oxidaÇÃo em metais p3

52

QUÍMICA NOVA NA ESCOLA N° 18, NOVEMBRO 2003

�

�

Recebido em 2/9/02, aceito em 22/9/03

M uitos processos de oxir-redução têm grande impor-tância na vida diária, como,

por exemplo: a corrosão, a fermen-tação, a respiração e a combustãoda gasolina, entre outros. O estudoda oxidação dos metais é um temade grande importância devido aoenorme número de aplicações queestes encontram na fabricação dosmais variados produtos (Gentil,1987). Os processos de oxidaçãoe de redução são necessariamenteco-ocorrentes, pois os elétronsliberados na oxidação são usadosna redução. A ordem de reatividadedos metais pode ser estabelecidatendo como referência os potenci-ais padrão de redução, ou seja,quanto maior e mais positivo o Eo

red,maior a tendência de ocorrência daredução. Dessa forma, os metaispodem ser colocados numa filadecrescente de reatividade, queobedece a ordenação dada naFigura 1.

Considerando-se os diferentespotenciais de redução, é possívelobservar, experimentalmente, quemetais com potenciais de reduçãomenores têm maior tendência a trans-ferirem seus elétrons em presença deágua e oxigênio, formando, portanto,seus respectivos óxidos. A oxidaçãode diferentes metais gera diferentesóxidos, muitos dos quais são carac-terizados por cores particulares. Oóxido de ferro, por exemplo, apre-senta uma cor castanha averme-lhada, enquanto o hidroxicarbonatode cobre(II) apresenta uma coloraçãoazul esverdeada. Por outro lado, épossível também que a oxidação leveà formação de uma camada superfi-cial de óxido, aderente e protetora,que impede a oxidação do metalsubjacente, como é o caso do alu-mínio.

Neste artigo relata-se uma formainteressante de trabalhar as reaçõesde óxido-redução, utilizando osóxidos resultantes da oxidação de fer-

ro e cobre, bem como a baixa reativi-dade de outros metais, para a criaçãode quadros.

Material e reagentesTela de pintura, pedaços de metais

(ferro, aço inoxidável, cobre, prata,ouro, alumínio) e solução de vinagrecontendo cloreto de sódio (em umasolução de vinagre 20% (v/v), adicio-na-se uma colher de NaCl) ou de per-manganato de potássio (1 compri-mido dissolvido em 100 mL de água).

ProcedimentoOs diferentes passos envolvidos

na realização do experimento pro-posto estão explicitados ilustrada-mente no Esquema 1.

Resultados e discussãoO contato dos metais com a solu-

ção de vinagre e sal acelera o pro-cesso de oxidação, resultando naprodução de cores sobre a tela.Alguns dos metais são facilmente oxi-dados, enquanto outros permanecemvisivelmente inalterados. Os resulta-dos apresentados nas Figuras 2 a 4mostram que os objetos de ferro emcontato com a solução, em meioácido e na presença de NaCl, apre-

Maria Helena Cunha Palma e Vera Aparecida de Oliveira Tiera

Este artigo relata um experimento simples realizado com material de fácil aquisição e usado para ilustrar ofenômeno da oxidação dos metais. A experiência permite assimilar os conteúdos de oxirredução, por meio dacriação de quadros. Os quadros permitem discutir a reatividade, bem como os conceitos de oxirredução doferro, cobre e outros metais. Essa metodologia foi empregada no Ensino Médio da rede pública, para aconceituação do tema Eletroquímica, tendo despertado um maior interesse e atenção por parte dos alunos,suscitando discussões enriquecedoras sobre o tema.

oxidação de metais, cobre, ferro

Oxidação de metais

Figura 1: Fila de reatividade de alguns metais.

53


3. A solução de vinagre évertida lentamente sobre osmetais e a tela é deixadaem repouso por um perío-do de três dias. Em segui-da, os metais são retiradose a tela é mantida à tem-peratura ambiente, por umperíodo de dois dias, parasecagem.

Esquema 1: Montagem das telas para o experimento de oxidação.

1. Coloca-se a tela de15 cm x 20 cm dentro deum recipiente plástico.Observação: a tela nãodeve conter impermeabili-zante.

2. Os metais são dispostossobre a tela, de acordocom a criatividade do alu-no.

sentam uma coloração castanhaavermelhada intensa, conhecida co-mo ferrugem. Essa coloração é umaindicação da oxidação do metal. Esseprocesso, conhecido como oxirredu-ção, envolve uma troca simultânea de

elétrons. As equa-ções químicas abai-xo descrevem essefenômeno. Inicial-mente, o ferro é oxi-dado a ferro(II), sen-do que essa etapa éacelerada pelos íonsH+ e Cl– presentesna solução ácida dovinagre:

Fe(s) →Fe+2(aq) + 2e–

Os íons ferro(II)são posteriormenteoxidados para for-mar os íons férricos

- ferro(III):

Fe+2(aq) → Fe+3(aq) + e–

Para a formação de óxido de ferro,são necessários água e oxigênio,substâncias que serão utilizadas nas etapas subseqüentes das reações.

