1. Soluções de \mathrm{NaOH} 1 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}, isentas de oxigênio dissolvido, podem evitar o processo de oxidação em certos metais, quando comparadas a soluções de HC \ell 1 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}, também isentas de oxigênio dissolvido. Sejam os metais a seguir e seus respectivos potenciais padrão de redução a 25^{\circ} \mathrm{C} :
  • \mathrm{Ag}^{+} \mid \mathrm{Ag}=+0,80 \mathrm{~V};
  • \mathrm{Cu}^{2+} \mid \mathrm{Cu}=+0,34 \mathrm{~V};
  • \mathrm{A} \ell^{3+} \mid \mathrm{A} \ell=-1,66 \mathrm{~V};
  • \mathrm{Zn}^{2+} \mid \mathrm{Zn}=-0,76 \mathrm{~V};
  • \quad \mathrm{Sn}^{2+} \mid \mathrm{Sn}=-0,25 \mathrm{~V};
  • \mathrm{Fe}^{2+} \mid \mathrm{Fe}=-0,44 \mathrm{~V}.
Quais desses metais que sofriam oxidação quando em contato com \mathrm{HC} \ell 1 \mathrm{M} continuam a se oxidar quando em contato com a solução de NaOH 1 M ?
Dados eventualmente necessários: Potenciais padrão de redução: \mathrm{H}^{+} \mid \mathrm{H}_{2}=0 e \mathrm{C} \ell^{-} \mid \mathrm{C} \ell_{2}=+1,36 \mathrm{~V}.
a) Ferro, estanho, zinco e alumínio.
b) Cobre e prata.
c) Somente ferro e zinco.
d) Somente zinco e alumínio.

Passo 1

O enunciado pede para compararmos o comportamento de certos metais em duas soluções “isentas de oxigênio”:
  • em HCl 1 M, onde o agente oxidante é o íon \mathrm{H}^{+} (meio ácido), gerando \mathrm{H}_{2};
  • em NaOH 1 M, onde, na ausência de \mathrm{H}^{+}, a redução que gera \mathrm{H}_{2} ocorre a partir da água (meio fortemente básico).
    O conteúdo principal é eletroquímica: usamos potenciais padrão de redução para decidir se a oxidação do metal \mathrm{M}\to\mathrm{M}^{n+}+ne^{-} é espontânea, montando a célula com o polo de redução certo (ácido ou básico).

Passo 2

Determinar quais metais se oxidam em HCl 1 M
A semirreação catódica em HCl é
2\,\mathrm{H}^{+} + 2e^- \;\longrightarrow\; \mathrm{H}_2 \quad E^\circ = 0{,}00\;\mathrm{V}.
Para cada metal \mathrm{M}^{n+}/\mathrm{M} com E^\circ_{\mathrm{red}}, a célula total (ânodo = metal; cátodo = \mathrm{H}^+) tem
E^\circ_{\text{cell}} \;=\; E^\circ_{\text{cat}} \;-\; E^\circ_{\text{an}} \;=\; 0{,}00 - E^\circ_{\mathrm{red}}(\mathrm{M}^{n+}/\mathrm{M}).
Se E^\circ_{\text{cell}}>0, a oxidação do metal é espontânea. Logo, oxidam em ácido todos os metais cuja E^\circ_{\mathrm{red}}<0:
\mathrm{Al}\,(-1{,}66),\;\mathrm{Zn}\,(-0{,}76),\;\mathrm{Fe}\,(-0{,}44),\;\mathrm{Sn}\,(-0{,}25).
Não oxida em ácido \mathrm{Cu}\,(+0{,}34) nem \mathrm{Ag}\,(+0{,}80).

Passo 3

Determinar quais continuam a se oxidar em NaOH 1 M
No meio básico, como não há \mathrm{H}^+, a semirreação de redução (cátodo) que gera \mathrm{H}_2 é
2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 2e^- \;\longrightarrow\; \mathrm{H}_2 + 2\,\mathrm{OH}^- \quad E^\circ = -0{,}828\;\mathrm{V}.
O critério de espontaneidade é o mesmo:
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{cat}} - E^\circ_{\text{an}} = (-0{,}828) - E^\circ_{\mathrm{red}}(\mathrm{M}^{n+}/\mathrm{M}).
Queremos E^\circ_{\text{cell}}>0, isto é
E^\circ_{\mathrm{red}}(\mathrm{M}^{n+}/\mathrm{M}) \;<\; -0{,}828\;\mathrm{V}.
Das quatro que oxidavam em ácido, apenas \mathrm{Al} tem E^\circ_{\mathrm{red}}=-1{,}66<-0{,}828, portanto somente alumínio “tem energia” para reduzir água em base e continuar se oxidando.

Passo 4

Consideração química (amfotérios)
Na prática, certos metais (alumínio e zinco) formam complexos solúveis em NaOH (aluminato e zincometalato) e liberam \mathrm{H}_2. Mesmo que, pelo critério puramente eletroquímico, o zinco (-0{,}76) fique ligeiramente acima de -0{,}828, a forte química de complexação faz com que ele também dissolva em base. Metais como ferro e estanho em NaOH tendem a formar hidróxidos insolúveis, interrompendo a corrosão.

Resposta

d) Somente zinco e alumínio.

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