Previsão de reações espontâneas
Na aula laboratorial, a turma da Leonor mergulha um prego de ferro numa solução azul de sulfato de cobre(II). Passados minutos, o prego fica coberto por uma camada avermelhada. Mas, se mergulharem uma moeda de cobre numa solução de sulfato de ferro(II), nada acontece. Porquê? Como prever, sem fazer a experiência, quando uma reação destas ocorre?
Poder redutor e a série eletroquímica
Os metais não cedem eletrões todos com a mesma facilidade. O magnésio cede-os com muita facilidade; o ouro quase nunca. Chama-se poder redutor a esta tendência para ceder eletrões (isto é, para se oxidar).
Como se ordena? Por ensaios metal/ião: mergulha-se um metal numa solução de iões de outro metal e observa-se se há reação.
| Ensaio | Observação |
|---|---|
| Zn em solução de $\mathrm{Cu^{2+}}$ | Depósito avermelhado de cobre; a cor azul desvanece |
| Cu em solução de $\mathrm{Zn^{2+}}$ | Nada se observa |
| Cu em solução de $\mathrm{Ag^{+}}$ | Depósito de prata; a solução fica azulada |
| Ag em solução de $\mathrm{Cu^{2+}}$ | Nada se observa |
Daqui se conclui que o zinco é melhor redutor do que o cobre, e o cobre é melhor redutor do que a prata. Repetindo os ensaios com muitos metais, obtém-se uma lista ordenada: a série eletroquímica.
Cada metal só é capaz de reduzir os iões dos metais que estão depois dele na série (à direita, na figura). O inverso nunca acontece espontaneamente.
Os valores de E°
Para ordenar os metais com números, usam-se os potenciais-padrão de redução, $E^\circ$, medidos em volts (V) a 25 °C. Cada valor está associado a um par redox (forma oxidada/forma reduzida), por exemplo $\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$, e à semirreação de redução $\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu}$.
Porquê? Um valor de $E^\circ$ elevado significa que o ião tem grande tendência a captar eletrões. Então o metal correspondente tem pouca tendência a cedê-los.
Neste curso, os valores de $E^\circ$ servem apenas para ordenar os pares; não é preciso calcular f.e.m. de pilhas.
| Par redox | $E^\circ/\text{V}$ |
|---|---|
| $\mathrm{Mg^{2+}/Mg}$ | $-2{,}37$ |
| $\mathrm{Al^{3+}/Al}$ | $-1{,}66$ |
| $\mathrm{Zn^{2+}/Zn}$ | $-0{,}76$ |
| $\mathrm{Fe^{2+}/Fe}$ | $-0{,}44$ |
| $\mathrm{Pb^{2+}/Pb}$ | $-0{,}13$ |
| $\mathrm{H^+/H_2}$ | $0{,}00$ |
| $\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$ | $+0{,}34$ |
| $\mathrm{Ag^{+}/Ag}$ | $+0{,}80$ |
A facilidade com que os metais cedem eletrões não é igual para todos. A tabela apresenta os potenciais-padrão de redução, $E^\circ$, de alguns pares redox, medidos a 25…
A facilidade com que os metais cedem eletrões não é igual para todos. A tabela apresenta os potenciais-padrão de redução, $E^\circ$, de alguns pares redox, medidos a 25 °C. Quanto mais elevado é o valor de $E^\circ$ de um par, maior é o poder oxidante da forma oxidada (o ião) e menor é o poder redutor da forma reduzida (o metal).
| Par redox | $E^\circ/\text{V}$ |
|---|---|
| $\mathrm{Mg^{2+}/Mg}$ | $-2,37$ |
| $\mathrm{Al^{3+}/Al}$ | $-1,66$ |
| $\mathrm{Zn^{2+}/Zn}$ | $-0,76$ |
| $\mathrm{Fe^{2+}/Fe}$ | $-0,44$ |
| $\mathrm{Pb^{2+}/Pb}$ | $-0,13$ |
| $\mathrm{H^+/H_2}$ | $0,00$ |
| $\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$ | $+0,34$ |
| $\mathrm{Ag^{+}/Ag}$ | $+0,80$ |
- a) Ordena os metais da tabela por ordem crescente de poder redutor.
- b) Indica, justificando, qual dos iões da tabela é o oxidante mais forte.
- c) Os metais que são redutores mais fortes do que o hidrogénio reagem com ácidos, libertando gás hidrogénio. Indica, justificando com os valores da tabela, quais dos metais nela presentes reagem com ácido clorídrico.
