Série Eletroquímica: O Caso dos Metais

Física e Química A 20 de Maio de 2014

Atividade Prático Laboratorial 2.4. Série Eletroquímica: O Caso dos Metais
Física e Química A 2
ÍNDICE
Objetivos ……………………………………………………………………………………………………………………………........ 3
Introdução teórica …….……………………………………………………………………………………………….……………. 4
Questões pré-laboratoriais .…………………………………………………………….…………………………………....... 5
Material e reagentes .………………………………………………………………………………….…………………………… 6
Procedimento experimental ..…….…………………..……………………………………………………………………….. 7
Resultados ……………………………………………………………………………..…………………………………………………. 8
Interpretação dos resultados ………………………………………………………………………………………………….. 9
Questões pós-laboratoriais ……………………………………………………………………………………………………. 11
Bibliografia ……………………………………………………………………………………………………………..…...……....... 13

OBJETIVOS
 Conhecer a utilidade da série eletroquímica no caso dos metais e a sua importância para
o conhecimento da oxidação de determinados metais, de modo a podermos aplicar
esses conhecimentos no dia-a-dia.
 Compreender o porquê de nem todos os metais poderem ser usados como recipientes e
canalizações e o porquê de os cascos dos barcos serem revestidos a zinco.
 Compreender a ação das diferentes soluções em contacto com os diferentes metais.
 Consolidar os conhecimentos dados nas aulas teóricas tais como as reações redução-
-oxidação (redox) e as respetivos poderes redutores/oxidantes registados na Série
Eletroquímica.
 Aprofundar o conhecimento das diferentes técnicas laboratoriais e respetivos materiais.

INTRODUÇÃO TEÓRICA
 Uma reação de oxidação-redução (redox) é uma reação onde existe transferência de
eletrões entre duas espécies químicas. Esta reação é o resultado de uma oxidação e de
uma redução.
 Um elemento diz-se oxidado quando houve um aumento da carga desse elemento
químico. Exemplo: Fe (s) + 2H+
(aq)  Fe2+
(aq) + H2 (g). Neste exemplo o ferro sofreu
oxidação pois viu a sua carga aumentar de Fe para Fe2+
(cedeu dois eletrões).
 Um elemento diz-se reduzido quando houve uma diminuição da sua carga. Exemplo:
Fe (s) + 2H+
(aq)  Fe2+
(aq) + H2 (g). Neste caso o hidrogénio foi reduzido pois viu a
sua carga diminuir de 2H+
para H2 (recebeu dois eletrões).
 Uma espécie química só pode ser reduzida se existir outra no meio que, e entretanto, se
oxide. A esta espécie química que se oxida chama-se espécie redutora, uma vez que ao
oxidar-se, obriga a que a outra se reduza. Uma espécie diz-se oxidante se obriga a que a
outra se oxide.
 As reações redox podem ser generalizadas em A + B+
A+
+ B.
 Admite-se por par conjugado oxidação-redução espécies com o mesmo elemento
químico que diferem no respetivo estado de oxidação.
 Certos metais têm mais tendência a oxidar (Potássio, Sódio, Cálcio, Alumínio, etc.),
enquanto que outros tendem a reduzir-se, sendo mais resistentes à oxidação (Ouro,
Prata, Cobre, etc.).

QUESTÕES PRÉ-LABORATORIAIS
 Todas as soluções deverão ter a mesma concentração? Justifica.
Sim, porque desta maneira, não haverá interferência nos resultados. Por exemplo: ter 10
mL de ácido clorídrico com uma concentração de 1 mol dm-3
e 10 mL do mesmo ácido
com uma concentração de 5 mol dm-3
. O segundo terá muito maior efeito do que o
primeiro porque tem uma concentração 5 vezes maior. Assim, se houver soluções com
maior concentrações do que outras, haverá interferência nos resultados, pelo que se
definiu que todas as soluções usadas nesta atividade experimental teriam 0,1 mol dm-.3
.
 Será que os ácidos atacam os metais? Justifica.
Sim, os ácidos tem forte poder oxidante. Um exemplo disso é o ácido nítrico (HNO3) que
oxida quase todos os metais, devido a ser um ácido forte. A corrosão causada pelo ácido
nítrico é total, pelo que o sal formado está no seu mais alto estado de oxidação. Este ácido
misturado com o ácido clorídrico consegue corroer até mesmo o ouro, um dos metais com
menor tendência para oxidar. Assim, verifica-se que os ácidos atacam os metais e alguns,
até os mais difíceis, como o ouro.
Fig. 1 – Até mesmo o ouro pode ser corroído, através da aqua
regia, uma mistura do ácido nítrico e do ácido clorídrico.

