Deslocamento de metais

Neste experimento será observado o que ocorre quando alguns metais são colocados em contato com soluções de sulfato de cobre ou de sulfato de ferro II. A ocorrência ou não de reação permite se ter uma idéia da reatividade dos diferentes metais com os íons cobre ou ferro, indicando suas tendências relativas a se oxidar.

QUESTÃO PRÉVIA

Soluções de íons cobre são capazes de deslocar qualquer metal?

TEMPO PREVISTO

50 minutos.

MATERIAL E REAGENTES

  • 6 béqueres de 100 mL

  • proveta de 25 mL

  • uma régua plástica de 30 cm

  • 150 mL de solução de CuSO4 0,1 mol/L

  • 150 mL de solução de FeSO4 0,1 mol/L

  • amostras dos seguintes metais (de tamanho e forma similares):
alumínio
ferro
cobre
magnésio
estanho
zinco

CUIDADOS

As soluções usadas neste experimento podem ser diluídas em bastante água e descartadas na pia, sempre na presença de um fluxo de água (torneira aberta).

PROCEDIMENTO

1. Identifique os 6 béquers com o nome de cada um dos metais que serão testados. Isto pode ser facilmente feito colocando um pedaço de papel com o nome do metal sob cada um dos béquers.

2. Usando uma proveta, coloque aproximadamente 20 mL de solução de CuSO4 0,1 mol/L em cada um dos béquers.

3. Alinhe os 6 béquers lado a lado, de modo que a régua plástica possa ser colocada sobre eles e suas extremidades fiquem livres

4. Coloque uma amostra do metal apropriado (conforme identificado em cada béquer) sobre a régua plástica que está sobre os béquers.

5. Incline a régua de modo que as amostras dos metais sejam adicionadas ao mesmo tempo à solução de cobre nos béqueres. Imediatamente passe a observar que metais reagem com a solução e note as velocidades relativas de reação. Anote suas observações.

Repita essa experiência com solução de sulfato de ferro II 0,1 mol/L.

CONCEITOS

A série ou fila eletroquímica é uma lista em ordem crescente de reatividade química de diversas espécies químicas, entre elas metais. Isto é, a série eletroquímica, organizada com base nos potenciais padrões de redução, é uma listagem de espécies químicas ordenadas de acordo com uma tendência crescente a se oxidarem. No caso específico dos metais, no topo da lista estão os metais com menor tendência a se oxidar e na parte inferior os com maior tendência a se oxidar. No início da próxima página está um exemplo de fila eletroquímica de alguns metais mais comuns (note que os metais usados neste experimento são destacados e que o hidrogênio também é incluído na listagem).

Na presença de uma solução aquosa, a reação de oxidação desses metais pode ser representada pela seguinte equação química:

Me(s) ® Men+(aq) + ne-

Os metais ao final da lista são extremamente reativos, ou seja, a reação de oxidação acima têm grande tendência a ocorrer. Já os metais no topo da lista não são reativos e os metais no meio da lista são moderadamente reativos. Portanto, os metais ao final da lista são fortes agentes redutores, pois têm grande tendência a se oxidar. O hidrogênio foi incluído nesta listagem, apesar de não ser um metal, pois sua posição na lista separa os metais que reagem com ácido liberando hidrogênio gasoso (metais abaixo do hidrogênio, na lista) daqueles que não reagem com ácido liberando hidrogênio (metais acima do hidrogênio, na lista):

2H+(aq) + 2e- ® H2(g)

Os vários metais que reagem com ácido (ou mesmo com água) para liberar hidrogênio gasoso apresentam diferentes velocidades de reação.

A série eletroquímica também provê informação sobre a capacidade de um metal deslocar o outro em solução, dependendo das suas tendências a se oxidar. Aquele que tiver maior tendência a se oxidar deslocará da solução qualquer metal que tiver menor tendência a se oxidar. Assim, um dado metal deslocará da solução qualquer outro metal que esteja acima dele na fila eletroquímica.

