Atividade química dos metais - Prof Michele Karoline Lima Tenório

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PRÁTICA 16 – ATIVIDADE QUÍMICA DOS METAIS 
As reações redox formam uma das principais classes das reações químicas. 
Muitas reações comuns, como combustão, a corrosão, a fotossíntese, o metabolismo 
dos alimentos e a extração de metais de minérios parecem completamente diferentes, 
mas, ao examinar essas reações ao nível molecular, sob a óptica de um químico, pode-
se ver que elas são exemplos de um único tipo de processo.
Neste caso, as reações químicas ocorrem com o envolvimento de transferência 
de elétrons de um reagente para outro. A redução ocorre quando um reagente ganha 
elétrons e vai para um estado de oxidação mais negativo. Ignorando as cargas, isto é 
exemplificado pelo caso geral:
Aox + ne- → Ared
onde, Aox e Ared se referem as formas oxidadas e reduzidas do elemento A, 
respectivamente.
Inversamente, durante a oxidação, um reagente perde elétrons e vai para um 
estado de oxidação mais positivo. O caso geral pode ser representado como
Bred → Box + ne-
onde, novamente Box e Bred se referem as formas oxidadas e reduzidas do elemento B,
respectivamente.
Cada expressão geral acima é denominada uma meia reação ou meia célula.
Série eletroquímica 
Quando os pares redox são ordenados segundo os potenciais padrão, tem-se 
uma lista de agentes oxidantes e redutores ordenados de acordo com a sua reatividade. 
Quanto mais negativo for o potencial padrão de um par, maior será sua força como 
redutor. Quanto mais reativo é um elemento, menos nobre ele é. Quanto mais nobre o 
elemento, menor sua reatividade.
Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au
Maior reatividade, menor nobreza
A série eletroquímica auxilia na previsão de reações de deslocamento, pois o 
elemento mais reativo desloca o menos reativo de seus compostos como mostrado no 
exemplo abaixo.
Mg + ZnSO4 → MgSO4 + Zn
O magnésio desloca o zinco porque é mais reativo que ele, isto é, o Mg vem 
antes do Zn na fila de reatividade. A reação Zn + MgSO4 não ocorre porque o Zn, sendo 
menos reativo que o Mg, não o desloca de seus compostos.
A forma mais comum de apresentação da série eletroquímica é a tabela de 
potenciais padrão:
Células galvânicas 
Em geral, uma célula eletroquímica é um dispositivo em que uma corrente elétrica 
– o fluxo de elétrons através do circuito – é produzida por uma reação química 
espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma reação não-espontânea. Uma 
célula galvânica é uma célula eletroquímica em que uma reação química espontânea é 
usada para gerar uma corrente elétrica. Dessa forma, uma reação química espontânea 
retira elétrons da célula através do catodo, o sítio de redução, e os libera no anodo, o 
Espécie Semi-reação de redução Eº (V)
Au+/Au Au+ (aq) + e- → Au (s) +1,69
Cl2/Cl- Cl2 (l) + 2e- → 2Cl- (aq) +1,36
N ,H+/NO H2O N (aq) + 4 H+ (aq) + 3e- → NO (g) + 2H2O (l) +0,96
Br2/Br- Br2 (l) + 2e- → 2Br- (aq) +1,09
O2, H2O/OH- O2 (g) + 2 H2O (l) + 4e- → 4 OH- (aq) +0,40; 0,82 em pH 7,0
Cu2+/Cu Cu2+ (aq)+ 2e- → Cu (s) +0,34
AgCl/Ag, Cl- AgCl (s) + e- → Ag (s) + Cl- (aq) +0,22
H+/H2 2H+ (aq) + 2e- → H2 (g) 0, por definição
Fe3+/Fe Fe3+ (aq)+ 3e- → Fe (s) -0,04
Fe2+/Fe Fe2+ (aq)+ 2e- → Fe (s) -0,44
Zn2+/Zn Zn2+ (aq)+ 2e- → Zn (s) -0,76
H2O/H2, OH- 2 H2O (l) + 2e- → H2 (g) + OH- (aq) -0,83; -0,42 em pH 7,0
Al3+/Al Al3+ (aq)+ 3e- → Al (s) -1,66
Mg2+/Mg Mg2+ (aq)+ 2e- → Mg (s) -2,36
Na+/Na Na+ (aq) + e- → Na (s) -2,71
K+/K K+ (aq) + e- → K (s) -2,93
Li+/Li Li+ (aq) + e- → Li (s) -3,05
sítio de oxidação.Tecnicamente, uma “bateria” é uma coleção de células galvânicas 
unidas em série. Na Figura 1 abaixo tem-se uma representação esquemática de célula 
galvânica.
Figura 1: Representação de um célula galvânica.
A célula de Daniell é um exemplo típico de célula galvânica que usa a oxidação 
do cobre pelos íons zinco, inventada em 1836 por John Daniell.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Materiais necessários

