São dados os potenciais-padrão químicos:
\mathrm{Cu}^{2+}+2 e \rightarrow \mathrm{Cu}^{\circ} Eo =+0,36 \mathrm{~V}
\mathrm{H}^{+}+\mathrm{e} \rightarrow 1 / 2 \mathrm{H}_{2} Eo =0,00 \mathrm{~V}
\mathrm{Sn}^{2+}+2 \mathrm{e} \rightarrow \mathrm{Sn}^{\circ} Eo =-0,14 \mathrm{~V}
a-) Para que uma reação produza gás hidrogênio é necessário que o hidrogênio oxide ou que reduza?
b-) Para que um metal possa reagir com ácido clorídrico e possa produzir gás hidrogênio é necessário que ele reduza ou que oxide?
c-) Qual dos metais ( \mathrm{Cu}^{\circ} ou \mathrm{Sn}^{\circ} ) é capaz de reagir com ácido clorídrico (\mathrm{HCl}) e produzir gás hidrogênio?

Passo 1

O enunciado fornece três potenciais-padrão de redução e faz três perguntas. Vou listar explicitamente o que foi dado e o que é pedido.
Dados (copiados do enunciado):
\text{(1) } \mathrm{Cu}^{2+} + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Cu}^{\circ},\quad E^\circ = +0{,}36\\ \mathrm{V}
\text{(2) } \mathrm{H}^{+} + \mathrm{e}^- \rightarrow \tfrac{1}{2}\mathrm{H}_{2},\quad E^\circ = 0{,}00\\ \mathrm{V}
\text{(3) } \mathrm{Sn}^{2+} + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Sn}^{\circ},\quad E^\circ = -0{,}14\\ \mathrm{V}
Perguntas (o que o exercício pede):
a) Para que uma reação produza gás hidrogênio, o hidrogênio precisa oxidar ou reduzir?
b) Para que um metal reaja com ácido clorídrico e produza gás hidrogênio, esse metal precisa reduzir ou oxidar?
c) Qual dos metais \mathrm{Cu}^{\circ} ou \mathrm{Sn}^{\circ} é capaz de reagir com ácido clorídrico (\mathrm{HCl}) e produzir gás hidrogênio?
A partir daqui eu começo a resolver e a explicar passo a passo.

Passo 2

Conceito básico: o que significa “reduzir” e “oxidar” numa reação redox.
  • Redução é ganho de elétrons. Quando dizemos que uma espécie é reduzida, ela recebe elétrons. Ex.: \mathrm{H}^{+} + \mathrm{e}^- \rightarrow \tfrac{1}{2}\mathrm{H}_2 mostra \mathrm{H}^+ ganhando elétron(s) para formar \mathrm{H}_2.
  • Oxidação é perda de elétrons. Quando uma espécie é oxidada, ela perde elétrons. Ex.: o metal neutro \mathrm{M}^{\circ} pode perder elétrons e virar \mathrm{M}^{n+}.
Esses termos são sempre relativos: numa reação redox há um agente oxidante (que é reduzido) e um agente redutor (que é oxidado).

Passo 3

Aplicando o conceito ao gás hidrogênio: quando aparece \mathrm{H}_2 formado a partir de ácido (íons \mathrm{H}^+), qual meia-reação ocorre?
A meia-reação padrão dada é
\mathrm{H}^{+} + \mathrm{e}^- \rightarrow \tfrac{1}{2}\mathrm{H}_2,\quad E^\circ = 0{,}00\\ \mathrm{V}.
Perceba que aqui \mathrm{H}^+ está ganhando elétron (aparece um \mathrm{e}^- no membro direito da oxidação, mas na forma de redução escrita é ganho). Portanto, para formar \mathrm{H}_2 a partir de \mathrm{H}^+ ocorre redução do íon \mathrm{H}^+. Conclusão útil: produzir \mathrm{H}_2 a partir de \mathrm{H}^+ requer que o hidrogênio seja reduzido (ganhe elétrons).

Passo 4

Resposta direta da pergunta (a) com a explicação: já vimos que a formação de \mathrm{H}_2 exige a meia-reação de redução de \mathrm{H}^+. Então a resposta de (a) é: o hidrogênio precisa reduzir (ou seja, os íons \mathrm{H}^+ são reduzidos a \mathrm{H}_2). Vou anotar isso de forma simples e clara quando vier o resumo final.

Passo 5

Agora vamos entender a reação entre um metal e ácido clorídrico (\mathrm{HCl}).
  • Ácido clorídrico fornece \mathrm{H}^+ em solução aquosa. Para que se libere \mathrm{H}_2 gasoso, os \mathrm{H}^+ devem ser reduzidos (conforme Passo 3).
  • Se \mathrm{H}^+ é reduzido, quem dá os elétrons para isso? Tem que ser o metal, que então perde elétrons — isto é, o metal é oxidado.
    Portanto, para um metal reagir com \mathrm{HCl} e produzir \mathrm{H}_2, o metal deve oxidar (perder elétrons). Ou dito de outra forma: o metal atua como agente redutor (é oxidado).

