CENTRO DE ENGENHARIAS E
CIÊNCIAS EXATAS
CURSO DE QUÍMICA - LICENCIATURA
INSTRUMENTAÇÃO PARA O ENSINO
DE QUÍMICA
SÉRIE: EXPERIÊNCIAS DEMONSTRATIVAS
REATIVIDADE DE METAIS
ORGANIZAÇÃO: Elisangela Fabiana Boffo
ORIENTAÇÃO: Profa. Márcia Cunha
2001
REATIVIDADE DE METAIS
Introdução:
É de interesse geral os seguintes conceitos:
♦ Oxidação é a perda de elétrons por um elemento
químico (ou aumento de seu número de oxidação).
♦ Redução é o ganho de elétrons por um elemento
químico (ou a diminuição de seu número de oxidação).
A oxidação e a redução são sempre simultâneas.
♦ Oxidante é o elemento (ou substância) que provoca
oxidações (ele próprio se reduzindo).
♦ Redutor é o elemento (ou substância) que provoca
reduções (ele próprio se oxidando).
♦ Eletroquímica é o estudo das reações de oxidaçãoredução que produzem ou são produzidas pela
corrente elétrica.
De fato, nas pilhas e acumuladores ocorrem reações
espontâneas que produzem corrente elétrica; pelo contrário,
nos processos de eletrolise (como, por exemplo, na cromação
de um pára-choque de automóvel) é a corrente elétrica que
produz uma reação química.
Neste trabalho verificaremos a reatividade de alguns
metais com ácido, sendo possível estudar o poder oxidante e
redutor desses metais e podendo compará-los com outros
metais utilizando a tabela dos valores potencial padrão de
eletrodo.
REFERENCIAL TEÓRICO:
Potencial do eletrodo
Observe os sistemas a seguir e seus equilíbrios:
Zn0
2
Cu0
2
Zn + Zn +
22
Zn + SO4
Zn0
Zn2+ + 2 e_
2
2
Cu + Cu +
2SO4
Cu0
Cu2+ + 2 e-
oxidação
redução
Estabelecendo a conexão entre as duas lâminas através de um fio
condutor e colocando a ponte salina, cada equilíbrio desloca-se no
sentido do processo (oxidação ou redução) que possui maior
tendência a ocorrer.
No eletrodo de zinco haverá deslocamento no sentido da
oxidação. Desse modo o zinco (Zno) perderá elétrons que
fluirão através do fio condutor e chegarão ao eletrodo de
cobre, no qual os íons de cobre (Cu2+) receberão esses
elétrons. Assim, no eletrodo de cobre o equilíbrio será
deslocado no sentido da redução.
A tendência a deslocar o equilíbrio num dos sentidos foi
denominada potencial de eletrodo simbolizado por E. Ele pode
ser:
♦ Potencial de oxidação (Eoxd): indica tendência maior a
deslocar o equilíbrio no sentido da oxidação;
♦ Potencial de redução (Ered.): indica tendência maior a
deslocar o equilíbrio no sentido da redução.
Alguns fatores, como a temperatura e a concentração dos
íons, podem influenciar esse potencial.
Um aumento na temperatura do eletrodo favorece a perda de
elétrons. Então, o equilíbrio se desloca no sentido da
oxidação, havendo um aumento do potencial de oxidação.
Zno
Zn2+ + 2 e-
Aumento na temperatura ⇒ tendência a perder elétrons ⇒
aumenta Eoxd
Um aumento da concentração dos íons na solução favorece o
recebimento de elétrons por parte desses íons, ou seja, o
deslocamento do equilíbrio no sentido da redução, devido ao
efeito do íon comum. Ocorre um aumento do potencial de
redução ou uma diminuição do potencial de oxidação.
Zno
Zn2+ + 2 e-
Diminui Eoxd ⇐ aumenta Ered ⇐ aumenta tendência a receber
e- ⇐ aumento na concentração dos cátions
Medida do potencial
Devido à influência da temperatura e da concentração no
potencial do eletrodo, convencionou-se que a sua medida
seria efetuada à temperatura de 25 ºC, em solução um molar e
a pressão de um atm. Temos, assim, o potencial normal de
eletrodo, simbolizado por E0:
♦ Potencial normal de oxidação: E0oxd;
♦ Potencial normal de redução: E0red.