MATERIAL E REAGENTES
Material:
• Pipeta de Pasteur
• Placa de microanálise
• Luvas de látex
Reagentes:
• Solução aquosa de nitrato de magnésio – Mg2+
• Solução aquosa de nitrato de zinco – Zn2+
• Solução aquosa de nitrato de alumínio – Al3+
• Solução aquosa de nitrato de cobre – Cu2+
• Ácido Clorídrico - HCl
• Magnésio
• Zinco
• Alumínio
• Cobre

PROCEDIMENTO
1º - Identificar e etiquetar cada fila e coluna de concavidades da placa de microanálise de
modo a que cada pedaço metálico possa estar em contacto com diferentes soluções.
2º - Colocar cinco amostras de cada metal numa fila da placa de microanálise.
3º - Adicionar com a ajuda da pipeta de Pasteur as soluções e o ácido clorídrico nas
respetivas concavidades da placa de microanálise.
4º - Aguardar cerca de 30 minutos.
5º - Observar as reações ocorridas e registar os resultados.
Fig. 2 – Esquematização da reação redução-oxidação na placa de microanálise.
HClZn2+
Cu
Cu2+
Mg2+
Mg
Al3+
Zn
Al

RESULTADOS
Os resultados observados podem ser devidamente registados no seguinte quadro:
Solução
Metal
Al3+
Mg2+
Cu2+
Zn2+
HCl
Al Não reagiu. Reagiu. Reagiu.
Reage mais
tarde, no
entanto
violentamente.
Mg Reagiu.
Reagiu. Houve
corrosão.
Reagiu.
Reagiu. Houve
formação de
bolhas e
corrosão.
Cu Não reagiu. Não reagiu. Não reagiu. Não reagiu.
Zn Não reagiu. Não reagiu.
Reagiu. Houve
mudança da
cor da solução.
Reage
imediatamente
e corrói até se
dissolver.

INTERPRETAÇÃO DOS RESULTADOS
Nas cinco concavidades da placa de microanálise ocorreram diversas reações de redução-
oxidação (redox) entre as soluções aquosas e ácido clorídrico e os diferentes pedaços de
metais, no entanto em alguns casos não houve qualquer tipo de reação. As reações
ocorridas podem ser traduzidas nas seguintes equações químicas:
Nitrato de Alumínio:
 Magnésio: 2Al3+
(aq) + 3Mg (s)  2Al (s) + 3Mg2+
(aq)
 Cobre: Não reage.
 Zinco: Não reage.
Nitrato de Magnésio:
 Alumínio: Não reage.
 Zinco: Não reage.
Nitrato de Cobre:
 Alumínio: 3Cu2+
(aq) + 2Al (s)  3Cu (s) + 2Al3+
(aq)
 Magnésio: Cu2+
(aq) + Mg (s)  Cu(s) + Mg2+
(aq)
 Zinco: Cu2+
(aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn2+
(aq)
Nitrato de Zinco:
 Alumínio: 3Zn2+
(aq) + 2Al (s)  3Zn (s) + 2Al3+
(aq)
 Magnésio: Zn2+
(aq) + Mg (s)  Zn (s) + Mg2+
(aq)

Ácido Clorídrico:
 Alumínio: 2Al (s) + 6HCl (aq)  2AlCl3 (aq) + 2H2 (g)
 Magnésio: Mg (s) + 2HCl (aq)  MgCl2 (aq) + H2 (g)
 Cobre: Não reagiu.
 Zinco: Zn (s) + 2HCl (aq)  ZnCl2 (aq) + H2 (g)
Estas reações ocorreram todas com a mesma temperatura (cerca de 20º C) com a mesma
pressão e com a soluções de concentração igual (0,1 mol dm-3
). Cada pedaço metálico
deve ter medidas semelhantes e não ser constituído por nenhuma liga. As soluções
também devem ter volumes idênticos. A concavidade onde irá ocorrer a reação deverá ser
de pequenas dimensões para deste modo acelerar a reação.
Através da tabela de resultados supra apresentada, pode-se estabelecer uma ordem de
tendências, tanto para a oxidação como para a redução, dos respetivos metais:
O hidrogénio pode ser integrado nesta série eletromagnética, uma vez que é um elemento
constituinte do ácido clorídrico (HCl), estando presente sob a forma do seu ião H+
. Em
todos as três reações ele ganha 1 eletrão sendo reduzido e vendo, consequentemente, a
sua carga diminuída. Esta série eletromagnética vai exatamente ao encontro da série
eletromagnética representada no manual “11Q“ da Texto Editores na página 150 (fig. 69).
Este facto revela que a atividade foi bem sucedida.
Magnésio
Alumínio
Zinco
Hidrogénio
Cobre
Mg2+
Al3+
Zn2+
H+
Cu2+
Mg
Al
Zn
H
Cu
Tendênciaparaoxidação
Tendênciapararedução

