REATIVIDADE DE METAIS

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1 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

2 Introdução: REATIVIDADE DE METAIS 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: Zn 0 Cu 0 Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + SO 4 2- Cu 2 + Cu 2 + SO 4 2- Zn 0 Zn e _ Cu 0 Cu 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 (Zn o ) perderá elétrons que fluirão através do fio condutor e chegarão ao eletrodo de cobre, no qual os íons de cobre (Cu 2+ ) 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 (E oxd ): indica tendência maior a deslocar o equilíbrio no sentido da oxidação; Potencial de redução (E red. ): 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.

3 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. Zn o Zn e - Aumento na temperatura tendência a perder elétrons aumenta E oxd 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. Zn o Zn e - Diminui E oxd aumenta E red 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 E 0 : Potencial normal de oxidação: E 0 oxd; Potencial normal de redução: E 0 red. 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 (E 0 ), 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 E 0 não serão alterados.

4 Tabela 1 Valores do potencial padrão de eletrodo de metal a 25 ºC. Reação de eletrodo E 0 (Volts) Reação de eletrodo E 0 (Volts) Li + + e - Li -3,04 Cr e - Cr -0,74 K + + e - K -2,92 Fe e - Fe -0,44 Ba e - Ba -2,91 Cd e - Cd -0,40 Sr e - Sr -2,89 Co e - Co -0,28 Ca e - Ca -2,87 Ni e - Ni -0,25 Na + + e - Na -2,71 Sn e - Sn -0,14 Ce e - Ce -2,48 Pb e - Pb -0,13 Mg e - Mg -2,37 2H + + 2e - H 2 (Pt) 0,00 Th e - Th -1,90 Cu e - Cu +0,34 Be e - Be -1,85 Hg e - 2Hg +0,79 V e - V -1,80 Ag + + e - Ag +0,80 Al e - Al -1,66 Pd e - Pd +0,99 Mn e - Mn -1,18 Au e - Au +1,50 Zn e - Zn -0,76 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 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 HNO 3 ). 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. Corrosão metálica 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 - H 2 Corrosão do ferro: Fe Fe e - Reação total: Fe + 2H + Fe 2+ + H 2.

5 Fe Meio ácido EXPERIMENTO: 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 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. 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 Metal Observações (metal + HCl) 1 Ferro 2 Cobre 3 Zinco 4 Alumínio 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.

6 DISCUSSÃO: Os metais ferro, alumínio e zinco são redutores, isto é, possuem uma tendência espontânea para perderem elétrons: Fe Fe e - Zn Zn e - Al Al e - Desse modo, as placas liberam elétrons para a solução. Já o cobre é um oxidante, isto é, ele tem uma tendência espontânea para receber elétrons: Cu e - Cu Desse modo, o Cu 2+ captura elétrons da solução, através da placa de cobre. Bibliografia FELTRE, R. Fundamentos de Química. Volume Único. 2ª Edição revista e ampliada. Editora Moderna São Paulo SP. GEPEQ. Interações e Transformações III. A Química e a Sobrevivência. Atmosfera fonte de materiais. Editora da USP EDUSP São Paulo SP. SARDELLA, A. Curso Completo de Química. Volume Único. Editora Ätica São Paulo SP. TICIANELLI, E. A., GONZALEZ, E. R. Eletroquímica. Princípios e Aplicações. Editora da USP EDUSP São Paulo SP. VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa. Editora Mestre Jou. 5ª Edição. 1ª Edição em português em São Paulo SP.