Para qualquer medida que desejamos realizar, devemos,
antes de tudo, escolher um padrão e uma unidade de medida.
Para a medida do potencial de eletrodo, escolheu-se como
padrão o eletrodo de hidrogênio e como unidade de medida o
volt (V), que é a unidade convencional para potencial elétrico.
O eletrodo padrão de hidrogênio é constituído por uma
solução um molar de ácido, pelo qual passa um fluxo de gás
hidrogênio, à pressão constante de um atm., e o sistema está
a 25 ºC. Uma lâmina de platina estabelece o contato entre o
eletrodo e o circuito externo e facilita a reação de oxidaçãoredução do hidrog6enio, pois absorve o gás em sua superfície.
A esse eletrodo padrão associou-se o valor de potencial nulo.
É de forma experimental que se obtém a tabela de potencial
de redução.
Tabela dos potenciais padrão do eletrodo
Confrontando todos os metais com o eletrodo padrão de
hidrogênio, iremos medir seus potenciais padrão e poderemos
então organizar uma tabela de seus potenciais padrão de
eletrodo.
Na verdade, essa medida não é privativa dos metais; podemos
fazê-la também com os não-metais e, de um modo mais geral,
com todos os oxidantes e redutores. Teremos, então, a tabela
dos potenciais padrão de eletrodo ou de oxidação-redução
(E0), para soluções aquosas um molar, a 25 ºC e um atm., de
qualquer oxidante ou redutor. Desde já é bom assinalar que,
multiplicando-se as equações por um número qualquer, os
valores de E0 não serão alterados.
Ni
-0,25
Sn
-0,14
magnésio, alumínio, zinco e ferro deslocarão o cobre de suas
soluções; o chumbo deslocará o cobre, o magnésio ou prata; o
cobre deslocará a prata e o magnésio e assim por diante. Os
metais com potencial padrão negativo deslocará o hidrogênio
e poderão, portanto, ser dissolvidos por ácido com liberação
de hidrogênio; aqueles com potencial padrão positivo somente
poderão ser dissolvidos por ácidos oxidantes (como o HNO3).
O potencial padrão de eletrodo é uma expressão quantitativa
da facilidade com que um elemento perde elétrons. É,
portanto, uma quantificação da força de um metal como
agente redutor. Quanto mais negativo for o potencial de
eletrodo de um metal, maior será sua ação como redutor.
Pb
-0,13
Corrosão metálica
H2(Pt)
0,00
Tabela 1 – Valores do potencial padrão de eletrodo de
metal a 25 ºC.
E0 (Volts) Reação de eletrodo
Reação de eletrodo
E0 (Volts)
Li+ + e+
Li
-
K +e
-3,04
K
Cr+3 +3 e+2
-2,92
Fe
-
+2 e
Ba+2 + 2e-
Ba
-2,91
Cd+2 +2 e-
Sr+2 + 2e-
Sr
-2,89
Co+2 +2 e-
+2
+ 2e
+
-
Ca
-
Na + e
+3
Ce
+2
Mg
+4
Th
Ca
Na
-
+3 e
-2,71
Ce
-
+ 2e
Mg
-
+ 4e
-2,87
Th
-2,48
-2,37
+2
Ni
+2
Sn
+2
Pb
-
+2 e
-
+2 e
-
+2 e
+
-
2H + 2e
+2
-1,90
Cu
-
+2 e
Be+2 + 2e-
Be
-1,85
Hg2+2 + 2e-
V+3 +3 e-
V
-1,80
Ag+ + e-
+3
Al
+2
Mn
+2
Zn
-
+3 e
Al
-
+ 2e
-
+ 2e
-1,66
Mn
-1,18
Zn
-0,76
+2
Pd
+3
Au
Cr
-0,74
Fe
-0,44
Cd
-0,40
Co
Cu
2Hg
Ag
-0,28
+0,34
+0,79
+0,80
-
Pd
+0,99
-
Au
+1,50
+2 e
+3 e
Na tabela, os metais foram organizados de acordo com seus
potenciais, iniciando com os valores negativos e terminando
com os potenciais positivos. Os resultados compõem a
denominada série eletroquímica dos metais. Quanto maior o
potencial negativo do metal, maior será sua tendência de
passar ao estado iônico e vice-versa. Um metal com potencial
mais negativo deslocará qualquer outro metal com potencial
inferior na série das soluções de seus sais. Assim, o
A corrosão dos metais é um processo espontâneo que ocorre
freqüentemente na natureza por ação de diversos fatores.