Fig. 3 – Estátua de D. José I em bronze,
uma liga metálica de cobre e estanho que
foi oxidada pelo o oxigénio do ar.
Fig. 4 – O cobre é uma boa opção
para as canalizações.
QUESTÕES PÓS-LABORATORIAIS
1. Através da observação e interpretação dos resultados obtidos, estamos agora
preparados para poder responder às questões-problema colocadas no início da
atividade:
a) Porque razão nem todos os metais
podem ser usados como recipientes?
Os metais quando em contacto com outras
substâncias químicas, podem eventualmente
reagir, oxidando. A oxidação é o aumento da
sua carga elétrica através da cedência de
eletrões. Esta perda de eletrões leva a que esse
metal se deteriore, acabando por corroer por
completo o metal. Assim sendo, as
embalagens têm de ser constituídas por outras
matérias (plástico, fibras, etc.) ou por metais cuja
tendência para oxidar seja muito reduzida (ouro, prata, cobre, etc.)
b) Que metais se devem utilizar nas canalizações?
Tanto as canalizações domésticas, como as industriais contactam com diferentes tipos de
produtos que podem lentamente corroer as
canalizações. Nas habitações domésticas, as
canalizações estão sujeitas a detergentes como
lixívia ou amoníaco, o vinagre ou o limão, produtos
cujo nível de acidez é elevado. Estas devem assim
estar preparadas para o contexto. Como visualizamos

na atividade, o cobre não reagiu com o ácido clorídrico, pelo que seria uma boa opção
para tal finalidade.
c) Porque se protegem os cascos metálicos dos navios com zinco?
Os cascos dos navios são geralmente feitos de aço, uma liga metálica de ferro e carbono.
Esta liga é facilmente oxidada pela oxigénio presente na água do mar. Assim sendo os
navios rapidamente irão corroer, sendo muito dinheiro desperdiçado. Para evitar o
desperdício de materiais e de dinheiro, os cascos são revestidos por um metal cuja
tendência para oxidar é maior do que a do aço. Esse metal chama-se metal de sacrifício,
pois serve para que este seja corroído em primeiro lugar, mantendo o aço intacto. Assim, a
vida de um navio é aumentada drasticamente. O zinco tem maior tendência a oxidar do
que o ferro por exemplo, pelo que irá corroer primeiro do que o ferro.
2. Qual dos metais usados poderia ser usados como contentor de qualquer das
soluções usadas? Justifica.
O cobre sem dúvida, pois, como ficou registado na tabela de resultados, o cobre não
reagiu com nenhuma das soluções aquosas (Mg2+
; Al3+
; Zn2+
), nem mesmo com o ácido
clorídrico, pelo que não haveria oxidação do mesmo, mantendo-se inalterado.
3. Qual das soluções dos sais poderá ser guardada em recipiente de qualquer destes
metais? Justifica.
A solução aquosa de magnésio, porque, conforme se verifica na tabela com o registo dos
resultados, essa solução não reagiu com nenhum dos metais devido à sua baixa tendência
para redução. Assim, essa solução poderá ser armazenada num recipiente de qualquer dos
metais analisados, pois não haverá nenhuma reação química de redução-oxidação (redox).

BIBLIOGRAFIA
(http://www.resumos.net/fisicoquimica.html) – Visitado a 16/05/2014 às 22:39
(http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxirredu%C3%A7%C3%A3o) – Visitado a 16/05/2014 às 23:46
(http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_redox) – Visitado a 17/05/2014 às 00:08
(http://pt.scribd.com/doc/124149518/APL-2-4) – Visitado a 17/05/2014 às 15:34
(http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido) – Visitado a 17/05/2014 às 17:22
(http://images.google.pt/) – Fonte das imagens – Visitado a 17/05/2014 às 19:54
(http://pt.wikipedia.org/wiki/Metal_de_sacrif%C3%ADcio) – Visitado a 17/05/2014 às 21:13
(http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_n%C3%ADtrico) – Visitado a 17/05/2014 às 22:23
VENTURA, Graça; FIOLHAIS, Manuel; FIOLHAIS, Carlos; PAIVA, João; FERREIRA, António José – 11Q,
Química; 1ª ed. Lisboa. Texto Editores, 2012.

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