Artigo Reatividade de Metais

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REATIVIDADE DE METAIS
Diego Brito Hoffmann¹, Francisco Fabiano Lopes da Silva¹, Geovane Saraiva de Oliveira¹, Thayná Lima Silva¹
¹UNIP – Universidade Paulista, Sgas Quadra 913, s/nº - Conjunto B - Asa Sul, Brasília - DF, 70390-130
Resumo
A Reatividade química de um elemento é a propriedade que ele tem de reagir quimicamente, relaciona-se com o caráter metálico ou não metálico do elemento e é consequência da ação conjunta de uma série de propriedades. Considerando-se a importância da reatividade para o entendimento e a previsão de comportamentos das substâncias, o que se refere à capacidade de uma substância de sofrer transformações. Neste trabalho foi proposto a observação da reatividade comportamento de metais frente a diversas condições, tais como condições ácidas, básicas e oxidantes usando de metodologias de analises laboratoriais, permitindo assimilar os conteúdos por meio da criação de quadros. Os quadros permitem discutir a reatividade, bem como os conceitos de oxirredução do zinco e a passivação do alumínio.
Palavras-chave: Reatividade. Metais. Reações químicas. Oxidação. Não oxidação. Zinco. Alumínio.
Introdução Teórica 
A reatividade: Consiste na tendência que um átomo possui para captar ou perder elétrons [1]. O Elemento mais reativo "desloca" o elemento menos reativo. Ex: Lítio (último da sequência) é mais reativo que o ouro (primeiro da sequência), então, Lítio desloca o ouro em uma reação química, substituindo-o: 
Ouro < platina < prata < mercúrio < cobre < hidrogênio < chumbo < estanho < níquel < cobalto < ferro < cromo < zinco < manganês < alumínio < magnésio < sódio < cálcio < potássio < Lítio. [2]
Os metais em geral são muito reativos, eles reagem com a água, com ácidos, com bases, entre outros. 
Ácidos Oxidantes e não oxidantes: Existem metais que reagem com ácido clorídrico liberando gás hidrogênio. Isto ocorre com alguns metais como, por exemplo, o ferro, o zinco, o alumínio e o magnésio. Outros ácidos apresentam o mesmo comportamento que o ácido clorídrico, por exemplo, o ácido acético. Esses ácidos que oxidam os metais cujos Eo (potencial padrão de eletrodo) são negativos e liberam hidrogênio gasoso, são conhecidos como ácidos não oxidantes. Assim, quando os metais reagem com ácidos não oxidantes, formam-se sais dos metais (dissolvidos em solução aquosa) e gás hidrogênio. Mas, se o metal tem Eo positivo, o metal não consegue se oxidar reduzindo íons H ++. 
Os ácidos sulfúrico e nítrico (H2SO4 concentrado e HNO3) cujos ânions (SO4 2- e NO3-) se reduzem causando a oxidação de metais, são conhecidos como ácidos oxidantes. Os metais cujos potenciais de eletrodo são maiores que zero só são oxidados por esse tipo de ácido.[3]
Parte Experimental
Parte 1: Reatividade de metais em condições não oxidantes
Preencheu-se 4 tubos com 3 mL das soluções de ácido acético (1:4), ácido clorídrico (1:3), ácido clorídrico (1:1) e solução de hidróxido de sódio, separadamente. Adicionou-se, individualmente, um pedaço do metal em cada um dos tubos e observou-se o que aconteceu. Anotou-se os resultados na tabela.
Parte 2: Reatividade de metais em condições oxidantes
Preencheu-se 2 tubos com 3 mL das soluções de ácido acético (1:4), ácido nítrico (1:2,5). Adicionou-se, um pedaço do metal no tubo contendo ácido nítrico e observou-se o que aconteceu. No tubo contendo ácido ácetico, adicionou-se o pedaço de metal e adicionou-se também 5 gotas de solução de peróxido de hidrogênio. Observou-se o que aconteceu. Foi anotado os resultados na tabela. 
Parte 3: Passivação de metais – Reatividade do Alumínio
Separou-se quatro tubos de ensaio e duas folhas de alumínio. Tampou-se dois dos tubos com a folha e foi feito uma depressão na folha de alumínio (em um dos tubos usou-se o lado brilhante e no outro use o lado opaco). Lixou-se as folhas de alumínio restantes ( Uma delas o lado opaco e a outra o lado brilhante) restante e repetiu-se o procedimento anterior no outro tubo. Colocou-se quantidade suficiente de ácido clorídrico (1:3) com auxílio de uma pipeta o suficiente para preencher a depressão. Foi observado o tempo que demorou, para que a solução de ácido atingir o fundo do tubo. Anotou –se as observações.
Resultados e Discussões
Parte 1: Reatividade de metais em condições não oxidantes
Zinco + Ácido acético
CH3COOH + Zn Zn(CH2COO) + H2(g)
A reação do ácido acético com o zinco resultou no acetato de zinco com liberação de gás hidrogênio. Reação de simples troca. [5]
O experimento teve sucesso, visto que na reação de simples troca, o zinco reagiu ao ácido acético de acordo com o teórico, houve a formação de gás como foi observado os resultados obtidos na tabela 1.
Zinco + Ácido Clorídrico
Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) 
A formação de bolhas que indica a formação do gás hidrogênio. O zinco reagiu ao ácido clorídrico o zinco deslocou o hidrogênio do HCl e foi formada uma nova substância composta, o cloreto de zinco, e outra substância simples, o gás hidrogênio. Houve a transferência de elétrons entre as espécies químicas. Onde o zinco metálico era mais reativo que o hidrogênio e, por isso, a reação aconteceu. [5]
O experimento teve sucesso, visto que na reação de simples troca, o zinco reagiu ao ácido clorídrico de acordo com o teórico, como foi observado os resultados obtidos na tabela 1. Visto que o ácido mais concentrado (1:1) teve sua ação instantânea em relação ao mesmo acido em menor concentração (1:3).
Zinco + Hidróxido de sódio
Zn(s)+2NaOH(aq)→Na2ZnO2 (aq)+H2 (g) . O produto será um sal e gás hidrogênio (H2). [4]
O experimento teve sucesso, visto que na reação com bases, o zinco reagiu ao Hidróxido de sódio como foi observado os resultados obtidos na tabela 1.
	Solução
	Reação
	Formação de gás
	Cor
	Aquecimento
	Observações
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Ácido acético
	Formou poucas bolhas na superfície do Zinco
	SIM
	O zinco ficou preto
	SIM
	O zinco ficou inteiro
	
