Questão 15. Determine quais reações ocorrerão espontaneamente entre os seguintes conjuntos de reagentes em solução aquosa:
\mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})}, \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})}, \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})}, \mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})}

Passo 1

O enunciado pede para determinar quais reações ocorrerão espontaneamente entre os reagentes em solução aquosa: \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})}, \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})}, \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})} e \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}.
Lista explícita das perguntas (ou seja, quais pares devemos avaliar):
  • \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})} com \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})}
  • \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})} com \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})}
  • \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})} com \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}
  • \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} com \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})}
  • \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} com \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}
  • \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})} com \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}
    Essas são todas as combinações relevantes entre os quatro reagentes. A partir daqui eu vou analisar cada caso e ensinar os conceitos necessários passo a passo.

Passo 2

Como vamos decidir se uma reação redox é espontânea, vamos escolher um critério prático e confiável: comparar potenciais-padrão de redução (ou usar a série de atividade dos metais). Vou usar potenciais-padrão porque dá um número claro para decidir espontaneidade. Informação necessária (tabela padrão): os potenciais de redução que precisamos são os seguintes (valores padrão, a 25^\circ\mathrm{C}, eletrodo padrão de hidrogênio = 0,00\,\mathrm{V}).

Passo 3

Explicando a ferramenta que vou usar (aula curta e prática):
  • Uma reação redox se escreve em duas meias-reações: uma de redução (ganho de elétrons) e outra de oxidação (perda de elétrons).
  • O potencial-padrão de redução, E^\circ, mede a tendência da meia-reaçãode redução acontecer. Quanto mais positivo E^\circ, maior a tendência de reduzir.
  • Para uma célula formada por duas meias-reações, o potencial da célula é
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{catodo}} - E^\circ_{\text{anodo}}.
Se E^\circ_{\text{cel}}>0 a reação espontânea (no sentido escrito) sob condições-padrão; se E^\circ_{\text{cel}}<0 não é espontânea nesse sentido.
  • Variáveis: E^\circ_{\text{catodo}} é o potencial de redução da meia-reaçãodo catodo (onde ocorre redução), E^\circ_{\text{anodo}} é o potencial de redução da meia-reaçãodo que será invertida (oxidação).

Passo 4

Valores que usarei (da tabela padrão, para os pares relevantes):
\text{Meia-reações e }E^\circ:çõ
\mathrm{Mn}^{2+} + 2e^- \longrightarrow \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})},\qquad E^\circ = -1,18\,\mathrm{V}
2\mathrm{H}^+ + 2e^- \longrightarrow \mathrm{H}_2_{(\mathrm{g})},\qquad E^\circ = 0,00\,\mathrm{V}
Observação rápida: usamos vírgula decimal conforme pedido. O valor -1,18\,\mathrm{V} para o par \mathrm{Mn}^{2+}/\mathrm{Mn} significa que o metal Mn tende a se oxidar (perder elétrons) mais facilmente que o hidrogênio padrão; por isso esperamos que Mn metálico possa reduzir \mathrm{H}^+ a \mathrm{H}_2.

Passo 5

Analisando \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})}. Raciocínio passo a passo:
  • Em solução aquosa \mathrm{HCl} fornece \mathrm{H}^+ (acidez forte) e \mathrm{Cl}^- (espectador). A reação provável de deslocamento é
\mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{H}^+_{(\mathrm{aq})} \longrightarrow \mathrm{Mn}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{H}_2_{(\mathrm{g})}.
  • Escrevemos as meias-reações padrão:
\text{Redução (catodo): } 2\mathrm{H}^+ + 2e^- \longrightarrow \mathrm{H}_2,\quad E^\circ_{\text{catodo}} = 0,00\,\mathrm{V}çã
\text{Oxidação (anodo): } \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})} \longrightarrow \mathrm{Mn}^{2+} + 2e^-,\quad\text{(inverso da redução com }E^\circ=-1,18\text{)}çãçã
  • Calculamos E^\circ_{\text{cel}}:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{catodo}} - E^\circ_{\text{anodo}} = 0,00 - (-1,18) = +1,18\,\mathrm{V}.
  • Interpretação: E^\circ_{\text{cel}} = +1,18\,\mathrm{V} > 0 significa que a reação é espontânea sob condições padrão. Conclusão prática: o manganês metálico dissolve em ácido clorídrico liberando hidrogênio gasoso e formando \mathrm{MnCl}_2 em solução:
\mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} \longrightarrow \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})} + \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}.
(Essa é a reação típica metal + ácido forte.)

Passo 6

Analisando \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})} + \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})} (ou equivalentemente \mathrm{H}_2 com \mathrm{Mn}^{2+}):
  • A hipótese contrária seria \mathrm{H}_2 reduzindo \mathrm{Mn}^{2+} e depositando \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})}:
\mathrm{Mn}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{H}_2_{(\mathrm{g})} \longrightarrow \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{H}^+_{(\mathrm{aq})}.
  • Meias-reações (usamos os mesmos E^\circ anteriores). Se tratarmos a redução como a \mathrm{Mn}^{2+} ganhando elétrons, então E^\circ_{\text{catodo}} = -1,18\,\mathrm{V} e a oxidação do \mathrm{H}_2 tem potencial (como redução) 0,00\,\mathrm{V}. Assim
E^\circ_{\text{cel}} = (-1,18) - (0,00) = -1,18\,\mathrm{V}.
  • Como E^\circ_{\text{cel}}<0, a reação escrita (H2 reduzindo \mathrm{Mn}^{2+}) não é espontânea sob condições padrão. Conclusão prática: \mathrm{H}_2 não reduz \mathrm{Mn}^{2+} para depositar Mn metálico (ou seja, não ocorre a reação inversa espontaneamente).

Passo 7

Restantes dos pares — raciocínio prático e rápido:
  • \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})} com \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})}: temos a mesma espécie redox ( \mathrm{Mn}/\mathrm{Mn}^{2+}) em ambas as formas; não há diferença de potencial que faça um deslocamento — não há reação espontânea (só equilíbrio entre metal e íon).
  • \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} com \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})}: ambas as soluções têm íons \mathrm{Cl}^- e \mathrm{Mn}^{2+} e \mathrm{H}^+; não há reação redox entre essas espécies (apenas mistura e possível efeito de íon comum), portanto sem reação química nova.
  • \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} com \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}: hidrogênio molecular e ácido clorídrico coexistem; não há reação espontânea de \mathrm{H}_2 com \mathrm{H}^+ que faça algo útil (seria simplesmente o equilíbrio do par redox do hidrogênio), logo nada acontece de novo sem um eletrodo/catalisador.
    Resumo: nenhum desses restantes fornece E^\circ_{\text{cel}}>0 para uma reação útil, exceto o caso em que o metal Mn reduz \mathrm{H}^+.

Resposta

\mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})} \longrightarrow \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})} + \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})} ocorre espontaneamente ( E^\circ_{\text{cel}}=+1,18\,\mathrm{V}).
Nenhuma das outras combinações listadas ( \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})}; \mathrm{Mn}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}; \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})}; \mathrm{HCl}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}; \mathrm{MnCl}_{2(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}) resulta em reação redox espontânea sob condições-padrão.

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