Um parafuso de níquel prende uma porca de cobre. Este sistema foi colocado em um recipiente que contém uma solução diluída e não-oxigenada de ácido clorídrico (HCl). Nesse recipiente ocorre uma reação de oxidação-redução. Para decidir quais são as semirreações apropriada, são dados os potenciais de redução abaixo:
\begin{array}{ll} \mathrm{Ni}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq}, \text { cor verde })}+2 \mathrm{e}^{-}=\mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})} & \mathrm{E}^{\circ}=-0,25 \mathrm{~V} \\\\ 2 \mathrm{H}^{-}{ }_{(\mathrm{aq}, \text { incolor })}+2 \mathrm{e}^{-}=\mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})} & \mathrm{E}^{\circ}=0,00 \mathrm{~V} \\\ \mathrm{Cu}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq}, \text { cor azul })}+2 \mathrm{e}^{-}=\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} & \mathrm{E}^{\circ}=+0,34 \mathrm{~V} \\\ \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})}+2 \mathrm{e}^{-} \rightleftharpoons 2 \mathrm{Cl}^{1-}{ }_{(\mathrm{aq}, \text { incolar })} & \mathrm{E}^{\circ}=+1,36 \mathrm{~V} \end{array}
a) Qual dos metais sofre corrosão? Justifique.
b) Escreva a equação balanceada da reação global que está ocorrendo no recipiente.
c) Calcule o valor da diferença de potencial padrão dessa reação.
d) Cite duas evidências experimentais que indicam a ocorrência de reação química no processo.

Passo 1

O enunciado fornece os potenciais padrão de redução (peguei estes valores do enunciado):
\begin{array}{ll} \mathrm{Ni}^{2+}_{(\mathrm{aq},\\ \text{cor verde})}+2\mathrm{e}^-=\mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})}, & E^\circ=-0,25\\ \mathrm{V}\\[4pt] 2\mathrm{H}^+_{(\mathrm{aq},\\ \text{incolor})}+2\mathrm{e}^-=\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}, & E^\circ=0,00\\ \mathrm{V}\\[4pt] \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq},\\ \text{cor azul})}+2\mathrm{e}^-=\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}, & E^\circ=+0,34\\ \mathrm{V}\\[4pt] \mathrm{Cl}_{2(\mathrm{g})}+2\mathrm{e}^-\rightleftharpoons 2\mathrm{Cl}^-_{(\mathrm{aq},\\ \text{incolor})}, & E^\circ=+1,36\\ \mathrm{V} \end{array}
O que o exercício pede:
a) Identificar qual metal sofre corrosão (ou seja, qual metal é oxidado).
b) Escrever a equação balanceada da reação global que ocorre no recipiente.
c) Calcular a diferença de potencial padrão da reação espontânea.
d) Citar duas evidências experimentais que indicam que houve reação química.]

Passo 2

Entendendo a ideia prática (aula rápida e sem mistério):
  • Cada meia-reação dada é uma redução escrita como \text{X}^{n+} + ne^- \to \text{X}. O valor E^\circ aqui é o potencial padrão de redução daquela reação.
  • Regra prática: entre duas metades possíveis, a que tem E^\circ mais positivo tende a acontecer como redução (ganha elétrons) e a que tem E^\circ mais negativo tende a ocorrer como oxidação (perde elétrons). Em outras palavras, o par com menor E^\circ será oxidado se combinado com um par de E^\circ maior.
  • O potencial padrão da célula (reação espontânea) é calculado por
E^\circ_{\text{cel}}=E^\circ_{\text{catodo (redução)}}-E^\circ_{\text{anodo (redução)}}.çãçã
Se E^\circ_{\text{cel}}>0 a reação é espontânea nas condições padrão.
  • No recipiente há ácido clorídrico: há muitos \mathrm{H}^+ e \mathrm{Cl}^-. Assim as reduções possíveis são: redução de \mathrm{H}^+ a \mathrm{H}_2 ou redução de \mathrm{Cu}^{2+} se \mathrm{Cu}^{2+} estiver disponível (mas inicialmente temos cobre metálico). Oxidação possível: metais \mathrm{Ni} ou \mathrm{Cu} se forem oxidados a \mathrm{Ni}^{2+} ou \mathrm{Cu}^{2+}.

