O metal cádmio (Cd), poluente ambiental por ser tóxico, é encontrado em águas residuárias na forma de sulfato de cádmio \left(\mathrm{CdSO}_{4}\right). Sua remoção é feita através do processo de cementação, que consiste em reagir com metais mais ativos. Para a cementação do Cd, analise a tabela de potenciais de redução na condição-padrão e assinale a alternativa correta.
O enunciado pede que eu analise a tabela de potenciais de redução na condição-padrão e indique quais metais podem ser usados para cementar o \mathrm{Cd} (ou seja, retirar \mathrm{Cd}^{2+} da solução formando \mathrm{Cd} metálico).\n
As informações dadas na tabela (peguei os valores diretamente do enunciado) são:
O que é cementação (explicação didática e direta, sem pular etapas)?
Cementação é um processo de deslocamento por reação redox onde um metal mais ativo (que se oxida mais facilmente) é dissolvido, enquanto íons de um metal menos ativo na solução são reduzidos e se depositam como metal. Em termos simples: o metal mais ativo “sacrifica-se” e reduz os íons do metal menos ativo.
Em linguagem de potenciais padrão: um metal M em sua forma metálica pode reduzir \mathrm{Cd}^{2+} se o potencial de redução de M^{2+}/M for mais negativo do que o potencial de \mathrm{Cd}^{2+}/\mathrm{Cd}. Isso porque potenciais mais negativos significam que a espécie tem maior tendência a perder elétrons (ou seja, a se oxidar).
Passo 3
Como usar os potenciais para prever espontaneidade (fórmula e significado):
Para uma cela eletroquímica padrão composta por duas semi-reações, o potencial padrão da cela é
Aqui o cátodo é a semi-reação que ocorre como redução (ganho de elétrons) e o ânodo é a semi-reação revertida (oxidação).
Se E^\circ_{\text{cel}}>0, a reação global é espontânea nas condições-padrão; se E^\circ_{\text{cel}}<0, não é espontânea.
Observação prática: para que um metal metálico M cemente \mathrm{Cd}^{2+}, tomamos a redução de \mathrm{Cd}^{2+} como cátodo e a oxidação de M como ânodo, e calculamos E^\circ_{\text{cel}}.
Passo 4
Identificação das semi-reações relevantes (colocando os sinais direito):
Se E^\circ_{\text{red}}(M^{2+}/M) é mais negativo que -0,24\\ \mathrm{V}, então M metálico tende a se oxidar e pode reduzir \mathrm{Cd}^{2+}.
Passo 5
Verificação com o ferro (\mathrm{Fe}) — contas passo a passo:
Da tabela: E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}) = -0,44\\ \mathrm{V}.
Tomamos o cátodo como a redução de \mathrm{Cd}^{2+} e o ânodo como a oxidação de \mathrm{Fe} (que é a inversa da semi-reação dada). Aplicando a fórmula:
é espontânea nas condições-padrão — níquel metálico pode cimentar cádmio.
Passo 7
Resumo conceitual e checagem do sentido contrário (por que \mathrm{Cd} não cementa \mathrm{Fe} ou \mathrm{Ni}):
Os potenciais mostram que \mathrm{Cd}^{2+}/\mathrm{Cd} tem E^\circ=-0,24\\ \mathrm{V}, que é mais positivo (menos negativo) que os de \mathrm{Fe} e \mathrm{Ni}. Isso significa que \mathrm{Cd} metálico tem menor tendência a se oxidar do que \mathrm{Fe} ou \mathrm{Ni}; portanto \mathrm{Cd} não vai oxidar para reduzir \mathrm{Fe}^{2+} ou \mathrm{Ni}^{2+}.
Se calculássemos a cela com \mathrm{Fe}^{2+} reduzindo e \mathrm{Cd} oxidando, teríamos E^\circ_{\text{cel}}=(-0,44)-(-0,24)=-0,20\\ \mathrm{V}, que é negativo — então não espontâneo. Mesmo raciocínio vale para \mathrm{Ni}.
Passo 8
Conclusão prática e dica para prova (como decidir rápido em prova):
Regra rápida: o metal metálico que tiver potencial de redução mais negativo que o do íon na solução é capaz de se oxidar e, portanto, cimentar esse íon. Aqui -0,44\\ \mathrm{V} e -0,40\\ \mathrm{V} são mais negativos que -0,24\\ \mathrm{V}, então tanto \mathrm{Fe} quanto \mathrm{Ni} servem.
Dica: na prova, identifique o potencial do íon que você quer reduzir (aqui \mathrm{Cd}^{2+}), compare com os potenciais dos metais propostos; se o metal proposto tiver potencial mais negativo, ele cementa. Se tiver mais positivo, não cementa.