Importância das Reacções de

Oxidação-Redução

Série Electroquímica

Metais (s)

Iões (aq)

Zn Mg A Cu

Zn2+ ----- Reagiu (2) Reagiu (5) Não reagiu

Mg2+ Não reagiu ----- Não reagiu Não reagiu

Al3+ Não reagiu Reagiu (3) ------ Não reagiu

Cu2+ Reagiu (1) Reagiu (4) Reagiu (6) ------

Observando a tabela verifica-se que o metal mais reactivo é o magnésio

(reage em todas as situações), seguindo-se-lhe o alumínio, o zinco e,

por fim, o cobre (não reage em nenhum dos casos). Sendo assim, a série

electroquímica deve ser organizada do seguinte modo:

Cu < Zn < A < Mg

poder redutor

Série Electroquímica

Metais (s)

Iões (aq)

Zn Mg A Cu

Zn2+ ----- Reagiu (2) Reagiu (5) Não reagiu

Mg2+ Não reagiu ----- Não reagiu Não reagiu

Al3+ Não reagiu Reagiu (3) ------ Não reagiu

Cu2+ Reagiu (1) Reagiu (4) Reagiu (6) ------

(1) Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s)

(2) Mg (s) + Zn2+ (aq) Mg2+ (aq) + Zn (s)

(3) 3Mg (s) + 2A3+ (aq) 3Mg2+ (aq) + 2A (s)

(4) Mg (s) + Cu2+ (aq) Mg2+ (aq) + Cu (s)

(5) 2A (s) + 3Zn2+ (aq) 2A3+ (aq) + 3Zn (s)

(6) 2A (s) + 3Cu2+ (aq) 2A3+ (aq) + 3Cu (s)

Série Electroquímica

Metais (s)

Ácido (aq)

Zn Mg A Cu

HC 1,0 mol dm-3 Reagiu Reagiu Reagiu Não reagiu

Observando a tabela verifica-se que só o cobre é que não reage com o

ácido, ou seja, só este metal é que é menos reactivo (tem menor poder

redutor) do que o H2. Então, a inclusão do hidrogénio na série

electroquímica deve ser feita do seguinte modo

Cu < H2 < Zn < A < Mg

poder redutor

Série Electroquímica

Metais (s)

Ácido (aq)

Zn Mg A Cu

HC 1,0 mol dm-3 Reagiu (7) Reagiu (8) Reagiu (9) Não reagiu

(7) Zn (s) + 2HC (aq) Zn2+ (aq) + 2C- (aq) + H2 (g)

(8) Mg (s) + 2HC (aq) Mg2+ (aq) + 2C- (aq) + H2 (g)

(9) 2A (s) + 6HC (aq) 2A3+ (aq) + 6C- (aq) + 3H2 (g)

Deterioração de metais

A corrosão é uma oxidação não desejada de um metal,

destruindo por isso a sua utilidade.

A humidade atmosférica, os gases do ar e os produtos

químicos são alguns dos responsáveis por este fenómeno.

2 Fe+

2 H2O , O2

4 OH-2 Fe (OH)2H2O , O2

Ferrugem

Fe2O3 . xH2O

A oxidação do Fe forma um buraco e liberta electrões que atravessam o metal.

2 Fe2+

4 e-

Formação de ferrugem

Como evitar a corrosão...

Os metais que se corroem facilmente como o ferro devem ser

protegidos por outros metais que não sejam tão passíveis de

corrosão

Em algumas situações usa-se um metal mais activo como,

por exemplo, o magnésio, que é corroído preferencialmente em

relação ao ferro.

A ligação do ferro a metais resistentes à corrosão como o

níquel e o crómio deu origem ao aço inoxidável .

Formas de evitar ou minorar a corrosão de metais

• Revestimentos com tintas, óleos, porcelanas, plásticos;

• Galvanização ( revestimento com uma fina camada de

um metal com poder redutor elevado);

• Protecção anódica (oxidação intencional do metal para

que forme uma camada fina e aderente de óxido à sua

superfície);

• Protecção catódica (protecção com um metal mais

redutor, para que oxide primeiro. Os metais usados neste

tipo de protecção são chamados de metais de sacrifício).

Exercício 1

Considera a reacção que ocorre quando se coloca um fio de cobre, Cu(s),

numa solução aquosa de nitrato de prata, AgNO3(aq), traduzida pela

seguinte equação química:

Cu(s) + 2 Ag+(aq) ⇄ Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

a) Qual é a espécie química que se forma e é responsável pelo aparecimento

da cor azul da solução?

b) Qual é a espécie química que se deposita no fio de cobre?

c) Indica o número de oxidação dos elementos em cada uma das espécies.

d) Quantos electrões são transferidos entre as espécies redutora e oxidante?

e) Quais são os pares conjugados de oxidação-redução?

Exercício 2

Considere as equações A, B, C e D:

A – AgNO3 + NaCAgC + NaNO3

B – C 2 + H2O HCO + HC

C – CuO + CO CO2 + Cu

D – NaOH + HC NaC + H2O

As duas equações que representam reacções de oxidação-

redução são:

1 – A e B 2- B e C 3- C e A 4- D e B

Exercício 3

A hidrazina reage com o peróxido de hidrogénio sendo usada

como combustível em foguetões. A equação química em

causa é:

N2H4() + 2 H2O2() N2(g) + 4 H2O(g)

a) Determina a variação do número de oxidação de N na

transformação.

b) Qual é o elemento redutor nesta reacção química?

Exercício 4

Para a reacção traduzida pela equação química:

CuC2(aq) + Zn(s) ZnC2(aq) + Cu(s)

assinale as afirmações verdadeiras.

A) Os iões Cu2+ actuam como redutores.

B) Os iões C- actuam como oxidantes.

C) Os iões Cu2+ são oxidados.

D) Os iões C- são oxidados.

E) O Zn(s) é oxidado.

F) O Cu(s) é redutor conjugado dos iões Cu2+.

Exercício 5

O ião amónio, pode dar origem ao ião nitrato segundo:

NH4+ + 2 O2 NO3

- + 2 H+ + H2O

Confirma, determinando os números de oxidação, que a

transformação de NH4+ e NO3

- é uma oxidação.

Exercício 6

Os iões de cobre(II) podem reduzir-se quando colocados em

contacto com chumbo metálico. Mas o cobre metálico oxida-

se, por exemplo, numa solução contendo iões ouro (I).

Escreve as equações químicas em causa.

Exercício 7

Introduz-se uma lâmina de zinco numa solução aquosa de

ácido clorídrico.

a) Descreve esta reacção e escreve a respectiva equação

química.

b) Identifica na reacção, o oxidante e o redutor.

c) Quais os pares conjugados de oxidação-redução?

Exercício 8

Com os metais ferro, prata e zinco pode escrever-se a seguinte

série electroquímica:

Zn

Fe

Ag

A seta indica um maior poder redutor.

a) Qual das espécies se oxida mais facilmente?

b) Ocorrerá reacção quando mergulhamos uma lâmina de ferro

numa solução contendo cloreto de zinco?

c) E se mergulharmos um fio de prata numa solução de nitrato de

ferro?

Exercício 9

Pretende-se reduzir o ião cobre (II) de uma solução usando um

metal. Os metais prata, ferro, zinco e alumínio estão, assim

escritos, dispostos por ordem crescente do seu poder redutor.

a) Qual ou quais destes metais podem ser usados para esse

efeito? Justifica.

b) Escreve as equações químicas das reacções que ocorrem.