FILA ELETROQUÍMICA: listagem de alguns metais em ordem crescente de suas tendências a se oxidarem (note que o hidrogênio também está incluído nesta listagem).

ouro (não reativo)

platina (menor tendência a se oxidar)

prata

mercúrio

cobre

hidrogênio

chumbo

estanho

níquel

cobalto

ferro

cromo

zinco

manganês

alumínio

magnésio

sódio

cálcio (grande tendência a se oxidar)

potássio (reativo)

Assim, ao colocar os metais em contato com a solução de sulfato de cobre, observar-se-á que os metais deslocarão os íons cobre da solução, pois todos eles têm tendência maior a se oxidar que o cobre. Isto é, quando os metais usados na experiência são colocados em contato com a solução de sulfato de cobre II, as diferenças em atividade são facilmente observáveis. A cor verde-azulada da solução de sulfato de cobre II desaparece à medida que é formado o cobre sólido de cor marrom-avermelhada. As velocidades de deslocamento em soluções de sulfato de cobre variam de muita rápida para o magnésio a moderada para o estanho. A reação com alumínio é mais uma vez atrasada pelo tempo necessário para a remoção da capa de óxido, mas ela acontece rapidamente daí em diante. As reações do alumínio e do magnésio são acompanhadas pela formação de bolhas. Isto ocorre porque a solução de sulfato de cobre II é levemente ácida e estes metais são suficientemente reativos para reagirem mesmo em soluções levemente ácidas.

No caso específico do zinco, a reação que ocorrerá é a seguinte:

Zn(s) + CuSO4(aq) ® ZnSO4(aq) + Cu(s)

Isto é, o zinco desloca os íons cobre da solução; o cobre está acima do zinco na fila eletroquímica. Esta reação entre o zinco e os íons cobres também pode ser escrita na forma de uma reação iônica líquida, deixando-se de lado os íons espectadores (os íons que permanecem imutáveis em ambos os lados da equação, pois não participam da reação):

Zn(s) + Cu2+(aq) ® Zn2+(aq) + Cu(s)

O cobre, por sua vez, não deslocará íons zinco de solução (nem os íons de quaisquer outros metais que estejam abaixo do próprio cobre na fila eletroquímica):

Cu(s) + Zn2+(aq) ® nenhuma reação

O cobre somente deslocará os íons de metais que estejam acima dele na série eletroquímica, tais como o mercúrio ou o ouro.

Por outro lado, ao colocar os metais em contato com a solução de sulfato de ferro II, observar-se-á que nem todos os metais deslocarão os íons ferro II da solução, pois somente alguns deles têm tendência maior a se oxidar que o ferro: zinco, alumínio e magnésio. No caso do magnésio, a reação que ocorrerá é a seguinte:

Mg(s) + FeSO4(aq) ® MgSO4(aq) + Fe(s)

Ou, na forma de uma reação iônica líquida:

Mg(s) + Fe2+(aq) ® Mg2+(aq) + Fe(s)

O ferro, por sua vez, não deslocará íons magnésio de solução (nem os íons de quaisquer outros metais que estejam abaixo do próprio ferro na fila eletroquímica):

Fe(s) + Mg2+(aq) ® nenhuma reação

O ferro somente deslocará os íons de metais que estejam acima dele na série eletroquímica, tais como os íons de níquel, estanho, cobre etc.

QUESTÕES

  1. Existe algum metal que desloca os íons magnésio de solução?

  2. Qual é a reação química que representa a reação química entre íons ferro e alumínio metálico? E entre íons cobre e estanho metálico?

BIBLIOGRAFIA

Sobre ácidos oxidantes:

- Silva, R. R. da, Bocchi, N., Rocha-Filho, R. C. Introdução à Química Experimental. São Paulo, McGraw-Hill, 1990. pp. 39-41.

Sobre balanceamento de equações químicas:

- Rocha-Filho, R. C. & Silva, R. R. da. Introdução aos Cálculos da Química. São Paulo, Makron Books, 1992. pp. 87-93.

RESPOSTA PARA A QUESTÃO 1

Em princípio sim. Metais como sódio, cálcio e potássio têm maior tendência a se oxidar que o magnésio (na série eletroquímica, estão abaixo do magnésio) e, assim, deveriam deslocar os íons magnésio. Porém, esses metais são muito reativos diretamente com a água fria; assim, tão logo esses metais entram em contato com a solução que contém os íons magnésio, eles reagem com a água da solução, gerando gás hidrogênio e formando hidróxido; por exemplo:

2Na(s) + 2H2O(l) ® 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g)

Isto impede que se observe o deslocamento dos íons magnésio em solução.


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