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LABORATÓRIO DE QUIMICA INORGÂNICA 
REATIVIDADE QUÍMICA DOS METAIS 
 
REATIVIDADE QUÍMICA DOS METAIS 
 
 
A escala de reatividade dos metais pode ser simplificada, conforme a Figura 1: 
 
 
 
 
Figura 1 – Reatividade dos metais. 
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A reatividade do metal varia com sua eletropositividade, logo, quanto mais 
eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os metais mais ativos são 
aqueles que perdem elétrons com maior facilidade, portanto, são mais propensos a 
formar íons positivos. Isso os torna agentes redutores, oxidados com maior ou menor 
facilidade na presença de agentes oxidantes como H2O, HCl, HNO3, H2SO4, O2 e O3, 
conforme a expressão geral: 
𝑀 → 𝑀𝑛+ + 𝑒𝑙é𝑡𝑟𝑜𝑛 (1) 
Para avaliar a facilidade ou a dificuldade do metal em reagir em certo meio, é 
importante observar a série eletroquímica dos metais. Nela, os elementos estão em 
ordem decrescente de reatividade e em ordem crescente de nobreza. Quanto mais 
reativo é o elemento, menos nobre ele é. O ouro (Au), a platina (Pt) e a prata (Ag) têm 
baixa reatividade química e são exemplos de metais nobres. São chamados de “nobres” 
porque dificilmente sofrem o “ataque” químico de outras substâncias. 
O potencial padrão de oxidação (Eox) atribuído a esse processo é um indicador 
da reatividade dos metais. Quanto mais positivo, maior a força redutora e, 
consequentemente, maior a reatividade de um determinado metal frente a um agente 
oxidante. 
Os valores de potencial padrão de oxidação e redução de metais variam entre 
3,04 e -1,5 volts. Na Tabela 1, apresentada a seguir, estão dispostos diversos valores de 
potenciais de diferentes substâncias. Vale ressaltar que, o agente oxidante, é aquela 
substância capaz de oxidar outras substâncias, portanto, ela mesmo sofre redução. Já o 
agente redutor, é aquela substância capaz de reduzir outras substâncias, mas, durante 
o processo, ela sofre oxidação no processo. 
 
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E°(ox) Semirreação E°(red) 
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 →
 
+3,04 𝐿𝑖+ + 𝑒 ⇄ 𝐿𝑖(𝑠) -3,04 
+2,87 𝐶𝑎2+ + 2𝑒 ⇄ 𝐶𝑎(𝑠) -2,87 
+2,71 𝑁𝑎+ + 𝑒 ⇄ 𝑁𝑎(𝑠) -2,71 
+2,36 𝑀𝑔2+ + 2𝑒 ⇄ 𝑀𝑔(𝑠) -2,36 
+1,66 𝐴𝑙3+ + 3𝑒 ⇄ 𝐴𝑙(𝑠) -1,66 
+0,76 𝑍𝑛2+ + 2𝑒 ⇄ 𝑍𝑛(𝑠) -0,76 
+0,44 𝐹𝑒2+ + 2𝑒 ⇄ 𝐴𝑔(𝑠) -0,44 
+0,28 𝐶𝑜2+ + 2𝑒 ⇄ 𝐶𝑜(𝑠) -0,28 
+0,25 𝑁𝑖2+ + 2𝑒 ⇄ 𝑁𝑖(𝑠) -0,25 
+0,14 𝑆𝑛2+ + 2𝑒 ⇄ 𝑆𝑛(𝑠) -0,14 
+0,13 𝑃𝑏2+ + 2𝑒 ⇄ 𝑃𝑏(𝑠) -0,13 
0,00 2𝐻+ + 2𝑒 ⇄ 𝐻2(𝑔) 0,00 
-0,34 𝐶𝑢2+ + 2𝑒 ⇄ 𝐶𝑢(𝑠) +0,34 
-0,80 𝐴𝑔+ + 𝑒 ⇄ 𝐴𝑔(𝑠) +0,80 
-0,85 𝐻𝑔2+ + 2𝑒 ⇄ 𝐻𝑔(𝑙) +0,85 
-1,07 𝐵𝑟2 + 2𝑒 ⇄ 2 𝐵𝑟− +1,07 
-1,36 𝐶𝑙2 + 2𝑒 ⇄ 2 𝐶𝑙− +1,36 
-1,50 𝐴𝑢3+ + 3𝑒 ⇄ 𝐴𝑢(𝑠) +1,50 
-2,87 𝐹2 + 2𝑒 ⇄ 2 𝐹− +2,87 
 
