INTRODUÇÃO
Esta atividade experimental tem como
objetivo assimilar os conteúdos sobre as reações de oxidação-redução, através
da criação de quadros. Trata-se de uma experiência simples, realizada com
materiais de fácil aquisição, como objetos de diferentes tipos de metais, que
são utilizados para ilustrar o fenómeno da oxidação dos metais. Os quadros
permitem discutir a reatividade dos vários metais utilizados bem como os conceitos
de oxidação e redução.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
As reações redox
Na classificação das reações
químicas, os termos oxidação e redução abrangem um amplo e diversificado
conjunto de processos. Muitas reações de oxidação-redução são comuns na vida
diária e nas funções vitais básicas, como a combustão, a ferrugem, o
apodrecimento das frutas, a respiração e a fotossíntese.
Uma reacção de oxidação-redução é uma
reacção onde ocorre a transferência de electrões entre os reagentes e é
constituída por duas semi-reacções: uma semi-reacção de oxidação e uma
semi-reacção de redução. A semi-reacção de oxidação é um processo que envolve
perda de electrões de um dos reagentes: a espécie química é oxidada e atua como
agente redutor (dador de eletrões). Por sua vez, a semi-reacção redução é um
processo que envolve o ganho de electrões pelo outro reagente: a espécie
química é reduzida e atua como agente oxidante (aceitador de eletrões). Assim,
ocorre a formação de, pelo menos, duas espécies químicas novas.
A eletronegatividade, que indica a
capacidade de um elemento para captar eletrões, é proporcional ao potencial
oxidante de um elemento. Os elementos mais eletronegativos têm um grande
potencial oxidante, pois têm grande tendência para formar iões negativos. Da
mesma forma, os elementos com eletronegatividades baixas têm um elevado
potencial redutor, pois formam facilmente iões positivos.
A ordem de reatividade dos metais
pode ser estabelecida tendo como referência os potenciais-padrão de redução
(E⁰). Quanto menor for o E⁰ de um determinado metal, mais fácil será a sua
oxidação. Desta forma, os metais podem ser colocados numa fila decrescente de
reatividade, que obdece à ordenação dada pela Figura 1.
Figura 1-
Fila de reatividade de alguns metais.
A corrosão dos metais
A corrosão é
a ação destrutiva que o meio ambiente exerce sobre um metal, dando origem a
problemas técnicos e económicos graves.
Há dois
tipos de corrosão: a corrosão seca e a corrosão húmida. A primeira é o ataque
sofrido pelos metais por parte dos gases, sem qualquer humidade. Afeta, sobretudo
as instalações industriais. A segunda, a mais grave, é provocada pelos agentes
dissolvidos na água, no solo ou na humidade do ar.
Influência do pH do meio na oxidação de metais
Existem vários estudos sobre a
influência do pH na velocidade de oxidação de metais, sendo de notar que essa
influência não é igual para todos eles.
O níquel, o
cobre, o manganésio, o magnésio, o cobalto, o crómio e o cádmio apresentam uma
variação relativamente regular: quanto mais ácido for o meio (menor pH), maior
a velocidade de oxidação (gráfico A da figura abaixo). O ouro, a platina e o
paládio não apresentam alteração da velocidade em função do pH (gráfico B da
figura abaixo). O ferro e o aço não são praticamente oxidados no intervalo 4
< pH < 12 (gráfico C da figura abaixo). Já o alumínio, o zinco e o
estanho não são praticamente oxidados no intervalo 6 < pH < 10 (gráfico D
da figura abaixo).
Figura 2-
Influência do pH do meio na velocidade de oxidação.
Assim, quando ocorre a oxidação dos
metais, estes possuem cores caracteristicas. O óxido de ferro, por exemplo,
apresenta uma coloração castanha avermelhada, enquanto o hidroxicarbonato de
cobre (II) exibe uma cor azul esverdeada. Por outro lado, é possível também que
a oxidação leve à formação de uma camada superficial de óxido, aderente e
protetora, que impede a oxidação do metal subjacente, como é o caso do
alumínio.
REAGENTES
-NaCl (Cloreto de sódio);
-Vinagre.
MATERIAL
-Folha de papel cavalinho;
-Pedaços de metais (ferro, cobre, alumínio).
PROCEDIMENTO
1.
Preparou-se
uma solução de vinagre de 20% (v/v) contendo cloreto de sódio;
1.
Colocou-se
uma folha de papel dentro de um recipiente plástico;
2.
Dispôs-se
os metais sobre a folha de papel;
3.
Verteu-se
lentamente a solução de vinagre de 20% (v/v) contendo cloreto de sódio sobre os
metais e deixou-se a folha de papel a repousar durante três dias;
4.
Retiraram-se
os metais da folha de papel e manteve-se a folha de papel a repousar à
temperatura ambiente durante dois dias.
REGISTO DOS
RESULTADOS/ OBSERVAÇÕES
Pela
observação dos quadros obtidos, pudemos notar que alguns dos metais utilizados
foram facilmente oxidados, enquanto outros permaneceram visivelmente
inalterados.
