Dadas as seguintes semirreações de redução com os respectivos valores de potencial padrão de redução, responda às questões 6 a 11.
Considere os seguintes metais: cobre, ferro, níquel e prata.
a) Quais dos metais citados poderiam ser corroídas por uma solução de \mathrm{HCl} 1 \mathrm{~mol} \mathrm{~L}^{-1} ?
b) Escreva as equações químicas das reações que ocorrem espontaneamente.

Passo 1

O que o exercício pede:
  • (a) Identificar quais dos metais citados podem ser corroídos por uma solução de \mathrm{HCl} 1\\ \mathrm{mol\\ L^{-1}}.
  • (b) Escrever as equações químicas das reações espontâneas que ocorrem.
Informações relevantes fornecidas / que vou usar (valores-padrão de potenciais de redução):
  • potencial-padrão do eletrodo hidrogênio: \;E^\circ(\mathrm{H^+}/\mathrm{H_2}) = 0,00\\ \mathrm{V}.
  • potencial-padrão de redução do cobre: \;E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = +0,34\\ \mathrm{V}.
  • potencial-padrão de redução do ferro (para \mathrm{Fe^{2+}/Fe}): \;E^\circ(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) = -0,44\\ \mathrm{V}.
  • potencial-padrão de redução do níquel: \;E^\circ(\mathrm{Ni^{2+}/Ni}) = -0,25\\ \mathrm{V}.
  • potencial-padrão de redução da prata: \;E^\circ(\mathrm{Ag^+/Ag}) = +0,80\\ \mathrm{V}.
Observação: os valores acima são os valores-padrão comumente tabelados e serão usados como dados para decidir espontaneidade.

Passo 2

Conceito e critério de espontaneidade (explicação prática e passo a passo):
  • A corrosão por ácido \mathrm{HCl} significa que o metal é oxidado por íons \mathrm{H^+} do ácido, produzindo \mathrm{H_2} gasoso.
  • Reação global típica a considerar:
\mathrm{M}(s) + 2\mathrm{H^+}(aq) \rightarrow \mathrm{M^{2+}}(aq) + \mathrm{H_2}(g).
  • Para decidir se essa reação é espontânea sob condições padrão, usamos potenciais-padrão de eletrodo e a expressão do potencial de célula:
E^\circ_\text{célula} = E^\circ_\text{catodo} - E^\circ_\text{anodo}.é
  • Neste caso, a redução do \mathrm{H^+} a \mathrm{H_2} é o catodo com \;E^\circ_\text{catodo} = 0,00\\ \mathrm{V}.
  • A oxidação do metal é o anodo; a meia-reação de oxidação é o inverso da meia-reação de redução \mathrm{M^{2+}/M}. Assim:
E^\circ_\text{célula} = 0{,}00 - E^\circ(\mathrm{M^{2+}/M}) = -\,E^\circ(\mathrm{M^{2+}/M}).é
  • Regra prática: se E^\circ_\text{célula} > 0é, a reação é espontânea (sob condições padrão aproximadas). Isso equivale a dizer que, para o metal ser oxidado por \mathrm{H^+}, o potencial-padrão de redução de \mathrm{M^{2+}/M} precisa ser negativo (menor que zero).

Passo 3

Aplicando ao ferro ( \mathrm{Fe}):
  • Usei o valor listado: \;E^\circ(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) = -0{,}44\\ \mathrm{V}.
  • Calculo do potencial de célula:
E^\circ_\text{célula} = 0{,}00 - (-0{,}44) = +0{,}44\\ \mathrm{V}.é
  • Como E^\circ_\text{célula} > 0é, a reação é espontânea: ferro é oxidado por \mathrm{H^+}.
  • Meias-reações (para visualizar os elétrons):
\text{Oxidação (anodo):}\quad \mathrm{Fe}(s) \rightarrow \mathrm{Fe^{2+}}(aq) + 2e^-.çã
\text{Redução (catodo):}\quad 2\mathrm{H^+}(aq) + 2e^- \rightarrow \mathrm{H_2}(g).çã
  • Reação global balanceada:
\mathrm{Fe}(s) + 2\mathrm{H^+}(aq) \rightarrow \mathrm{Fe^{2+}}(aq) + \mathrm{H_2}(g).

Passo 4

Aplicando ao níquel ( \mathrm{Ni}):
  • Usei o valor listado: \;E^\circ(\mathrm{Ni^{2+}/Ni}) = -0{,}25\\ \mathrm{V}.
  • Calculo do potencial de célula:
E^\circ_\text{célula} = 0{,}00 - (-0{,}25) = +0{,}25\\ \mathrm{V}.é
  • Como E^\circ_\text{célula} > 0é, a reação é espontânea: níquel é oxidado por \mathrm{H^+}.
  • Meias-reações:
\text{Oxidação (anodo):}\quad \mathrm{Ni}(s) \rightarrow \mathrm{Ni^{2+}}(aq) + 2e^-.çã
\text{Redução (catodo):}\quad 2\mathrm{H^+}(aq) + 2e^- \rightarrow \mathrm{H_2}(g).çã
  • Reação global balanceada:
\mathrm{Ni}(s) + 2\mathrm{H^+}(aq) \rightarrow \mathrm{Ni^{2+}}(aq) + \mathrm{H_2}(g).

Passo 5

Aplicando ao cobre ( \mathrm{Cu}):
  • Usei o valor listado: \;E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = +0{,}34\\ \mathrm{V}.
  • Calculo do potencial de célula:
E^\circ_\text{célula} = 0{,}00 - (+0{,}34) = -0{,}34\\ \mathrm{V}.é
  • Como E^\circ_\text{célula} < 0é, a reação \mathrm{Cu} + 2\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{Cu^{2+}} + \mathrm{H_2} NÃO é espontânea sob condições padrão. Portanto cobre não é corroído por \mathrm{HCl} nessa reação.

Passo 6

Aplicando à prata ( \mathrm{Ag}):
  • Usei o valor listado: \;E^\circ(\mathrm{Ag^+/Ag}) = +0{,}80\\ \mathrm{V}.
  • Calculo do potencial de célula:
E^\circ_\text{célula} = 0{,}00 - (+0{,}80) = -0{,}80\\ \mathrm{V}.é
  • Como E^\circ_\text{célula} < 0é, a reação \mathrm{Ag} + \mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{Ag^+} + \mathrm{H_2} NÃO é espontânea. Portanto prata não é corroída por \mathrm{HCl} nessa via.

Passo 7

Conclusão prática e observações finais (explicação amigável):
  • Resumindo: entre os quatro metais considerados, ferro e níquel têm potenciais-padrão de redução negativos e, portanto, serão oxidáveis por \mathrm{H^+} (ou seja, corroem liberando \mathrm{H_2}) em solução ácida aproximando-se de condições padrão.
  • Cobre e prata têm potenciais-padrão positivos e não reagem espontaneamente com \mathrm{HCl} para liberar \mathrm{H_2}.
  • Observação adicional útil para prova: na prática a velocidade da corrosão depende também de concentração, temperatura, presença de óxidos/películas passivantes e do potencial real (não só do valor-padrão). Mas para questões de prova com dados padrão, o critério usado aqui é o correto e suficiente.

Resposta

a) \mathrm{Fe} e \mathrm{Ni}\n
b) \mathrm{Fe}(s) + 2\mathrm{H^+}(aq) \rightarrow \mathrm{Fe^{2+}}(aq) + \mathrm{H_2}(g)\n
\mathrm{Ni}(s) + 2\mathrm{H^+}(aq) \rightarrow \mathrm{Ni^{2+}}(aq) + \mathrm{H_2}(g)

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