 
 
Tabela 1 – Potenciais padrão (E°). 
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Os metais mais reativos, isto é, aqueles que apresentam valores de potencial 
padrão de oxidação próximos a 3 volts, como por exemplo, o sódio e o potássio, reagem 
espontaneamente com a água, um agente oxidante relativamente fraco, tendo como 
produto o hidrogênio gasoso: 
2 𝑁𝑎(𝑠) + 2 𝐻2𝑂(𝑙) → 2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) (2) 
Nesta reação, o hidrogênio produzido reage muito rápido e entra em combustão 
quando em contato com o oxigênio presente no ar. Com a adição do indicador ácido-
base fenolftaleína, é possível observar o aparecimento de uma coloração rósea que 
evidencia a presença da base (NaOH). 
Na maioria dos metais com potenciais que variam entre 0,0 e 2,5 volts, a 
reatividade de oxidação é moderada, como por exemplo, o manganês, o cádmio ou o 
níquel. Quando são dissolvidos por ácidos diluídos comuns, como o ácido acético, o 
ácido clorídrico ou o ácido sulfúrico, produzem hidrogênio gasoso e um sal como 
produto da reação: 
𝑀𝑛(𝑠) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) → 𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) (3) 
Alguns desses metais também são oxidados por bases fortes, com 
desprendimento de hidrogênio e a formação de hidroxocomplexos solúveis em água: 
𝑀(𝑠) + 2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 2 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝑀(𝑂𝐻)4(𝑎𝑞)
−2 + 𝐻2(𝑔) (4) 
Os metais prata e ouro apresentam valores negativos de potencial de oxidação, 
são mais resistentes à oxidação e são chamados de metais nobres. Tais metais, podem 
ser dissolvidos apenas em ácidos fortemente oxidantes. Como exemplo, a reação da 
prata com o ácido nítrico, que tem como produto o dióxido de nitrogênio (gás castanho, 
muito tóxico): 
𝐴𝑔(𝑠) + 2 𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞) → 𝐴𝑔(𝑎𝑞)
+ + 𝑁𝑂3(𝑎𝑞)
− + 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑁𝑂2(𝑔) (5) 
A adição de ácidos comuns na presença de oxidantes fortes, como por exemplo, 
a mistura de ácido acético e água oxigenada, têm o mesmo efeito de ácidos oxidantes 
fortes: 
𝑀(𝑠) + 𝐻3𝐶𝐶𝑂2𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂2(𝑎𝑞) → 𝑀(𝐻3𝐶𝑂2)2(𝑎𝑞) + 2 𝐻2𝑂(𝑙) (6) 
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Nestes dois últimos casos, não há formação de hidrogênio gasoso como um dos 
produtos da reação, porém o metal ainda sofre corrosão, perdendo elétron no processo. 
Na corrosão, em condições atmosféricas, o oxidante geralmente é o oxigênio do ar, e a 
reação ocorre muito lentamente: 
4 𝐹𝑒(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) + 6 𝐻2𝑂(𝑙) → 4 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3(𝑠) (7) 
Uma outra importante característica é que alguns metais como zinco, crômio, 
manganês e alumínio formam óxidos e hidróxidos anfóteros. Uma substância é dita de 
comportamento anfótero quando possui comportamento ambíguo, pois frente a um 
ácido se comporta como base e na presença de uma base se comporta como ácido. Um 
exemplo de substância que possui comportamento anfótero é o do hidróxido de 
alumínio, Al(OH)3. 
 Baseado nos processos descritos acima, no laboratório virtual você irá avaliar as 
reatividades de diversos metais comuns frente a diversos ácidos, bases e outros agentes 
oxidantes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 
 
CHANGE, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013. 
 
SILVA, Rodrigo Borges da; COELHO, Felipe Lange; Fundamentos de química orgânica e 
inorgânica. Porto Alegre: SAGAH, 2018. 
 
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