Os objetos de ferro, em meio ácido e
na presença de NaCl, apresentam uma coloração castanha avermelhada, conhecida
como ferrugem. Esta coloração indica que os objetos de ferro foram oxidados. Já
os objetos de cobre exibem uma coloração azul esverdeada e os objetos de
alumínio apresentam-se visivelmente inalterados, nao ficando marcado na folha
de papel.
TRATAMENTO DE DADOS/
DISCUSSÃO DE RESULTADOS
O contato dos metais com a solução de
vinagre e sal acelera o processo de oxidação, resultando na produção de cores
sobre a tela. Este processo envolve uma troca simultânea de eletrões. As
equações químicas abaixo descrevem esse fenómeno.
O ácido acético (CH₃COOH), o
principal constituinte do vinagre, é ionizado em água segundo a equação A e o
NaCl dissocia-se em água segundo a equação B.
Equação A: CH₃COOH (aq) + H₂O (l)
→ CH₃COO- (aq) + H₃O+
(aq)
Equação B: NaCl (aq) → Na⁺ (aq) + Cl¯ (aq)
Inicialmente, o ferro foi oxidado a
ferro (II) – equação C – pelos iões H₃O⁺ presentes na solução.
Equação C: Fe (s) → Fe²⁺ (aq) + 2e¯
Posteriormente, o ião Fe²⁺, na
presença da água, foi oxidado pelo dioxigénio, originando o ião Fe³⁺, sob a
forma predominante de Fe₂O₃∙xH₂O (ferrugem) – equação D. A quantidade de água associada
a este óxido pode variar (x).
Equação D: 4Fe²⁺ (aq) + 3O₂ (g) +
xH₂O (l) → 2Fe₂O₃∙xH₂O (s)
A formação de ferrugem foi, também,
promovida pela presença de NaCl na solução preparada. Segundo a equação B, da
dissociação do NaCl em água resulta o Na⁺ (ião positivo) e o Cl¯ (ião
negativo). Assim, este sal em água aumenta a condutividade da solução.
O cobre e as ligas metálicas que
contêm cobre, em meio aquoso com ácido acético e quando expostos ao ar,
oxidam-se, ficando cobertos por uma cor azul esverdeada (azinhavre)-
hidroxicarbonato de cobre(II)- segundo a equação E.
Equação E: 2Cu(s) + CO₂(g) + H₂O(l) +
O₂(g)→ CuCO₃∙Cu(OH)₂(s)
Analisando a fila de reatividade dos
metais, verificamos que o potencial-padrão de redução do alumínio é inferior ao
do ferro. Assim, o alumínio reage mais facilmente com o oxigénio do que o
ferro. Todavia, quando o alumínio reage com o oxigénio, segundo a equação F, é
formada uma camada de óxido de alumínio que adere fortemente à superfície do
alumínio, impedindo a corrosão subsequente. Desta maneira, os objetos de
alumínio não apresentaram nenhuma cor em particular e não coloriram a folha.
Equação F: 4Al (s) + 3O₂ (g) → 2Al₂O₃ (s)
CONCLUSÃO
Quanto maior
for o potencial-padrão (E⁰) de um metal, mais fácil será a redução e mais
difícil será a oxidação. No seguimento desta ideia, quanto menor for o potencial-padrão,
mais difícil será a redução e mais fácil será a oxidação. Assim, em caso de
competição entre diferentes espécies, é oxidada a espécie pertencente ao par conjugado
de oxidação-redução com menor potencial-padrão de elétrodo (redutor mais forte)
e é reduzida a espécie pertencente ao par conjugado de oxidação-redução com
maior potencial-padrão de elétrodo.
Pela análise da fila de reatividade
dos metais, depreendemos que a tendência do alumínio se oxidar é superior à do
ferro, que por sua vez é maior que a do cobre, ou seja, o potencial-padrão do
alumínio é menor que o so ferro e o deste último é inferior ao do cobre.
O efeito
produzido pelo pH do meio na velocidade de oxidação dos metais não é igual para
todos eles. No caso do ferro e do alumínio, a velocidade de oxidação aumenta
tanto para valores de pH muito baixos como para os muito elevados. Já no caso
do cobre, a velocidade de oxidação diminui com o aumento do pH do meio.
Com o passar do tempo, os objetos de
cobre tornam-se esverdeados e os de ferro enferrujam, tornando-se avermelhados.
Em alguns metais, como o alumínio, a corrosão é rápida, mas acontece um
fenómeno interessante: a camada de óxido formada na surpefície protege o metal
do oxigénio e impede a contaminação do processo.
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc18/A12.PDF
http://quimicanastaipas.wordpress.com/a-quimica-e-a-arte/
http://educa.fc.up.pt/ficheiros/fichas/878/Introdu%E7%E3o.pdf
GALERIA DE FOTOS
|Eu queria trabalhar com oxido corrosão em tela, o que faço?
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