Química volume 1



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Descarte dos resíduos: Os metais que não reagiram podem ser lavados e armazenados para outras atividades experimentais; os que reagiram podem ser lavados e lixados com palha de aço ou lixa comum e também guardados; os resíduos líquidos podem ser guardados em frascos com identificação ou diluídos para descarte na pia.

Analisem suas observações

1. Qual dos metais analisados é o mais reativo? E qual é o menos reativo? Como vocês chegaram a essa conclusão?

2. Voltem ao início desta atividade experimental e, com base nos resultados obtidos no experimento, respondam à questão proposta (sobre a tendência à oxidação dos dois canos, um de cobre e outro de ferro). A hipótese que vocês haviam levantado estava certa?

3. De acordo com o Ministério da Saúde, a água distribuída à população para consumo deve ser mantida na faixa de pH de 6,0 a 9,5. Considerando uma água levemente ácida, ou seja, com pH > 6,0 e pH , 7,0, o que seria esperado se ela percorresse encanamentos de ferro?

Agora que você comparou a reatividade do ferro com a do cobre, vamos analisar outro exemplo.

Se mergulharmos uma lâmina de zinco metálico, Zn0(s), em uma solução aquosa de nitrato de prata, AgNO3(aq), observaremos que o Zn0 vai sendo corroído e aparece um pó escuro no fundo do recipiente. O que ocorre?

O Zn0 se oxida por ter maior tendência de perder elétrons que o Ag0. Nessa interação o zinco metálico, Zn0(s), oxida-se a Zn21(aq), enquanto o Ag1(aq) se reduz a prata metálica, Ag0(s).
Imagem

AMJ Studio/Arquivo da editora

A placa de zinco metálico é corroída em contato com a solução de nitrato de prata, ou seja, o Zn0 é oxidado a Zn2+, enquanto os íons Ag+ da solução se reduzem a Ag0, depositando-se próximo à placa.

Cores fantasia, sem escala.


Zn0

Zn(NO3)2(aq)

AgNO3(aq)

Ag em pó


estado inicial

estado final


Zn0(s) + 2 AgNO3(aq)  Zn(NO3)2(aq) + 2 Ag0(s)
Zn0(s) + 2 Ag+(aq) + 2 NO3(aq)  Zn2+(aq) + 2 NO3(aq) + 2 Ag0(s)
Zn0(s) Zn2+(aq) + 2 e

2 Ag+(aq) + 2 e 2 Ag0(s)

Zn0(s) + 2 Ag+(aq)  Zn2+(aq) + 2 Ag0(s)
O zinco metálico, Zn0, se oxida por ter tendência de perder elétrons maior que a da prata, Ag0(s). Simplificadamente, podemos dizer que: para que um metal X se oxide em contato com uma solução que contém íons de outro metal Y (Yy+), é necessário que o elemento X tenha mais tendência a constituir um cátion do que o elemento Y.

Ou seja, o elemento X da substância simples deve ser mais eletropositivo ou ter maior tendência a perder elétrons que o elemento Y do cátion do composto.

A fila de reatividade dos metais é resultado de trabalho experimental e poderá ajudá-lo a equacionar reações de oxirredução de metal com uma solução eletrolítica.
Metais

Cs Rb K Na Li Ba Sr Ca Mg Aℓ Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Bi Cu Hg Ag Pt Au
Reatividade crescente das substâncias

Tendência de formar cátions


<224> Não escreva neste livro.
Observações:

▸ Apesar de não ser metal, o hidrogênio é colocado na fila de reatividade dos metais, o que possibilita prever se um metal se oxida na presença de um ácido (que contém H+) liberando gás hidrogênio – H2(g).

▸ Os metais que estão depois do H nessa fila são chamados de metais nobres. Por sua baixa reatividade, muitos deles (como ouro, platina, prata e cobre) são usados em objetos de adorno.

▸ Os metais mais reativos são os alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) e os alcalinoterrosos (Ca, Sr, Ba, Ra). Quase todos reagem com água, produzindo hidróxido do metal e gás hidrogênio. Por exemplo:

A reação do sódio com a água é bastante perigosa e só pode ser realizada por quem tem clareza dos riscos, e em condições especiais de segurança. Não tente reproduzi-la!

oxidação

0 +1


Na(s) + HOH(aq)  NaOH(aq) + ½ H2(g)

+1 0


redução
As fotos abaixo mostram o que ocorre quando se coloca sódio metálico em contato com água.
Imagens

fotos: Sérgio Dotta Jr./acervo do fotógrafo



A reação de sódio com água é violenta, liberando grande quantidade de energia. Por isso, é comum que o fragmento desse metal se movimente rapidamente na superfície da água e se observe o surgimento de uma chama (foto da direita); o calor liberado provoca a queima do gás hidrogênio produzido na reação.

▸ O aspecto do ferro metálico (Fe0) é bem diferente do dos compostos de ferro(III), Fe3+. Observe na foto ao lado, embaixo, o ferro metálico pulverizado, à esquerda, e um sal de ferro(III), à direita. O mesmo vale para as espécies mostradas na parte superior da foto: cobre metálico (Cu0) na forma de fios usados em eletricidade e íons Cu2+, constituindo CuSO4  5 H2O, um sólido azul.

▸ Não se esqueça de que, ao representar a equação dessas reações de oxirredução (de um metal com um eletrólito em solução), assim como a de qualquer outro tipo de reação, é indispensável respeitar a fórmula das substâncias envolvidas. Somente depois é que se pode realizar o balanceamento da equação. Assim, por exemplo:


Reagentes: alumínio e ácido sulfúrico

Aℓ(s)   H2SO4(aq)

Produtos: sulfato de alumínio e hidrogênio

Aℓ2(SO4)3(aq)    H2(g)

Equação não balanceada: Aℓ(s) + H2SO4(aq)  Aℓ2(SO4)3(aq) + H2(g)

Equação balanceada: 2 Aℓ(s) + 3 H2SO4(aq)  Aℓ2(SO4)3(aq) + 3 H2(g)



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