Dentre eles, podem ser mencionados os processos de
desgaste por atrito, por erosão ou por outros fatores
mecânicos. Entretanto, do ponto de vista eletroquímico, serão
estudados apenas os fenômenos cuja origem são processos
de oxidação de elementos metálicos.
Para abordar o problema, considere o desenho esquemático
representado na figura 1, em que uma peça de ferro metálico,
na forma de eletrodo, é imersa em uma solução ácida.
Observando este sistema, percebe-se que ele não está em
equilíbrio. Da superfície do material, desprendem-se bolhas de
hidrogênio que resultam do ataque ácido sobre o material
metálico, fato que dá origem à corrosão do ferro. O esquema
pode ser representado por:
Desprendimento de hidrogênio: 2H+ + 2e- → H2
Corrosão do ferro: Fe → Fe2+ + 2eReação total: Fe + 2H+ → Fe2+ + H2.
EXPERIMENTO:
Meio ácido
Fe
Figura
– Representação eletroquímica esquemática do
processo de corrosão do ferro em meio ácido. Há
desprendimento de bolhas de hidrogênio da superfície que
resultam do ataque do ácido sobre o ferro.
Pode-se considerar o seguinte quadro para descrever o
sistema:
a) Reação de desprendimento de hidrogênio ocorre em
alguns sítios da superfície cujas propriedades locais
catalisam a reação.
b) A reação de corrosão do ferro ocorre em sítios vizinhos.
c) O elétron gerado na oxidação do ferro nos sítios 1 é
transportado através da fase metálica até o sítio 2.
d) Fechando o circuito elétrico, os íons da solução
movimentam-se para compensar a geração de cargas
locais.
Materiais
♦ 4 tubos de ensaio
♦ 1 estante para tubos de ensaio
♦ placa de cobre metálico (Cu)
♦ placa de zinco metálico (Zn)
♦ placa de ferro metálico (Fe)
♦ placa de alumínio metálico (Al)
♦ ácido clorídrico 4 mol/L
Procedimento
♦ Numere os tubos de ensaio de 1 a 4.
♦ Coloque 2 mL (50 gotas) de ácido clorídrico em cada tubo.
♦ Coloque as placas de metais, uma em cada tubo, ao
mesmo tempo. Observe o que ocorre, anotando suas
observações numa tabela (conforme o esquema abaixo).
Tubo nº
1
2
3
4
Metal
Ferro
Cobre
Zinco
Alumínio
Observações (metal + HCl)
Questões
1. Represente genericamente as transformações ocorridas,
indicando o oxidante e o redutor.
2. Disponha os quatro metais em ordem crescente de poder
oxidante ou em ordem crescente de poder redutor.
DISCUSSÃO:
Os metais ferro, alumínio e zinco são redutores, isto é,
possuem uma tendência espontânea para perderem elétrons:
Fe
Fe2+ + 2eZn
Zn2+ + 2eAl
Al3+ + 3eDesse modo, as placas “liberam” elétrons para a solução.
Já o cobre é um oxidante, isto é, ele tem uma tendência
espontânea para receber elétrons:
Cu2+ + 2eCu
Desse modo, o Cu2+ “captura” elétrons da solução, através da
placa de cobre.
Bibliografia
FELTRE, R. Fundamentos de Química. Volume Único. 2ª
Edição revista e ampliada. Editora Moderna. 1998. São Paulo
– SP.
GEPEQ. Interações e Transformações III. A Química e a
Sobrevivência. Atmosfera – fonte de materiais. Editora da USP
– EDUSP. 1998. São Paulo – SP.
SARDELLA, A. Curso Completo de Química. Volume Único.
Editora Ätica. 1998. São Paulo – SP.
TICIANELLI, E. A., GONZALEZ, E. R. Eletroquímica.
Princípios e Aplicações. Editora da USP – EDUSP. 1998. São
Paulo – SP.
VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa. Editora Mestre Jou.
5ª Edição. 1ª Edição em português em 1981. São Paulo – SP.