Passo 3

Comparação direta das possibilidades (passo a passo para decidir quem fica oxidado e quem reduzido):
  • Meia-reação de redução do níquel (dada):
\mathrm{Ni}^{2+}+2\mathrm{e}^- \to \mathrm{Ni},\qquad E^\circ=-0,25\\ \mathrm{V}.
Se esta for escrita como oxidação (o que acontece se o metal Ni perder elétrons) a meia-reação de oxidação é
\mathrm{Ni}\to\mathrm{Ni}^{2+}+2\mathrm{e}^-,\qquad E^\circ_{\text{ox}}=+0,25\\ \mathrm{V}
(observe que o sinal se inverte quando invertemos a direção).
  • Meia-reação de redução do cobre (dada):
\mathrm{Cu}^{2+}+2\mathrm{e}^- \to \mathrm{Cu},\qquad E^\circ=+0,34\\ \mathrm{V}.
Se tentássemos oxidar cobre:
\mathrm{Cu}\to\mathrm{Cu}^{2+}+2\mathrm{e}^-,\qquad E^\circ_{\text{ox}}=-0,34\\ \mathrm{V},
o que é energeticamente desfavorável frente à redução de \mathrm{H}^+.
  • Meia-reação de redução do íon hidrogênio (dada):
2\mathrm{H}^+ +2\mathrm{e}^- \to \mathrm{H}_2,\qquad E^\circ=0,00\\ \mathrm{V}.
Agora testar combinações plausíveis:
  1. Se o anodo for o níquel (Ni oxida) e o catodo for a redução de \mathrm{H}^+:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cat}} - E^\circ_{\text{an}} = 0,00 - (-0,25) = +0,25\\ \mathrm{V}.
Valor positivo → reação espontânea: Ni é oxidado e \mathrm{H}^+ é reduzido.
2) Se o anodo fosse cobre e o catodo \mathrm{H}^+:
E^\circ_{\text{cel}} = 0,00 - (+0,34) = -0,34\\ \mathrm{V},
valor negativo → não espontâneo, portanto cobre NÃO será oxidado por \mathrm{H}^+ sob condições padrão.
Conclusão desse passo: o níquel é o metal menos nobre (menor E^\circ de redução) e é o que se oxida; \mathrm{H}^+ se reduz a \mathrm{H}_2.

Passo 4

Escrevendo as meias-reações e balanceando elétrons (didático, para saber montar a equação na prova):
Meia-reações escolhidas:
redução (catodo):
2\mathrm{H}^+_{(\mathrm{aq})}+2\mathrm{e}^-\to\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}
oxidação (anodo):
\mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})}\to\mathrm{Ni}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+2\mathrm{e}^-.
Somando as duas (elétrons se cancelam) obtemos a reação global iônica balanceada:
\mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})}+2\mathrm{H}^+_{(\mathrm{aq})}\to\mathrm{Ni}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}.
Se preferir escrever na forma molecular com o ácido clorídrico presente:
\mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})}+2\mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})}\to\mathrm{NiCl}_2_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}.

Passo 5

Cálculo numérico do potencial padrão da reação (passo a passo):
Usando a fórmula
E^\circ_{\text{cel}}=E^\circ_{\text{cat}}-E^\circ_{\text{an}},
com catodo = 2\mathrm{H}^+/\mathrm{H}_2 ( E^\circ=0,00\\ \mathrm{V} ) e anodo = \mathrm{Ni}^{2+}/\mathrm{Ni} ( E^\circ=-0,25\\ \mathrm{V} ), temos
E^\circ_{\text{cel}}=0,00-(-0,25)=+0,25\\ \mathrm{V}.
Portanto a reação é espontânea ( E^\circ_{\text{cel}}>0 ) e o valor da diferença de potencial padrão é +0,25\\ \mathrm{V}.

Passo 6

Duas evidências experimentais (coisas que você veria no laboratório e que indicam a reação):
  • Observação de bolhas gasosas saindo da superfície da porca/parafuso: isso é liberação de \mathrm{H}_2 (redução de \mathrm{H}^+ a gás hidrogênio).
  • Mudança na cor da solução próxima ao parafuso: formação de íons \mathrm{Ni}^{2+} dissolve-se no meio e dá coloração característica (no enunciado diz que \mathrm{Ni}^{2+} é cor verde), ou ainda perda de massa/pitting do parafuso (evidência física de corrosão do níquel).

Resposta

(a) Níquel (o parafuso) sofre corrosão.
(b) \mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})}+2\mathrm{H}^+_{(\mathrm{aq})}\to\mathrm{Ni}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})} (equivalente a \mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})}+2\mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})}\to\mathrm{NiCl}_2_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}).
(c) E^\circ_{\text{cel}}=+0,25\\ \mathrm{V}.
(d) Formação de bolhas de gás (liberação de \mathrm{H}_2); coloração verde da solução próxima ao níquel indicando presença de \mathrm{Ni}^{2+}.

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