Série de Reatividade Química

Por: Salezio.Francisco • 1/4/2018 • 2.477 Palavras (10 Páginas) • 335 Visualizações

Página 1 de 10

...

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.

Veja que o metal mais reativo é o lítio (Li) e o menos reativo é o ouro (Au). A (Figura 2) ilustra esse fato.

[pic 3]

Figura 2 - Metais de menor e maior reatividade. (3)

Esse é um dos motivos do ouro ser tão valioso, pois não reagindo, ele permanece intacto por muito tempo. Isso pode ser visto nos sarcófagos e esculturas egípcias revestidas de ouro que datam desde a mais remota antiguidade. Também visualizamos isso quando comparamos a durabilidade de uma joia de ouro puro com a de joias feitas de outros metais que são mais reativos que o ouro. Na (Figura 3) temos a imagem de uma esfinge de ouro.

[pic 4]

Figura 3 - Esfinge de ouro. (3)

Os metais reagem facilmente devido a capacidade de doar elétrons, eles são altamente reativos e eletropositivos. Eletropositividade pode ser definida como a tendência que um átomo tem de perder elétrons. Por ser uma característica de metais pode ser também chamado de caráter metálico. É o inverso da eletronegatividade. A eletropositividade aumenta conforme o raio atômico aumenta.

Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelo elétron mais afastado, maior a facilidade do átomo em doar elétrons, então, maior será a eletropositividade. Os gases nobres também não são considerados, por conta da sua estabilidade. A eletropositividade aumenta nas famílias, de cima para baixo, e nos períodos, da direita para a esquerda. Consequentemente, a reatividade dos metais está associada também à sua energia de ionização, isto é, a energia mínima necessária para remover um elétron do átomo gasoso em seu estado fundamental.

- MATERIAIS E MÉTODOS

- MATERIAIS

Experimento 1: Reatividade do Cobre.

- 4 Tubos de ensaio;

- Estante para tubos de ensaio;

- Espátula;

- Frasco com amparas de cobre;

- Frascos conta-gotas contendo: AgNO3, H2SO4, HgCl e MgSO4.

Experimento 2: Reatividade do Zinco.

- 4 Tubos de ensaio;

- Estante para tubos de ensaio;

- Espátula;

- Frasco com amparas de zinco;

- Frascos conta-gotas contendo: AgNO3, H2SO4, HgCl e MgSO4.

- MÉTODOS

Experimento 1: Reatividade do Cobre.

Tubo 1

- Coloque amparas de cobre no tubo;

- Adicione gotas da solução de AgNO3;