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. Escreva o diagrama da célula para o tanque escolhido

Passo 1

Beleza, vamos lá! O enunciado quer saber qual dos tanques A, B, C, D ou E (feitos de Pb, Sn, Zn, Cu, Al) é “inofensivo” para estocar uma solução de Ni(NO₃)₂ 1,0 mol/L a 25 °C, ou seja, para que não ocorra reação de corrosão (dissolução do metal do tanque) nem depósito de níquel.
Conteúdo da matéria: eletroquímica – potenciais padrão de redução e critério de espontaneidade de uma pilha.
O que vamos precisar:
  1. Os potenciais padrão de redução dos pares M²⁺/M (já dados).
  2. O potencial padrão de redução Ni²⁺/Ni = +0,25 V.
  3. A fórmula do potencial de célula em condições padrão: E^circrm cel ;=; E^circrm cátodo ;-; E^circrm ânodo áâ

Passo 2

Vamos modelar a reação geral caso haja corrosão + depósito de Ni:
M(s) + Ni²⁺(aq) → M²⁺(aq) + Ni(s)
Aqui:
  • o cátodo (redução) é Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni, E^circrm cat=+0,25,V
  • o ânodo (oxidação) é M → M²⁺ + 2 e⁻, cuja redução inversa M²⁺ + 2 e⁻ → M tem E^circrm M^2+/M dado.
Então,
E^circrm cel = E^circrm Ni^2+/Ni ;-; E^circM^2+/M
Se E^circrm cel>0, a reação é espontânea (o metal do tanque corrói e níquel se deposita); se E^circrm cel<0, não há reação.

Passo 3

Calcular E^circrm cel para cada metal M (valores de E^circM^2+/M em V):
  • Pb: 0,25 - (-0,13) = +0,38,V → corrosão
  • Sn: 0,25 - (-0,14) = +0,39,V → corrosão
  • Zn: 0,25 - (-0,76) = +1,01,V → corrosão
  • Al: 0,25 - (-1,66) = +1,91,V → corrosão
  • Cu: 0,25 - (+0,34) = -0,09,V → NÃO espontâneo
Só o cobre dá E^circrm cel<0, ou seja, não corrói nem deposita níquel.

Passo 4

Agora que escolhemos Cu, montamos o diagrama de célula em condições-padrão (cada solução 1,0 M, 25 °C). Pela convenção, o ânodo fica à esquerda (oxidação) e o cátodo à direita (redução). Mesmo que a reação não seja espontânea, o esquema é:
Ni(s) | Ni²⁺(1,0 M) || Cu²⁺(1,0 M) | Cu(s)

Resposta

Ni(s) | Ni²⁺(1,0 M) || Cu²⁺(1,0 M) | Cu(s)

Exercícios relacionados