Série de Reatividade Química

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PELOTAS

DISCIPLINA DE QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL

CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA

Prof.ª Dr.ª Adriane Medeiros Nunes

PRÁTICA: SÉRIE DE REATIVIDADE QUÍMICA

Janaína Brum

Janaína Costa

Rafaela Fuentes

Turma: P3

Pelotas 1° Semestre/2014

RESUMO

A reatividade de um elemento está relacionada com a perda ou ganha de elétrons. Quanto maior a eletropositividade, maior a reatividade, isso no caso dos metais. E no caso dos não-metais é a eletronegatividade que deve ser maior que a reatividade. O presente relatório discorrera sobre a aula prática de série de reatividade química, com o objetivo de observar a reatividade dos metais frente a diferentes reagentes, interpretar reações de deslocamento simples, observar reações de oxiredução, trabalhando o conceito de reatividade química e estabelecer a ordem de reatividade entre alguns metais por suas forças como agentes redutores.

1. INTRODUÇÃO

        Reações químicas são fenômenos, transformações que modificam a composição química das substâncias. Uma reação química pode ser representada por meio de uma equação química geral ou quando envolver íons através de uma equação iônica. Um aspecto importante é a conservação da massa e o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da ocorrência da mesma, logo toda equação química deve ser balanceada.

As reações ficam evidenciadas através de sinais como aquecimento, formação de precipitado, liberação de gases, mudança de coloração, etc. Existem fatores que podem influenciar na velocidade das reações como: natureza dos reagentes, concentração dos reagentes, temperatura, superfície de contato, presença de um catalisador, afinidade química (reatividade).

        A série eletroquímica dos metais, também chamada de "escala de nobreza" ou de "fila de reatividade química", coloca os elementos em ordem decrescente de reatividade (significa que, cada elemento é mais reativo do que os que vêm depois dele) e em ordem crescente de nobreza (significa que cada elemento é menos nobre do que os que vêm depois dele). 

A espécie reagente (átomo, íon ou molécula) que perde um ou mais elétrons é a que sofre oxidação. Já a espécie química que recebe elétrons sofre redução. Geralmente, quando esse tipo de reação é estudado em Química Inorgânica, ele é chamado de reação de simples troca ou de deslocamento.

        Na (Figura 1) temos a fila de reatividade e a escala de nobreza dos metais.

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Figura 1 - Fila de reatividade e escala de nobreza. (1)

Essa sequência deve ser lida como: o Lítio (Li) é mais reativo do que o Césio (Cs), que é mais reativo do que o Rubídio (Rb), e assim por diante.

Veja que, apesar de não ser um metal, o hidrogênio aparece nessa fila de reatividade porque quando ele está presente em determinadas substâncias (como os ácidos) ele é capaz de formar o cátion hidrônio (H3O+1). Esse cátion pode receber elétrons formando gás hidrogênio e água, segundo a (Equação 1) abaixo:

2 H3O1+(aq) + 2e-→ H2(g) + 2 H2O(l)

Equação 1 – Reação do Hidrônio. (2)

        Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea. A série ou fila de reatividade também organiza os elementos com sua capacidade de se oxidar, quanto mais reativo maior sua capacidade de oxidar-se. Por exemplo: se desejamos armazenar uma solução de sulfato de cobre II (CuSO4). Não poderíamos de forma alguma colocar essa solução num recipiente de alumínio. A (Equação 2) mostra o porque na reação abaixo:

2Al(s) + 3CuSO4(aq)→ 3Cu(s) + Al2(SO4)3(aq)

Equação 2 - Reação do alumínio com o sulfato de cobre II. (3)

Observe que o alumínio se oxidou, perdendo 3 elétrons cada e se tornando cátion alumínio. Veja na (Equação 3):

Al(s) → Al+3(aq) + 3e-

Equação 3 – Reação da oxidação do alumínio. (3)

Simultaneamente, o cátion cobre (Cu+2) que estava presente na solução recebeu os elétrons do alumínio e se reduziu, tornando-se cobre metálico. Cada cátion cobre recebe dois elétrons. Vide a (Equação 4):

Cu+2(aq)+ 2e-  → Cu(s)

Equação 4 – Reação da redução do cobre. (3)

No entanto, se fosse o contrário, e quiséssemos armazenar uma solução de sulfato de alumínio (Al2(SO4)3(aq)), não teria problema nenhum colocá-la num recipiente de cobre, como esta reação não iria ocorrer. Veja a (Equação 5):

Cu(s) + Al2(SO4)3(aq) → não ocorre

Equação 5 – Reação do cobre com Al2SO4 não ocorre. (3)

Esses fatos observados podem ser explicados pelo fato de o alumínio ser mais reativo que o cobre.

Vejamos na fila de reatividade que o alumínio (Al) está à esquerda do cobre (Cu). Por isso, o alumínio reage com a solução formada pelos cátions do cobre; mas o cobre não reage com uma solução formada por cátions alumínio.