Força relativa de oxidantes e redutores

Transcrição

1 Força relativa de oxidantes e redutores Os metais comportam-se como redutores nas reações de oxidação-redução e a sua oxidação está associada à sua corrosão. Reação ácido-metal Se colocarmos uma placa de zinco, Zn, numa solução aquosa de ácido clorídrico, HCl (aq), verificamos um efeito de efervescência devido à libertação de hidrogénio, H 2. A reação entre o ácido e o metal chama-se reação ácido-metal e resulta da oxidação do zinco, que ocorre, neste caso, com redução simultânea do ião hidrogénio, H +, presente na solução e que se transforma em hidrogénio, H 2. 1

2 Redução, Δn.o. (H) < Zn (s) + 2 HCl (aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) Oxidação, Δn.o. (Zn) > 0 Reação entre o zinco e o ácido clorídrico A variação dos números de oxidação permite confirmar a ocorrência de oxidação. O zinco atua como redutor e a solução ácida como oxidante. A equação pode escrever-se na forma iónica, mostrando apenas os elementos que sofreram variação do número de oxidação: Zn (s) + 2 H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) As semirreações são: Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2 e 2 H + (aq) + 2 e H 2 (g) Zn foi oxidado a Zn 2+ H + foi reduzido a H 2 Há transferência de eletrões do zinco, Zn, para o protão, H +, pelo que a reação entre o ácido e o metal é uma reação de oxidação-redução. 2

3 Nem todos os metais sofrem oxidação quando colocados em HCl (aq). O cobre, por exemplo, não se oxida. Isso significa que o cobre tem menos tendência para ceder eletrões do que o zinco, quando exposto às mesmas condições. Uma reação ácido-metal nem sempre origina hidrogénio. O cobre é oxidado quando mergulhado numa solução de ácido nítrico, HNO 3 (aq), isto é, sofre corrosão. Cu (s) + 4 HNO 3 (aq) Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 2 NO 2 (g) + 2 H 2 O (l) Agente oxidante Poder redutor e poder oxidante O poder redutor relaciona-se com a facilidade com que uma espécie química liberta eletrões (sofre oxidação), e o poder oxidante com a maior ou menor facilidade com que recebe eletrões (sofre redução). Quando comparada com outra, uma espécie química com: maior poder redutor cede eletrões (oxida-se) com mais facilidade. Tem maior tendência para sofrer oxidação. maior poder oxidante recebe eletrões (reduz-se) com mais facilidade. Tem maior tendência para sofrer redução. 3

4 Para comparar o poder redutor de diferentes metais, é necessário fazê-los reagir: com um mesmo oxidante; nas mesmas condições (por exemplo, de temperatura e concentração das espécies reagentes em solução). O zinco, Zn, e o chumbo, Pb, reduzem H + a H 2 numa solução de HCl (aq), ao contrário do cobre, Cu, e da prata, Ag, que não reagem nessa solução: H + é reduzido por Zn ou por Pb H + não é reduzido por Cu nem por Ag Diz-se que o zinco e o chumbo têm maior poder redutor do que o cobre e a prata. Quando é exposto ao ar, o potássio, K, perde o brilho metálico mais rapidamente do que o sódio, Na, e fica coberto por uma camada esbranquiçada de óxido de potássio, K 2 O: 4 K (s) + O 2 (g) 2 K 2 O (s) A reação do potássio com a água também é mais violenta do que a do sódio com a água: 2 K (s) + 2 H 2 O (l) 2 K + (aq) + 2 OH (aq) + H 2 (g) Em ambos os casos ocorre oxidação do metal, e diz-se que o potássio sofre oxidação mais facilmente do que o sódio, ou seja, o potássio cede eletrões com mais facilidade do que o sódio. Conclui-se então que o potássio tem maior poder redutor do que o sódio. 4

5 Por terem tendência para se oxidarem facilmente na presença do oxigénio e da água, a maior parte dos metais não são metais livres, isto é, encontram-se combinados com outros elementos químicos. Ao atuar como redutor, um metal M sofre oxidação e transforma-se num catião metálico, M n+, um ião positivo. Como ião positivo, M n+ deve comportar-se como oxidante, ou seja, uma espécie com tendência para receber eletrões na presença de metais diferentes de M. Assim, soluções aquosas contendo M n+ podem ser usadas para comparar o poder oxidante desses iões metálicos. Uma placa de chumbo, Pb, reage com Cu 2+ (aq), mas não com Al 3+ (aq): Pb (s) + Cu 2+ (aq) Pb 2+ (aq) + Cu (s) Pb (s) + Al 3+ (aq) não ocorre reação Conclui-se que o ião Cu 2+ tem maior poder oxidante do que o ião Al 3+. 5

6 Poder redutor Poder oxidante A série eletroquímica é a lista de espécies químicas ordenadas quanto ao seu poder redutor ou oxidante. K Potássio K + Na Sódio Na + Ca Cálcio Ca 2+ Mg Magnésio Mg 2+ Al Alumínio Al 3+ Zn Zinco Zn 2+ Cr Cromo Cr 3+ Fe Ferro Fe 2+ Pb Chumbo Pb 2+ Cu Cobre Cu 2+ Ag Prata Ag + Au Ouro Au 3+ Quanto maior o poder redutor de um metal, M, menor será o poder oxidante do ião M n+. O conhecimento da série eletroquímica permite prever se um metal sofre oxidação quando mergulhado numa solução aquosa contendo iões de outro metal. Um metal oxida-se reduzindo iões de um outro metal que lhe esteja abaixo na série eletroquímica. Diz-se que é melhor redutor do que o outro metal. 6

7 Uma folha de alumínio, Al, oxidar-se-á se for posta numa solução aquosa de cobre (II), Cu 2+, pois o alumínio está acima do cobre na série eletroquímica: 2 Al (s) + 3 Cu 2+ (aq) 2 Al 3+ (aq) + 3 Cu (s) O alumínio, Al, é melhor redutor do que o cobre, Cu, então a reação ocorre e o Al é oxidado a Al 3+. O cobre (II) em solução, Cu 2+, transforma-se em cobre, Cu. Questões Foi realizada a seguinte experiência para comparar o poder redutor de dois metais, o ferro e o cobre: Fe (s) Fe (s) Cu (s) Há reação Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) Não há reação 1. Escreva a equação química correspondente à reação observada. 2. Identifique o agente redutor e o agente oxidante. 3. Refira, qual dos metais, possui maior poder redutor. 7

8 Questões (Resolução) Foi realizada a seguinte experiência para comparar o poder redutor de dois metais, o Ferro e o cobre: Fe (s) Fe (s) Cu (s) Há reação Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) Não há reação 1. Escreva a equação química correspondente à reação observada. Fe (s) + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu (s) 2. Identifique o agente redutor e o agente oxidante. Agende redutor: Fe Agente oxidante : Cu Refira, qual dos metais, possui maior poder redutor. O ferro possui maior poder redutor que o cobre. 8