Passo 6

Vamos traduzir isso em termos de potenciais-padrão para decidir se uma reação metal + acid → metal-ion + \mathrm{H}_2 é espontânea.
Regra prática com potenciais padrão de redução:
  • Para a reação global espontânea sob condições padrão, a diferença de potenciais deve ser positiva.
  • Se escolhemos a meia-reação de redução do cátion a metal como
\mathrm{M}^{n+} + n\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{M}^{\circ},\quad E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{M}^{n+}/\mathrm{M})
e a meia-reação de redução do íon hidrogênio como
\mathrm{H}^+ + \mathrm{e}^- \rightarrow \tfrac{1}{2}\mathrm{H}_2,\quad E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{H}^+/\mathrm{H}_2)=0{,}00\\ \mathrm{V},
então o potencial de célula padrão para a reação
\text{metal} + \mathrm{H}^+ \rightarrow \mathrm{metal}^{n+} + \mathrm{H}_2
escrito com a redução do hidrogênio e a oxidação do metal é
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{H}^+/\mathrm{H}_2) - E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{M}^{n+}/\mathrm{M}).
Explicando: subtraímos o potencial de redução do eletrodo que será oxidado (o metal) do potencial de redução do eletrodo que será reduzido ( \mathrm{H}^+). Se E^\circ_{\text{cel}}>0, a reação é espontânea nas condições padrão.

Passo 7

Aplicação numérica para \mathrm{Sn}. A meia-reação dada é
\mathrm{Sn}^{2+} + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Sn}^{\circ},\quad E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn}) = -0{,}14\\ \mathrm{V}.
Calculemos o potencial da célula para a reação \mathrm{Sn}^{\circ} + 2\mathrm{H}^+ \rightarrow \mathrm{Sn}^{2+} + \mathrm{H}_2:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{H}^+/\mathrm{H}_2) - E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn}).
Substituindo valores:
E^\circ_{\text{cel}} = 0{,}00\\ \mathrm{V} - (-0{,}14\\ \mathrm{V}) = +0{,}14\\ \mathrm{V}.
Como E^\circ_{\text{cel}}>0, a reação é espontânea nas condições-padrão: \mathrm{Sn}^{\circ} oxida para \mathrm{Sn}^{2+} e \mathrm{H}^+ reduz a \mathrm{H}_2. Conclusão: estanho metálico reage com ácido para produzir \mathrm{H}_2 (na teoria padrão).

Passo 8

Aplicação numérica para \mathrm{Cu}. A meia-reação dada é
\mathrm{Cu}^{2+} + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Cu}^{\circ},\quad E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}) = +0{,}36\\ \mathrm{V}.
Calculemos o potencial da célula para a reação \mathrm{Cu}^{\circ} + 2\mathrm{H}^+ \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+} + \mathrm{H}_2:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{H}^+/\mathrm{H}_2) - E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}).
Substituindo valores:
E^\circ_{\text{cel}} = 0{,}00\\ \mathrm{V} - (+0{,}36\\ \mathrm{V}) = -0{,}36\\ \mathrm{V}.
Aqui E^\circ_{\text{cel}}<0, portanto a reação não é espontânea sob condições padrão: o cobre metálico não se oxida espontaneamente por \mathrm{H}^+ para liberar \mathrm{H}_2. Conclusão: cobre não reage com ácido clorídrico para produzir \mathrm{H}_2 nas condições padrão (é resistente à ação do ácido diluído).

Passo 9

Interpretação prática e relação com a série de atividade dos metais (resumão amigável):
  • Metais com potencial de redução mais negativo (mais abaixo na série) tendem a oxidar mais facilmente, ou seja, reagem com ácidos liberando \mathrm{H}_2.
  • Metais com potencial de redução mais positivo (mais acima na série) são menos fáceis de oxidar e geralmente não reagem com \mathrm{H}^+ para formar \mathrm{H}_2.
    No nosso caso, \mathrm{Sn} tem E^\circ_{\text{red}} = -0{,}14\\ \mathrm{V} (mais negativo que 0{,}00\\ \mathrm{V}), então oxida e reage com \mathrm{HCl}. \mathrm{Cu} tem E^\circ_{\text{red}} = +0{,}36\\ \mathrm{V} (mais positivo que 0{,}00\\ \mathrm{V}), então não oxida por \mathrm{H}^+ e não libera \mathrm{H}_2.

Passo 10

Resumo final do raciocínio (para fixar na cabeça antes da resposta direta):
  • Produzir \mathrm{H}_2 exige redução de \mathrm{H}^+ (pergunta a).
  • Se \mathrm{H}^+ é reduzido, o metal deve ceder elétrons, ou seja, oxidar (pergunta b).
  • Cálculo dos potenciais de célula mostrou E^\circ_{\text{cel}}(\mathrm{Sn})=+0{,}14\\ \mathrm{V} (espontâneo) e E^\circ_{\text{cel}}(\mathrm{Cu})=-0{,}36\\ \mathrm{V} (não espontâneo), portanto \mathrm{Sn} reage com \mathrm{HCl} produzindo \mathrm{H}_2, \mathrm{Cu} não (pergunta c).

Resposta

a) O hidrogênio precisa reduzir (os íons \mathrm{H}^+ são reduzidos a \mathrm{H}_2).
b) O metal precisa oxidar (o metal perde elétrons ao reagir com \mathrm{HCl}).
c) \mathrm{Sn}^{\circ} reage com \mathrm{HCl} produzindo \mathrm{H}_2; \mathrm{Cu}^{\circ} não.

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