Baseado na fila de reatividade, qual é o resultado de cada uma das seguintes reações?
\mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})+\mathrm{CuCl}_{2}(\mathrm{aq}) \rightarrow

Passo 1

O enunciado pede que eu determine o resultado da reação entre \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) e \mathrm{CuCl}_{2}(\mathrm{aq}).
Informações dadas: reagentes são \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g}) (gás hidrogênio) e \mathrm{CuCl}_{2}(\mathrm{aq}) (cloreto de cobre(II) em solução aquosa). Não há outras condições explícitas (temperatura, catalisador etc.). A tarefa é prever os produtos com base na fila de reatividade.

Passo 2

Vamos entender, passo a passo, o que é a “fila de reatividade” e por que ela importa aqui.
A fila de reatividade (ou série) ordena metais conforme a facilidade com que perdem elétrons (ou seja, sua tendência a serem oxidados). Posição mais alta = metal mais reativo = mais facilmente oxidado (perde elétrons). O hidrogênio é usado como referência na fila: metais acima de \mathrm{H} reagem com ácidos liberando \mathrm{H}_{2}; metais abaixo de \mathrm{H} não deslocam \mathrm{H}^{+} de soluções ácidas.
Importante: além desse uso prático, podemos pensar em termos de oxidação-redução: se algo pode oxidar o outro, uma reação redox ocorre (um se oxida e o outro se reduz). Aqui temos íons \mathrm{Cu}^{2+} na solução; a questão é: o \mathrm{H}_{2} pode reduzir \mathrm{Cu}^{2+} a cobre metálico?

Passo 3

Aplicando a fila ao nosso caso: o cobre ( \mathrm{Cu}) está abaixo do hidrogênio na fila de reatividade (ou seja, é menos reativo que o hidrogênio). Isso significa que o hidrogênio pode, em condições adequadas, reduzir os íons \mathrm{Cu}^{2+} a cobre metálico. Em linguagem de reações redox: o \mathrm{H}_{2} é oxidado e o \mathrm{Cu}^{2+} é reduzido. Vou escrever as semi-reações para ficar bem claro.

Passo 4

Escrevendo as semi-reações (com explicação do que cada termo significa):
Redução (o \mathrm{Cu}^{2+} ganha elétrons e vira cobre sólido):
\mathrm{Cu}^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow \mathrm{Cu}(s)
Aqui \mathrm{Cu}^{2+} é o cátion do cobre na solução; ao ganhar 2 elétrons ( 2e^-) forma cobre metálico \mathrm{Cu}(s).
Oxidação (o \mathrm{H}_{2} perde elétrons e forma íons hidrônio/protões):
\mathrm{H}_{2}(g) \rightarrow 2\mathrm{H}^{+}(aq) + 2e^-
Aqui o \mathrm{H}_{2} doa 2 elétrons (um por átomo de hidrogênio) formando dois prótons \mathrm{H}^{+} na solução.

Passo 5

Somando as semi-reações (os 2e^- se cancelam) obtemos a equação íon-ótica líquida:
\mathrm{H}_{2}(g) + \mathrm{Cu}^{2+}(aq) \rightarrow \mathrm{Cu}(s) + 2\mathrm{H}^{+}(aq)
Agora reintroduzimos os ânions espectadores. Na solução original os ânions são \mathrm{Cl}^{-}; portanto os 2\mathrm{H}^{+} formados ficam combinados com os 2\mathrm{Cl}^{-} para dar 2\mathrm{HCl}(aq). Assim a equação molecular balanceada é:
\mathrm{H}_{2}(g) + \mathrm{CuCl}_{2}(aq) \rightarrow \mathrm{Cu}(s) + 2\mathrm{HCl}(aq)

Passo 6

Verificação rápida por outra abordagem (potenciais padrão), só para confirmar: o potencial de redução padrão de \mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu} é +0,34\\ \mathrm{V} e do par \mathrm{H}^{+}/\mathrm{H}_{2} é 0,00\\ \mathrm{V}. Como o potencial de redução do cobre é maior, a redução de \mathrm{Cu}^{2+} por \mathrm{H}_{2} é espontânea sob condições padrão — consistência com o que a fila de reatividade nos disse.

Passo 7

Interpretação experimental (o que você veria na prática): forma-se um precipitado/depósito de cobre metálico avermelhado ( \mathrm{Cu}(s)) e a solução fica ácida por formação de \mathrm{HCl} (os íons \mathrm{Cl}^{-} permanecem em solução). Isso ajuda a reconhecer a reação na prova caso descrevam observações.

Resposta

\mathrm{H}_{2}(g) + \mathrm{CuCl}_{2}(aq) \rightarrow \mathrm{Cu}(s) + 2\mathrm{HCl}(aq)

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