| Potenciais-Padrão de Redução ( ) | Volt (V) | | :---: | :---: | | | | | | | | | | a) Explique, justificando a sua resposta por meio das semirreações e dos respectivos potencias, o por que o zinco é atacado pelo ácido clorídrico e o cobre não.

Passo 1

Beleza, vamos começar entendendo o que o exercício está pedindo. Temos uma tabela com os potenciais-padrão de redução de três metais: zinco (Zn), níquel (Ni) e cobre (Cu). A questão quer que expliquemos por que o zinco é atacado pelo ácido clorídrico (HCl) e o cobre não, usando essas semirreações e seus respectivos potenciais. Aqui, estamos trabalhando com **reações redox** (oxidação e redução) e **potenciais-padrão de eletrodo**, que nos ajudam a prever se uma reação vai acontecer espontaneamente.

Passo 2

Primeiro, vamos relembrar que numa reação redox, um metal pode **ter sua reação de oxidação ocorrendo** quando ele perde elétrons. Essa capacidade de perder elétrons depende do **potencial-padrão de redução** da semirreação correspondente. Na tabela, o potencial de redução para o zinco é **-0,76 V**, para o níquel é **-0,23 V** e para o cobre é **+0,34 V**. Valores mais **negativos** indicam que a espécie tem maior tendência a **oxidar** (perder elétrons), enquanto valores mais **positivos** indicam maior tendência a **reduzir** (ganhar elétrons).

Passo 3

Vamos analisar a reação do ácido clorídrico com o zinco e com o cobre. O HCl em solução aquosa se dissocia em H⁺ e Cl⁻. A reação que ocorre é entre os íons H⁺ e o metal (Zn ou Cu). Para o metal reagir com H⁺, o metal precisa **oxidar-se**, ou seja, perder elétrons, enquanto o H⁺ **reduz-se** a H₂. A semirreação para a redução do H⁺ é: O potencial-padrão dessa semirreação não está na tabela, mas sabemos que para que a reação ocorra, o potencial de redução do metal oxidado deve ser menor que o do H⁺.

Passo 4

Vamos comparar os potenciais. Para o zinco: Para o cobre: Como o potencial de redução do zinco é **mais negativo** que o do H⁺ (que é 0 V para a semirreação de H⁺ para H₂), o zinco tende a **oxidar-se**, liberando elétrons que reduzem os H⁺ a H₂. Portanto, o zinco reage com o HCl. Já o potencial do cobre é **positivo**, indicando que ele tem menos tendência a oxidar-se em comparação com o zinco e até mesmo que o H⁺. Assim, o cobre **não reage** com o HCl porque não consegue efetivamente reduzir os H⁺ a H₂.

Resposta

Portanto, o zinco é atacado pelo ácido clorídrico porque seu potencial-padrão de redução é mais negativo que o do H⁺, o que faz com que o zinco oxide e reduza os íons H⁺ a H₂. Já o cobre, com potencial-padrão de redução mais positivo, não possui a tendência necessária para oxidar-se e, consequentemente, não reage com o HCl.

Exercícios relacionados

| Potenciais-Padrão de Redução ( ) | Volt (V) | | :---: | :---: | | | | | | | | | | d) Se você tivesse de posse dos elementos e suas respectivas soluções aquosas, mostre o projeto de uma célula galvânica (pilha) que forneça o maior potencial possível. Para este projeto, dê as semirreações que ocorrem no cátodo, no ânodo, a equação global da pilha, a notação global da pilha bem como os potenciais-padrão.
d) Determine o potencial real para a célula, a
| Potenciais-Padrão de Redução ( ) | Volt (V) | | :---: | :---: | | | | | | | | | | f) Neste momento você deseja montar uma pilha de concentração com os elementos presentes na tabela. Considerando as concentrações do ânodo iguais a e as do cátodo iguais a , determine o potencial real inicial de cada pilha de concentração, mostrando todas as etapas envolvidas no processo.
De acordo com os valores de potencial-padrão tabelados, pode-se concluir que não serão observados sinais de transformação química em qual(is) tubo(s)? JUSTIFIQUE as respostas dadas por meio das semirreações e seus respectivos potenciais-padrão.