Prever se há reação
Regra: um metal reage espontaneamente com os iões de outro metal se o seu par tiver menor $E^\circ$, ou seja, se for melhor redutor do que esse metal. Diz-se que o desloca da solução.
Um metal mergulhado numa solução reage espontaneamente com os iões de outro metal quando é um redutor mais forte do que esse metal — diz-se que o desloca da solução. A…
Um metal mergulhado numa solução reage espontaneamente com os iões de outro metal quando é um redutor mais forte do que esse metal — diz-se que o desloca da solução. A figura representa a posição relativa de alguns metais na série eletroquímica, com os respetivos valores de $E^\circ$, em volts.
Num laboratório escolar prepararam-se três tubos de ensaio: no tubo 1, mergulhou-se uma lâmina de zinco em solução de sulfato de cobre(II); no tubo 2, uma lâmina de cobre em solução de sulfato de zinco; no tubo 3, um fio de prata em solução de sulfato de cobre(II).
- a) Prevê, justificando com os valores de $E^\circ$, em qual ou em quais dos tubos ocorre uma reação espontânea.
- b) Escreve a equação iónica acertada da reação que ocorre, indicando o oxidante e o redutor.
- c) Indica, justificando, qual das três soluções poderia ser guardada num recipiente de ferro sem que este fosse atacado.
Aplicações e o caso do hidrogénio
O hidrogénio também entra na série, através do par $\mathrm{H^+/H_2}$ ($E^\circ = 0{,}00$ V). Assim, um metal com $E^\circ$ negativo reduz os iões $\mathrm{H^+}$ de um ácido e liberta $\mathrm{H_2}$. Por exemplo, o zinco reage com o ácido clorídrico:
$$\mathrm{Zn(s) + 2\,H^+(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + H_2(g)}$$O cobre ($+0{,}34$ V) e a prata ($+0{,}80$ V) não reagem com ácidos diluídos deste tipo.
A série tem também usos práticos. Numa empresa de galvanoplastia, as águas residuais contêm $\mathrm{Cu^{2+}}$ que convém recuperar. Basta fazê-las passar por um leito de um metal mais redutor do que o cobre, que o desloca da solução. O cobre fica depositado e pode ser reaproveitado.
Numa empresa portuguesa de galvanoplastia, as águas residuais contêm iões $\mathrm{Cu^{2+}}$ que têm de ser recuperados antes da descarga, tanto pelo seu valor económico…
Numa empresa portuguesa de galvanoplastia, as águas residuais contêm iões $\mathrm{Cu^{2+}}$ que têm de ser recuperados antes da descarga, tanto pelo seu valor económico como pelo seu impacto ambiental. Um engenheiro propõe fazer passar essas águas por um leito de um metal barato que desloque o cobre da dissolução, sendo candidatos o ferro, o zinco, o chumbo e a prata. Dados: $E^\circ(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) = -0,44\ \text{V}$; $E^\circ(\mathrm{Zn^{2+}/Zn}) = -0,76\ \text{V}$; $E^\circ(\mathrm{Pb^{2+}/Pb}) = -0,13\ \text{V}$; $E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = +0,34\ \text{V}$; $E^\circ(\mathrm{Ag^{+}/Ag}) = +0,80\ \text{V}$.
- a) Indica, justificando com os valores de $E^\circ$, quais dos quatro metais candidatos conseguem deslocar o cobre da dissolução.
- b) Escreve as equações iónicas acertadas das reações que prevês.
- c) Apresenta uma razão económica que justifique a preferência pela limalha de ferro em detrimento dos outros metais candidatos.
- d) Explica, em termos da rapidez da reação, por que razão se usa limalha de ferro (aparas finas) em vez de placas de ferro.
Em resumo
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O poder redutor mede a facilidade com que um metal cede eletrões. A série eletroquímica ordena os metais por esse poder, com base em ensaios metal/ião.
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Quanto maior é $E^\circ$ de um par, maior é o poder oxidante do ião e menor o poder redutor do metal.
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Um metal reage com os iões de outro se for melhor redutor, ou seja, se o seu $E^\circ$ for menor. Desloca-o da solução.
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Para justificar: identifica os pares, compara os $E^\circ$, conclui e escreve as semirreações e a equação global.
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Metais com $E^\circ < 0$ reduzem, em geral, os iões $\mathrm{H^+}$ de ácidos diluídos e libertam $\mathrm{H_2}$.
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De volta ao início: o ferro ($-0{,}44$ V) desloca o cobre ($+0{,}34$ V), mas o cobre não desloca o ferro. Por isso o prego fica avermelhado e a moeda não.