Quer-se guardar, a 25^{\circ} \mathrm{C}, uma solução aquosa 1 \mathrm{mol} \mathrm{L}^{-1} de \mathrm{SnCl}_{2}. Dispõe-se de recipientes de:
I. ferro;
II. ferro galvanizado (ferro revestido de Zn);
III. lata comum (ferro revestido de Sn);
IV. cobre.
Table 1: Potenciais-padrão de redução (volt)
\captionsetup{labelformat=empty}
\mathrm{Zn}^{2+}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Zn} -0,76
\mathrm{Fe}^{2+}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Fe} -0,76
\mathrm{Sn}^{2+}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Sn} -0,76
\mathrm{Cu}^{2+}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{Cu} +0,34

Passo 1

O enunciado pede: escolher quais recipientes (I a IV) podem ser usados para guardar, a 25^\circ\mathrm{C}, uma solução aquosa 1\\ \mathrm{mol\\ L^{-1}} de \mathrm{SnCl}_2. \n
Informações fornecidas (retiradas da tabela do enunciado):\n
\mathrm{Zn}^{2+}+2\mathrm{e}^{-}\longrightarrow \mathrm{Zn}\quad E^\circ=-0,76\\ \mathrm{V}\n
\mathrm{Fe}^{2+}+2\mathrm{e}^{-}\longrightarrow \mathrm{Fe}\quad E^\circ=-0,76\\ \mathrm{V}\n
\mathrm{Sn}^{2+}+2\mathrm{e}^{-}\longrightarrow \mathrm{Sn}\quad E^\circ=-0,76\\ \mathrm{V}\n
\mathrm{Cu}^{2+}+2\mathrm{e}^{-}\longrightarrow \mathrm{Cu}\quad E^\circ=+0,34\\ \mathrm{V}\n
Recipientes disponíveis: I. ferro; II. ferro galvanizado (revestido de Zn); III. lata comum (revestida de Sn); IV. cobre.\n
O que precisamos decidir: para cada metal do recipiente, haverá reação espontânea entre o metal e os íons \mathrm{Sn}^{2+} da solução que cause corrosão ou deposição de estanho? Se houver reação espontânea que oxide o metal do recipiente, ele não é adequado; caso contrário, é adequado.

Passo 2

Conceitos essenciais (explicação didática e passo-a-passo):\n
  1. O potencial-padrão de redução E^\circ de um par \mathrm{M}^{2+}/\mathrm{M} indica a tendência do íon \mathrm{M}^{2+} a ganhar elétrons e se reduzir a metal. Valores mais positivos de E^\circ significam que o íon é mais facilmente reduzido (o metal é mais nobre). Valores mais negativos significam que o metal é mais fácil de oxidar.\n
  2. Para decidir se, por exemplo, o metal do recipiente \mathrm{M} será oxidado por \mathrm{Sn}^{2+}, escrevemos a reação global proposta:
\mathrm{M} + \mathrm{Sn}^{2+} \longrightarrow \mathrm{M}^{2+} + \mathrm{Sn}.
Nessa reação, \mathrm{Sn}^{2+} é reduzido (cátodo) e \mathrm{M} é oxidado (ânodo).\n
3) A condição de espontaneidade (em condições-padrão) é dada pelo potencial da pilha padrão:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{catodo}} - E^\circ_{\text{anodo}}.
Aqui E^\circ_{\text{catodo}} é o E^\circ do par que sofre redução (no nosso caso \mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn}) e E^\circ_{\text{anodo}} é o E^\circ do par que sofre oxidação (no nosso caso \mathrm{M}^{2+}/\mathrm{M}).\n
4) Interpretação prática: se E^\circ_{\text{cel}}>0 a reação é espontânea e o metal \mathrm{M} será atacado (oxidado) pela solução de \mathrm{Sn}^{2+} — por isso o recipiente NÃO seria adequado. Se E^\circ_{\text{cel}}\le 0 não há tendência espontânea de ocorrer aquela oxidação do metal pela solução de \mathrm{Sn}^{2+}, logo o recipiente é adequado (pelo critério redox-padrão).

Passo 3

Vamos aplicar a fórmula específica ao nosso caso. Para cada metal do recipiente (chamado genericamente de \mathrm{M}) calculamos
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ(\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn}) - E^\circ(\mathrm{M}^{2+}/\mathrm{M}).
Usamos os valores da tabela do enunciado.

Passo 4

Cálculo para o recipiente I (ferro, \mathrm{Fe}):\n
Valor dado: E^\circ(\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn})=-0,76\\ \mathrm{V} e E^\circ(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe})=-0,76\\ \mathrm{V}.\n
Portanto
E^\circ_{\text{cel}} = -0,76 - (-0,76) = 0,00\\ \mathrm{V}.
Interpretação: E^\circ_{\text{cel}}=0 significa que, em condições-padrão, não há força motriz eletroquímica para que \mathrm{Sn}^{2+} reduza e o ferro seja oxidado. Não há reação espontânea de oxidação do ferro pela solução de \mathrm{Sn}^{2+}. Logo o recipiente de ferro é aceitável segundo este critério.

Passo 5

Cálculo para o recipiente II (ferro galvanizado, revestido de \mathrm{Zn}):\n
Valor dado: E^\circ(\mathrm{Zn}^{2+}/\mathrm{Zn})=-0,76\\ \mathrm{V}.\n
Portanto
E^\circ_{\text{cel}} = -0,76 - (-0,76) = 0,00\\ \mathrm{V}.
Interpretação: novamente E^\circ_{\text{cel}}=0 indica ausência de tendência espontânea para que \mathrm{Sn}^{2+} oxide o zinco metálico. Assim, o recipiente galvanizado (revestido de Zn) é aceitável segundo os dados fornecidos.

Passo 6

Cálculo para o recipiente III (lata comum, revestida de \mathrm{Sn}):\n
Aqui o metal do revestimento é o mesmo íon da solução: E^\circ(\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn})=-0,76\\ \mathrm{V}.\n
Portanto
E^\circ_{\text{cel}} = -0,76 - (-0,76) = 0,00\\ \mathrm{V}.
Interpretação: sendo o mesmo par redox, não há nenhum motivo eletroquímico para ocorrer oxidação do revestimento de estanho pela solução de \mathrm{Sn}^{2+}. O recipiente revestido de estanho é obviamente adequado.

Passo 7

Cálculo para o recipiente IV (cobre, \mathrm{Cu}):\n
Valor dado: E^\circ(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu})=+0,34\\ \mathrm{V}.\n
Portanto
E^\circ_{\text{cel}} = -0,76 - (+0,34) = -1,10\\ \mathrm{V}.
Interpretação: E^\circ_{\text{cel}}<0 significa que a reação proposta (oxidar o cobre e reduzir \mathrm{Sn}^{2+} a \mathrm{Sn}) é não espontânea. Ou seja, a solução de \mathrm{Sn}^{2+} não tem tendência a corroer o cobre; o cobre é mais nobre e não será oxidado pela solução de \mathrm{Sn}^{2+}. Logo o recipiente de cobre também é adequado.

Resposta

I, II, III e IV

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