São dados os potenciais-padrão químicos:
e
Eo
Eo
Eo
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 (
ou
) é capaz de reagir com ácido clorídrico
e produzir gás hidrogênio?
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 (
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):
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 ou
é capaz de reagir com ácido clorídrico
e produzir gás hidrogênio?
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
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.:
mostra ganhando elétron(s) para formar . - Oxidação é perda de elétrons. Quando uma espécie é oxidada, ela perde elétrons. Ex.: o metal neutro
pode perder elétrons e virar .
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
formado a partir de ácido (íons
), qual meia-reação ocorre?
A meia-reação padrão dada é
A meia-reação padrão dada é
Perceba que aqui
está ganhando elétron (aparece um
no membro direito da oxidação, mas na forma de redução escrita é ganho). Portanto, para formar
a partir de
ocorre redução do íon
. Conclusão útil: produzir
a partir de
requer que o hidrogênio seja reduzido (ganhe elétrons).
Passo 4
Resposta direta da pergunta (a) com a explicação: já vimos que a formação de
exige a meia-reação de redução de
. Então a resposta de (a) é: o hidrogênio precisa reduzir (ou seja, os íons
são reduzidos a
). 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
.
- Ácido clorídrico fornece
em solução aquosa. Para que se libere gasoso, os devem ser reduzidos (conforme Passo 3). - Se
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 come produzir , 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 +
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
e a meia-reação de redução do íon hidrogênio como
então o potencial de célula padrão para a reação
escrito com a redução do hidrogênio e a oxidação do metal é
Explicando: subtraímos o potencial de redução do eletrodo que será oxidado (o metal) do potencial de redução do eletrodo que será reduzido (
). Se
, a reação é espontânea nas condições padrão.
Passo 7
Aplicação numérica para
. A meia-reação dada é
Calculemos o potencial da célula para a reação
:
Substituindo valores:
Como
, a reação é espontânea nas condições-padrão:
oxida para
e
reduz a
. Conclusão: estanho metálico reage com ácido para produzir
(na teoria padrão).
Passo 8
Aplicação numérica para
. A meia-reação dada é
Calculemos o potencial da célula para a reação
:
Substituindo valores:
Aqui
, portanto a reação não é espontânea sob condições padrão: o cobre metálico não se oxida espontaneamente por
para liberar
. Conclusão: cobre não reage com ácido clorídrico para produzir
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
. - Metais com potencial de redução mais positivo (mais acima na série) são menos fáceis de oxidar e geralmente não reagem com
para formar .
No nosso caso,tem (mais negativo que ), então oxida e reage com . tem (mais positivo que ), então não oxida por e não libera .
Passo 10
Resumo final do raciocínio (para fixar na cabeça antes da resposta direta):
- Produzir
exige redução de (pergunta a). - Se
é reduzido, o metal deve ceder elétrons, ou seja, oxidar (pergunta b). - Cálculo dos potenciais de célula mostrou
(espontâneo) e (não espontâneo), portanto reage com produzindo , não (pergunta c).
Resposta
a) O hidrogênio precisa reduzir (os íons
são reduzidos a
).
b) O metal precisa oxidar (o metal perde elétrons ao reagir com ).
c) reage com
produzindo
;
não.
b) O metal precisa oxidar (o metal perde elétrons ao reagir com
c)