Reatividade de metais com ácido clorídrico

Esta experiência tem como objetivo observar o que ocorre quando alguns metais são colocados em contato com uma solução de ácido clorídrico concentrada. A ocorrência ou não da liberação de bolhas de hidrogênio e a velocidade com que essas bolhas se formam dão uma idéia da reatividade do metal com o ácido.

QUESTÃO PRÉVIA

Uma solução concentrada de ácido clorídrico reage com qualquer metal?

TEMPO PREVISTO

50 minutos.

MATERIAL E REAGENTES

  • 6 béqueres de 100 mL

  • 100 mL de solução de HCl 6 mol/L (ácido muriático comercial)

  • proveta de 25 mL

  • uma régua plástica de 30 cm

  • amostras dos seguintes metais (de tamanho e forma similares):

cobre
magnésio
estanho
zinco
ferro
alumínio

CUIDADOS

Soluções concentradas de ácido clorídrico (HCl) são corrosivas e podem causar queimaduras graves. O vapor é extremamente irritante para a pele, olhos e sistema respiratório. Se ocorrer qualquer contato com o ácido, a área afetada deve ser enxagüada com água por 5 minutos; se esse contato envolver o olho, atenção médica deve ser procurada enquanto o enxagüe está sendo feito.

As precauções acima devem ser tomadas ao preparar as soluções diluídas usadas nesta atividade. Recomenda-se a utilização de óculos de segurança sempre que se use soluções ácidas, mesmo diluídas. Ao diluir ácidos, sempre adicione o ácido à água, e não o contrário. O calor liberado pelo processo de diluição do ácido pode causar espirramento se a adição não for feita na seqüência correta.

Este experimento deve ser realizado num ambiente bem ventilado. O gás hidrogênio é gerado por algumas das reações deste experimento. Borbulhamento vigoroso desse gás poderá fazer com que um pouco do ácido clorídrico seja arrastado para o ar, na forma de um aerosol.

O ácido clorídrico usado neste experimento pode ser diluído em bastante água e descartado na pia, sempre na presença de um fluxo de água (torneira aberta). O ácido não utilizado pode ser guardado para uso futuro.

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 da solução de HCl 6 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 aos ácidos nos béquers. Imediatamente passe a observar que metais reagem com o ácido e note as velocidades relativas de reação. Anote suas observações.

DISCUSSÃO

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. Abaixo, 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 em negrito 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):

H+(aq) + e- ® H2(g)

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

Note que os metais abaixo do magnésio são tão reativos que eles reagem diretamente com água fria, por exemplo:

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)

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

Cuidado: não tente observar essa reação. Ela é extremamente exotérmica e pode resultar numa explosão. A solução resultante da reação, solução de hidróxido de sódio, é bastante corrosiva.

Os metais desde o ferro até o magnésio somente reagem com água em ebulição ou com vapor d’água, liberando hidrogênio gasoso. Os metais acima do ferro mas abaixo do hidrogênio são menos reativos e liberam hidrogênio de ácidos, mas não de água; por exemplo:

2Sn(s) + 2HCl(l) ® SnCl2(aq) + H2(g)

Quando os metais utilizados neste experimento forem colocados em contato com o ácido clorídrico, diferenças marcantes poderão ser observadas nas suas reatividades.

O magnésio reagirá imediatamente e bastante vigorosamente, liberando hidrogênio e "desaparecendo" (os íons magnésio ficam dissolvidos, gerando uma solução de cloreto de magnésio). O zinco reagirá um pouco menos vigorosamente que o magnésio. O alumínio, que está entre o magnésio e o zinco na série eletroquímica, também reagirá vigorosamente, mas somente após um certo tempo (o alumínio metálico está recoberto com um filme protetor de óxido de alumínio, resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar; a demora na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com o filme de óxido, assim removendo-o). O ferro reagirá bem mais lentamente com o ácido clorídrico. Assim, somente depois de um certo tempo é que algumas bolhas de hidrogênio se tornarão visíveis, juntamente com uma coloração amarela decorrente da formação do íon ferro (III), Fe3+. No caso do estanho, qualquer reação será visível na forma de pequenas bolhas de hidrogênio na superfície do metal, mas somente depois de 10 minutos a 15 minutos.

Já o cobre não reagirá, embora uma leve coloração amarela possa ser observada no béquer em decorrência da formação do íon complexo CuCl42-(aq) resultante da reação do ácido com o fino filme de óxido que recobre o cobre. O comportamento do cobre pode ser previsto com base na fila eletroquímica apresentada na página anterior, pois ela indica que o hidrogênio tem maior tendência a se oxidar que o cobre.

QUESTÕES

  1. Existe algum ácido com o qual o cobre reagirá?

  2. Qual é a equação química balanceada que representa a reação entre alumínio metálico e ácido clorídrico? E entre níquel metálico e ácido clorídrico?

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

Sim, o ácido nítrico. Esse ácido é, às vezes, classificado como ácido oxidante, pois seu ânion (o íon nitrato, NO3-) se reduz, causando a oxidação do metal e gerando o gás incolor monóxido de nitrogênio, NO. No caso do cobre, a reação que ocorre é a seguinte:

3Cu(s) + 8HNO3(aq) ® 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)

Se você quiser, pode testar esta reação; para tal, use ácido nítrico de concentração cerca de 6 mol/L. Note que, ao contrário do esperado, o gás desprendido apresentará cor marrom; isto se deve ao fato do NO(g), tão logo formado e desprendido, reagir com o oxigênio do ar, formando o dióxido de nitrogênio, NO2, que é marrom:

2NO(g) + O2(aq) ® 2NO2(g)


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