Cobre metálico
Ferro metálico
Alumínio
Zinco metálico
Magnésio metálico
Sódio metálico
Ácido clorídrico 2 mol L-1
Ácido nítrico 50%
Sulfato de cobre
Solução de fenolftaleína
Sulfato de cobre 0,01 mol L-1
Sulfato de zinco 5%
Solução de ferricianeto de potássio 
0,1 mol L-1
Ágar-ágar
Tubos de ensaio
Béqueres
Lixa
Placas de Petri
Pipetas
Bico de Bunsen
Cuba de vidro

Procedimento 
1 – Reação de metais com água 
Lixar pedaços de cobre, zinco, alumínio, ferro e magnésio até que apresentem 
aspecto brilhante. Evite manipulá-los com as mãos.
A seguir, colocar os pedaços de metais em cinco tubos de ensaio e cobrir com 
água. Observar as modificações que ocorrem na solução e no metal analisado. 
Em uma cuba de vidro, preencher com água até sua metade e adicionar algumas 
gotas de fenolftaleína. Cortar com auxílio de uma espátula um pequeno pedaço de sódio 
metálico e coloque-o na cuba. Anotar as observações e escrever as respectivas reações. 
Estabeleça uma ordem crescente de reatividade.
2 – Reação de metais com ácido clorídrico 
Colocar em cinco tubos de ensaio 15 mL de ácido clorídrico 2 mol L-1 e os 
seguintes metais previamente lixados: cobre, zinco, alumínio, ferro e magnésio. Observar 
e comparar a velocidade de desprendimento de gás em cada um dos tubos. Escrever as 
reações. Neste caso, também estabeleça uma ordem crescente de reatividade.
3 – Deslocamento de um metal por outro 
Tubo1: Dissolver 0,1 g de sulfato de cobre em 10 mL de água. Adicionar zinco 
em pó sob agitação até que solução se torne incolor.
Tubo 2: Dissolver 0,1 g de sulfato de cobre e 0,2 mL de ácido sulfúrico e 50 mL 
de água. Introduzir nesta solução um pequeno pedaço de ferro. Observar.
Tubo 3: Dissolver 0,1 g de sulfato de cobre em 10 mL de água. Adicionar 
algumas aparas de zinco. Agitar e observar.
Tubo 4: Colocar solução de sulfato de zinco 5% em um tubo de ensaio até 1/3 
do seu volume. Adicionar algumas aparas de cobre. Agitar e observar.
Tubo 5: Colocar solução de sulfato de cobre 0,01 mol L-1 em um tubo de ensaio 
até 1/3 de seu volume. Adicionar algumas aparas de magnésio. Agitar e observar.
4 – Reação do ácido nítrico com o cobre 
Colocar HNO3 a 50% em um tubo de ensaio até aproximadamente ¼ de seu 
volume. Adicionar algumas aparas de cobre. Cuidado: ácido nítrico muito corrosivo e há 
liberação de gases tóxicos; desenvolva o experimento na capela.
5 – Corrosão do ferro 
Pesar 0,5 g de ágar-ágar e dissolver em 50 mL de água. Aquecer até dissolvê-lo 
completamente. Acrescentar a solução de ágar-ágar 3 gotas de ferricianeto de potássio 
0,1 mol L-1 e 2 gotas de fenolftaleína. Misturar bem.
Lixar quatro pregos, até deixá-los sem vestígio de ferrugem. Colocar um dos 
pregos em um lado da placa de Petri. Dobrar um segundo prego em angula reto, com 
auxilio de um alicate, colocando-o ao lado do primeiro prego. Tomar cuidado para os 
pregos não se tocarem.
Enrolar firmemente um fio de cobre previamente lixado em volta do terceiro 
prego. Coloque-o em outra placa de Petri. Ao lado deste colocar um prego com um fio 
de zinco previamente lixado enrolado.
Com a solução de ágar-ágar ainda fluida, derramar cuidadosamente sobre as 
placas de Petri, até que os pregos fiquem completamente cobertos. Guardar as placas e 
observar após 1 semana. Anotar as modificações que ocorrerem.
REFERÊNCIAS 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e 
o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
HARRIS, D. C. Análise química quantitativa. 7ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008.
SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R. C. Introdução a química 
experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990.
GIESBRECHT, E. Experiências de química: técnicas e conceitos básicos. São 
Paulo: Ed. Moderna, 1982.
RUSSEL, J.B., Química Geral Vol I e II. São Paulo:Makron Books, 1994.
BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. I e II. Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986.
MAHAN, B., Química um Curso Universitário. 4ª ed. São Paulo: Ed. Edgard 
Blücher Ltda., 1995.