	
	
	
	
	
	Ácido Clorídrico (1:3)
	Formou muitas bolhas e ocorreu a corrosão do Zinco, efervesceu depois e um tempo e esquentou
	SIM
	O zinco ficou preto
	SIM
	O zinco se desfez
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Ácido Clorídrico (1:1)
	Efervesceu imediatamente, formou muitas bolhas e ocorreu a corrosão do Zinco instantânea.
	SIM
	O zinco ficou preto
	SIM
	O zinco se desfez instantaneamente
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Hidróxido de sódio
	Formou poucas bolhas, efervesceu pouco e depois de um tempo o Zinco se desfez
	SIM
	O zinco ficou preto
	SIM
	O zinco se desfez lentamente
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Visto que na maioria das reações o Zinco ficou preto é justamente o que indica sua reatividade:
Os metais reativos ficam escuros em pouco tempo e os metais de reatividade intermediária como ferro, zinco, chumbo, alumínio e cobre escurecem ao longo do tempo.[6]
Parte 2: Reatividade de metais em condições oxidantes
Zinco + Ácido Acético + Peróxido De Hidrogênio
O experimento não teve sucesso, visto que não aconteceu nenhuma reação. Segundo a teoria o haveria a reação de simples troca devido ao ácido acético e devido ao peroxido de hidrogênio também, onde o zinco deveria se decompor e passaria por um processo exotérmico. [6]
Zinco + Ácido Nítrico
O experimento não teve sucesso visto que não aconteceu segundo o previsto pelo teórico onde: A reação de metais com o ácido nítrico produz um sal e um gás de cor castanha (dióxido de nitrogênio, NO2). [6]
	Solução
	Reação
	Formação de gás
	Cor
	Aquecimento
	Observações
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Ácido nítrico
	Formou poucas bolhas
	SIM
	NÃO
	SIM
	Subiu um pó na solução
	
	
	
	
	
	
	Acido
	
	Nenhuma
	NÃO
	NÃO
	NÃO
	-
	acético
	+
	
	
	
	
	
	peroxido
	de
	
	
	
	
	
	hidrogênio
	
	
	
	
	
