Questão 15. Determine quais reações ocorrerão espontaneamente entre os seguintes conjuntos de reagentes em solução aquosa:
\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}, \mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})}, \mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})}, \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})}

Passo 1

O enunciado dá os quatro reagentes abaixo e pede: determinar quais reações ocorrerão espontaneamente ao colocá‑los em solução aquosa.
\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}, \mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})}, \mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})}, \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})}.
As perguntas implícitas que precisamos responder são:
  • Ao misturar \mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} com \mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})}, ocorre reação espontânea? Se sim, qual a equação balanceada?
  • Ao misturar \mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})} com \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})}, ocorre reação espontânea? Se sim, qual a equação balanceada?
  • Há reação quando se mistura metal com seu próprio sal ( \mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} com \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})} ou \mathrm{Ni}_{(\mathrm{s})} com \mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})})?
  • Ao misturar as duas soluções aquosas ( \mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})} e \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})}) há alguma reação (redox, precipitação, etc.)?
    Tenho todas as informações para decidir (valores padrão de potenciais redox serão usados).

Passo 2

Explicando a ideia que vamos usar (passo a passo, sem pressa).
Quando mistura um metal com a solução aquosa do sal de outro metal, pode ocorrer uma reação de simples troca (deslocamento) se o metal livre for um agente redutor mais forte do que o metal ionizado na solução — em termos práticos, se o metal livre se oxida mais facilmente do que o íon correspondente se reduz.
A maneira sistemática é usar potenciais padrão de redução E^\circ. Para uma célula redox padrão:
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}},áâ
onde E^\circ_{\text{cátodo}}á é o potencial de redução do meio que será reduzido e E^\circ_{\text{ânodo}}â é o potencial de redução do meio que será oxidado.
Se E^\circ_{\text{cell}}>0, a reação espontânea (no sentido escrito) é termodinamicamente favorável sob condições padrão. Vou aplicar isso aos pares possíveis. Não se preocupe com números à toa — eu mostro e explico cada um.

Passo 3

Anotar as meias‑reações relevantes e seus potenciais padrão de redução (valores típicos de tabela):
\mathrm{Al}^{3+} + 3e^- \rightarrow \mathrm{Al}_{(s)},\quad E^\circ = -1,66\\ \mathrm{V}
\mathrm{Ni}^{2+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Ni}_{(s)},\quad E^\circ = -0,25\\ \mathrm{V}
Explicando: esses E^\circ são potenciais de redução (tabela padrão). Um E^\circ mais negativo significa que a espécie tem maior tendência a se oxidar (ou seja, o metal correspondente é um doador de elétrons mais forte). Portanto, \mathrm{Al} tem tendência bem maior a se oxidar do que \mathrm{Ni}.

Passo 4

Analisar o par \mathrm{Al}_{(s)} + \mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})} (ou seja, \mathrm{Ni}^{2+} em solução):
Escrevemos as meias‑reações que ocorreriam se a reação fosse deslocamento:
redução (cátodo): \mathrm{Ni}^{2+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Ni}_{(s)} com E^\circ_{\text{red}}=-0,25\\ \mathrm{V}.
oxidação (ânsodo): \mathrm{Al}_{(s)} \rightarrow \mathrm{Al}^{3+} + 3e^- que é a inversa de \mathrm{Al}^{3+}+3e^-\rightarrow\mathrm{Al}_{(s)} (logo o potencial de redução da meia‑reação direta é -1,66\\ \mathrm{V}, e ao inverter para oxidação mantemos a relação apropriada para o cálculo de E^\circ_{\text{cell}}).
Balanceando elétrons: LCM entre 2 e 3 é 6. Multiplicamos a meia‑reação do níquel por 3 e a do alumínio por 2:
\text{redução: } 3\mathrm{Ni}^{2+} + 6e^- \rightarrow 3\mathrm{Ni}_{(s)}çã
\text{oxidação: } 2\mathrm{Al}_{(s)} \rightarrow 2\mathrm{Al}^{3+} + 6e^-çã
Somando dá a reação iônica líquida:
2\mathrm{Al}_{(s)} + 3\mathrm{Ni}^{2+}_{(aq)} \rightarrow 2\mathrm{Al}^{3+}_{(aq)} + 3\mathrm{Ni}_{(s)}.
Incluindo os ânions sulfato (espectadores) para escrever a equação molecular:
2\mathrm{Al}_{(s)} + 3\mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})} + 3\mathrm{Ni}_{(s)}.

Passo 5

Calcular E^\circ_{\text{cell}} para o deslocamento \mathrm{Al} reduzindo \mathrm{Ni}^{2+}:
Usamos
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}}.áâ
Aqui o cátodo (redução) é \mathrm{Ni}^{2+}/\mathrm{Ni} com E^\circ_{\text{cátodo}} = -0,25\\ \mathrm{V}á. O ânodo (redução referencial) é \mathrm{Al}^{3+}/\mathrm{Al} com E^\circ_{\text{ânodo}} = -1,66\\ \mathrm{V}â. Logo
E^\circ_{\text{cell}} = -0,25 - (-1,66) = +1,41\\ \mathrm{V}.
Como E^\circ_{\text{cell}}>0, a reação escrita é espontânea sob condições padrão. Conclusão: \mathrm{Al}_{(s)} desloca \mathrm{Ni}^{2+} de \mathrm{NiSO}_{4} formando \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3} e \mathrm{Ni}_{(s)}.

Passo 6

Analisar o par inverso \mathrm{Ni}_{(s)} + \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})} (ou seja, tentar \mathrm{Ni} deslocar \mathrm{Al}^{3+}):
A reação proposta seria
3\mathrm{Ni}_{(s)} + 2\mathrm{Al}^{3+}_{(aq)} \rightarrow 3\mathrm{Ni}^{2+}_{(aq)} + 2\mathrm{Al}_{(s)}.
Para essa configuração o cátodo seria \mathrm{Al}^{3+}/\mathrm{Al} com E^\circ_{\text{cátodo}}=-1,66\\ \mathrm{V}á e o ânodo seria \mathrm{Ni}^{2+}/\mathrm{Ni} com E^\circ_{\text{ânodo}}=-0,25\\ \mathrm{V}â. Então
E^\circ_{\text{cell}} = -1,66 - (-0,25) = -1,41\\ \mathrm{V}.
Negativo, logo a reação não é espontânea. Em termos práticos: \mathrm{Ni}_{(s)} não desloca \mathrm{Al}^{3+} da solução de \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3}.

Passo 7

Verificar os casos restantes rapidamente:
  • Metal com seu próprio sal ( \mathrm{Al}_{(s)} com \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})} ou \mathrm{Ni}_{(s)} com \mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})}): nenhuma reação de deslocamento ocorre (é simplesmente metal + íon do mesmo metal; não há razão termodinâmica para mudança).
  • Duas soluções aquosas misturadas ( \mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})} + \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})}): ambas são sulfatos solúveis em água nas condições usuais, não há precipitado e não há agente redutor/oxidante mais forte entre íons positivos que provoque redox — portanto nenhuma reação química nova (além da simples mistura de íons) ocorre.

Resposta

2\mathrm{Al}_{(s)} + 3\mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})} + 3\mathrm{Ni}_{(s)} (espontânea)
As demais combinações não reagem espontaneamente (nem \mathrm{Ni}_{(s)} com \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})}, nem metal com seu próprio sal, nem a mistura de \mathrm{NiSO}_{4(\mathrm{aq})} com \mathrm{Al}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3(\mathrm{aq})}).

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