Uma indústria necessita estocar soluções de nitrato de níquel Ni(NO3)2 1,0 mol/L a 25^circ C. Para isso dispõem dos tanques A, B, C e D. Tanque A: Construído com Pb; E^circ= -0,13 V Taque B: Construído com Sn ; E^circ=-0,14 V Tanque C: Construído com Zn; E^circ=-0,76 V Tanque D: Construído com Cu e E^circ=0,34 V Tanque E: Construído com Al. E^circ=-1,66 V Supondo que o potencial padrão de redução dos íons Ni^+2 é igual a +0,25 V. Descubra qual tanque poderá ser utilizado na estocagem de modo que a solução de nitrato de níquel, Ni(NO3)2, não se contamine.

Passo 1

Beleza, vamos guardar uma solução de nitrato de níquel Ni(NO₃)₂ 1,0 mol/L a 25 °C num tanque metálico sem contaminar a solução. Isso é eletroquímica básica: a gente compara potenciais padrões de redução para ver se rola reação espontânea entre o metal do tanque e os íons Ni²⁺. Se a reação metal → metal²⁺ + 2 e⁻ (oxidação do metal) junto com Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni (redução do níquel) tiver ΔE° > 0, vai ser espontânea e contamina a solução.

Passo 2

Anota aí os potenciais padrão de redução (tudo em V):
- Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni E° = +0,25
- Pb²⁺ + 2 e⁻ → Pb E° = –0,13
- Sn²⁺ + 2 e⁻ → Sn E° = –0,14
- Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn E° = –0,76
- Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu E° = +0,34
- Al³⁺ + 3 e⁻ → Al E° = –1,66

Passo 3

Pra cada metal M do tanque, consideramos a reação global:
Ni²⁺ + M → Ni + M²⁺
O potencial E° da reação é
ΔE° = E°red,Ni²⁺/Ni ;-; E°red, M²⁺/M ²²
Se ΔE° for positivo, a reação é espontânea (contamina). Vamos calcular rápido:
- Para Pb: ΔE° = 0,25 – (–0,13) = +0,38 V
- Para Sn: ΔE° = 0,25 – (–0,14) = +0,39 V
- Para Zn: ΔE° = 0,25 – (–0,76) = +1,01 V
- Para Al: ΔE° = 0,25 – (–1,66) = +1,91 V
Em todos esses ΔE° > 0, então Pb, Sn, Zn e Al reagem com Ni²⁺ (sujo!).
Agora Cu:
ΔE° = 0,25 – 0,34 = –0,09 V, que é negativo. Não é espontâneo, ou seja, a solução de Ni²⁺ não reduz Cu nem o Cu se oxida.

Resposta

O único tanque que não contamina a solução de Ni(NO₃)₂ é o de cobre (tanque D).

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