Parte 3: Passivação de metais – Reatividade do Alumínio
O experimento não teve sucesso vistoque o objetivo era que o ácido atingisse o fundo do tubo, porém tanto nos tubos com o alumínio lixado quanto o não lixado, onde foi colocado o ácido clorídrico na depressão feita na superfície do tubo, houve apenas a formação de poucas bolhas, sem perfurar o alumínio e algum tempo depois exatamente 2,5 segundos o ácido evaporou. Ou seja, não houve por total a reação do ácido clorídrico em relação ao alumínio.
De acordo com a teoria o alumínio sofreu uma passivação (proteção) que impediu a reação do Alumínio com o ácido clorídrico tanto com o alumínio lixado, onde objetivava a remoção dessa película de proteção, quanto o não lixado, o do lado opaco quanto do lado brilhoso.
As superfícies de alumínio possuem uma elevada afinidade com o oxigênio, logo o metal é recoberto sempre com uma fina camada de óxido, fato este que identifica basicamente sua estabilidade química (DIGGLE et al., 1969, BREAKSPERE, 1970; THOMAS & SHERWOOD, 1992; HATCH, 1993). Este processo, como já mencionado anteriormente é espontâneo. Esta película inicialmente formada por óxido de alumínio é amorfa (REBOULT & WARNER, 1997), muito porosa e protege muito pouco o alumínio, se for “removida” formar-se-á outra novamente. Com o tempo esta camada de óxido cresce a temperatura ambiente esta camada depois de um mês pode chegar a uma espessura de 0,01 µm (MANUAL del ...,1959).
Frequentemente o Alumínio é mencionado como um material ativo (muito reativo). A sua resistência à corrosão está estritamente relacionada as qualidades mais ou menos protetoras da camada ou filme de óxido de alumínio formado na sua superfície, a passivação (DIGGLE et al., 1969; FOLEY,1986). Segundo Pourbaix (1987) essa qualidade de proteção depende das condições em que é formado este filme óxido. A maioria dos metais e ligas são passivados em presença de um meio básico, à exceção dos metais anfóteros, entre eles o alumínio. A absorção de ânions na camada superficial de óxido de alumínio que promovem a corrosão por pite é um processo competitivo. Isto é, o íon cloreto ou outro íon agressivo é absorvido competitivamente com o íon hidroxila ou moléculas de água as quais, se absorvidas, tendem a promover a passivação. Existem estudos que evidenciam a absorção dos ânions, particularmente do íon cloro, como um estágio preliminar para o pite (FOLEY,1986). Sob certas condições pode entretanto favorecer a formação de óxidos protetores sob sua superfície que lhe confere uma forma de passivação (proteção). É importante a compreensão dos princípios eletroquímicos para entendermos o comportamento de revestimentos protetores como o do Al. Quando se força o metal a se deslocar para potenciais oxidantes, como nos ensaios eletroquímicos, provocamos então taxas de dissolução crescentes. Estimula-se portanto a reação eletroquímica anódica do alumínio indicada a seguir: Al0 → Al+3 + 3e. Em caso de metais que tendem a exibir uma transição ativo-passiva, condições mais oxidantes, estimulam os processos de formação de óxidos, hidróxidos protetores ou seja promove-se a passivação. Verifica-se, com efeito, a redução da taxa de corrosão do metal, que passa a exibir taxas de dissolução muito mais baixas. Esta tendência de um metal de se manter muito pouco inalterado por longo tempo é chamada de passividade, atribuída geralmente à formação da camada protetora na interface metal/solução, que atua como barreira, evitando o contato do metal com o meio (CAVALCANTI et al., 1997). [7]
Conclusão
O conhecimento prévio da fila de reatividade é muito importante para prever a ocorrência ou não de reação de deslocamento entre metais. Qualquer metal dessa fila pode ceder elétrons, ou seja, reduzir cátions de outro metal colocado á sua direita na fila. As reações observadas são de simples troca ou deslocamento, pois resultam da reação entre uma substância simples com uma substância composta, que foram observadas no procedimento parte 1, tanto do zinco com o ácido clorídrico quando com o ácido acético, visto como condições não oxidantes. Além da afinidade química, outros fatores influenciaram a ocorrência de reações entre os metais, como a quantidade de amostra que interferiu na velocidade da reação, e o aquecimento do meio que acelerou a reação. Já na parte 2 observamos que não houve êxito, pois o Zinco não reagiu ás substancias, não correspondendo ao previsto em teoria. Na parte 3 o alumínio não reagiu mesmo sendo lixado, houve a passivação em todos os tubos, o que não era esperado, pois o intuito era que o ácido atingisse o fundo do tubo e corroesse o alumínio. Mas a teoria explica através da passivação o ocorrido, o metal de se manteve muito pouco inalterado por longo tempo é devido a passividade, atribuída geralmente à formação da camada protetora na interface metal/solução, que atua como barreira, evitando o contato do metal com o meio.
	
Referências Bibliográficas
“Reatividade química”; Colégio Web. Disponível em: <https://www.colegioweb.com.br/classificacao-periodica-dos-elementos/reatividade-quimica.html>. Acesso em 19 de maio de 2017.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Ordem de reatividade dos metais"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/ordem-reatividade-dos-metais.htm>. Acesso em 19 de maio de 2017.
VOGEL, A.; “Química Analítica Qualitativa”, 5ª. Ed., Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981.
SOUZA, Lívia Alves de Souza, Química Geral. “Reatividade dos metais”. Disponível em : <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais.htm>. Acesso em 19 de maio de 2017.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. “Reações de simples troca ou deslocamento”; Manual da química. Disponível em : <http://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/reacoes-simples-troca-ou-deslocamento.htm> . Acesso em 19 de maio de 2017.
TEIXEIRA, Álvaro. “Funções químicas e suas reatividades”. Disponível em: <http://web.ccead.puc-rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_funcoes_quimicas.pdf>. Acesso em 19 de maio de 2017.
RODRIGUEZ, Regina Maria Hartog Pombo. “Formação de óxidos nos revestimentos de alumínio depositados por aspersão térmica”. Disponível em: <http://www.pipe.ufpr.br/portal/defesas/tese/005.pdf>. Acesso em: 20 de maio de 2017.