 3,5\\ \text{mol}.
Portanto, numericamente são produzidos \,3,5\\ \text{mol} de \mathrm{H_2}.

Passo 4

Explicação didática sobre oxirredução neste processo (o porquê dos elétrons serem transferidos).
  • Oxidação é perda de elétrons; redução é ganho de elétrons.
  • Estado de oxidação do zinco metálico é 0 (átomo neutro). No produto \mathrm{Zn^{2+}} (presente em \mathrm{ZnCl_2}) o zinco tem estado +2. Portanto o zinco perde dois elétrons: ele é oxidado.
  • No ácido clorídrico, o hidrogênio está como \mathrm{H^+} (estado +1). Dois íons \mathrm{H^+} ganham dois elétrons para formar \mathrm{H_2} (estado 0). Assim \mathrm{H^+} é reduzido.

Passo 5

Escrever as semirreações (meio-reações) com balanceamento de elétrons.
Oxidação (anodo):
\mathrm{Zn(s)} \longrightarrow \mathrm{Zn^{2+}(aq)} + 2\,e^-
Redução (catodo):
2\,\mathrm{H^+(aq)} + 2\,e^- \longrightarrow \mathrm{H_2(g)}
Verificação: os elétrons perdidos na oxidação ( 2\,e^-) são exatamente os mesmos recebidos na redução, então somando as duas semirreações obtém-se a equação global do Passo 2 (após cancelar os elétrons).

Passo 6

Forma iônica e papel dos íons cloreto.
  • A equação iônica líquida (retirando íons espectadores \mathrm{Cl^-}) é:
\mathrm{Zn(s)} + 2\,\mathrm{H^+(aq)} \longrightarrow \mathrm{Zn^{2+}(aq)} + \mathrm{H_2(g)}
  • Os íons \mathrm{Cl^-} vindos do \mathrm{HCl} são íons espectadores que permanecem em solução combinando-se com \mathrm{Zn^{2+}} para dar a espécie indicada pelo enunciado \mathrm{ZnCl_2(aq)}.

Passo 7

Notação da célula eletroquímica e interpretação (como escrever a célula e qual eletrodo é anodo/cátodo).
  • Convenção de escrita: anodo (oxidação) à esquerda, cátodo (redução) à direita; cada limite de fase separado por uma barra simples \mid e a ponte salina pela barra dupla \| (ou \,||\,).
  • No eletrodo de hidrogênio gasoso costuma-se usar um eletrodo inerte de platina para permitir a transferência de elétrons entre o gás \mathrm{H_2} e a solução contendo \mathrm{H^+}.
  • A notação da célula que descreve o processo que ocorre quando \mathrm{Zn} (anodo) é oxidado e \mathrm{H^+} (catodo) é reduzido é, por exemplo:
\mathrm{Zn(s)} \mid \mathrm{Zn^{2+}(aq)} \;\|\; \mathrm{Pt(s)} \mid \mathrm{H_2(g)} \mid \mathrm{H^+(aq)}
  • Interpretação rápida: no anodo ( \mathrm{Zn}) ocorre oxidação ( \mathrm{Zn}\to\mathrm{Zn^{2+}}+2e^-); os elétrons fluem pelo condutor externo até o eletrodo de platina, onde participam da redução de \mathrm{H^+} formando \mathrm{H_2}. O fluxo de elétrons é do eletrodo de zinco para o eletrodo de hidrogênio.

Resposta

\,3,5\\ \text{mol de }\mathrm{H_2}
\mathrm{Zn(s)} \mid \mathrm{Zn^{2+}(aq)} \;\|\; \mathrm{Pt(s)} \mid \mathrm{H_2(g)} \mid \mathrm{H^+(aq)}
\mathrm{Zn(s)} \longrightarrow \mathrm{Zn^{2+}(aq)} + 2\,e^-
2\,\mathrm{H^+(aq)} + 2\,e^- \longrightarrow \mathrm{H_2(g)}

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