Potenciais-Padrão de Redução ( E red ^ red ) Volt (V)
Zn^2+ (aq)+2 e^- longrightarrow Zn(s) -0,76
Ni^2+ (a q)+2 e^- longrightarrow Ni(s) -0,23
Cu^2+ (aq)+2 e^- longrightarrow Cu(s) +0,34
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:
2 H^+ + 2 e^- longrightarrow H2
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:
Zn^2+ + 2 e^- longrightarrow Zn E^circ = -0,76 , V
Para o cobre:
Cu^2+ + 2 e^- longrightarrow Cu E^circ = +0,34 , V
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.

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