Os elétrons produzidos em ambas asetapas de oxidação são usados parareduzir o oxigênio, como expressa aseguinte equação:

O2(g) + 2H2O(l) + 4e– → 4OH–(aq)

Os íons férricos combinam-secom oxigênio para formar óxido deferro(III). Em seguida, o óxido é hi-dratado com várias moléculas deágua. A reação completa é:

4Fe+2(aq) + O2(g) + 4H2O(l) + 2H2O(l)→ 2Fe2O3.xH2O(s) + 8H+(aq)

Ainda nas mesmas figuras, obser-va-se que a oxidação de objetos decobre, principalmente quando emmeio aquoso com ácido acético e emcontato com o ar, leva à produção deazinhavre, que é um material verdede hidroxicarbonato de cobre(II)(Schumann, 1995):

2Cu(s) + CO2(g) + H2O(l) + O2(g)→ CuCO3.Cu(OH)2(s)

Segundo a fila de reatividadedos metais, o alumínio, em razão doseu baixo potencial de redução(E0

red = -1,66 V) frente ao potencialdo ferro (E0

red = -0,44 V), reage mui-to mais facilmente com o oxigêniodo que o ferro. Isto, de fato, ocorrequando se verifica que um pedaçode alumínio recém-cortado rapida-


Figura 2: Fios de cobre, porcas, parafusos, pregos, arruelas,moedas de cobre e solução de vinagre.

Figura 3: Palha de aço, prego, moeda,arame, corrente, clipes, arruelas e soluçãode vinagre.

54


Referências bibliográficasGENTIL, V. Corrosão. Rio de Janeiro:

Guanabara Dois, 1987.GRUPO PEQS. Química na socie-

dade. Brasília: Universidade de Brasí-lia, 2000.

MASTERTON, W.L.; SLOWINSKI,E.J. e STANITSKI, L.C. Princípios deQuímica. Trad. J.S. Peixoto. Rio de Ja-neiro: Guanabara Koogan, 1990.

SCHUMANN, W. Gemas do mundo.8ª ed. Trad. R.R. Franco e M. Del Rey.Rio de Janeiro: Ao Livro Técnico, 1995.

Para saber maisBROWN, T.L.; LEMAY, H.E. e BURS-

TEN, B.E. Química: ciência central.Trad. H. Macedo. Rio de Janeiro: LivrosTécnicos e Científicos, 1999.

DE MARI, J. Automóveis. VEJA, n.1619, p. 72-73, 1999.

PERUZZO,T.M e CANTO, E.L.....Química: na abordagem do cotidiano.São Paulo: Moderna, 2000.

VEJA NA SALA DE AULA. Guia doProfessor, ano 2, n. 34, edição 1619,1999.


mente adquire uma camada de óxi-do de alumínio; entretanto, essa ca-mada de Al2O3 adere fortemente àsuperfície do alumínio, impedindoa corrosão subseqüente (Mastertonet al., 1990). Portanto, esta é a razãode o alumínio não deixar cores na tela.

4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s)

Na Figura 5 são apresentados os

resultados dos experimentos utilizan-do-se a solução de permanganato depotássio. Em soluções neutras oualcalinas, o permanganato é reduzidoa dióxido de manganês (MnO2), resul-tando no fundo “marrom escuro”observado nas telas. Os objetos deaço inoxidável não oxidam facilmente,deixando apenas a marca do seu for-mato na tela. A resistência dos obje-tos de aço inoxidável à corrosão deve-se à adição de pelo menos 4% decromo ao aço (Grupo Peqs, 2000). Ocromo presente no aço combina-secom o oxigênio da atmosfera paraformar uma fina e invisível camada deóxido de cromo, o que diminui a reati-vidade do metal e, portanto, dificultaa formação de ferrugem.

Metais como ouro e platina estãoentre os poucos capazes de manter“indefinidamente” seu aspecto bri-lhante quando expostos ao ar. Metaiscom essas características dificilmentesão oxidados, devido às suas baixasreatividades [E0

red(Au) = 1,69 V;E0

red(Pt) = 1,18 V], o que explica suasresistências à corrosão.

Questões propostas1. Procure justificar por que é co-

mum a utilização de janelas de alu-mínio ou de madeira nas construções.

2. Cite exemplos de oxirreduçãoque você observa no seu cotidiano.

Figura 4: Lima, abridor, tampas de garra-fas, argolas de alumínio, prego, chavesde bicicleta, brinco, clipes, moedas, fichasde telefone, fios de cobre e solução devinagre.

Figura 5: A- Palha de aço, prego, corrente, chave, gancho de cabide, trinco, clipe, arruelae solução de permanganato de potássio. B- Ralo de banheiro, clipes, pregos, buchas esolução de permanganato de potássio.

3. Por que as jóias são confeccio-nadas com ouro, prata ou platina?

4. “O alumínio, por ser menos no-bre do que o ferro, tem sua oxidaçãomais rápida.” Esta frase parece con-tradizer situações que vivenciamosdiariamente em relação ao uso doalumínio. Se o alumínio oxida mais rá-pido, explique por que motivo usa-senormalmente panelas de alumínio emvez das de ferro.

Maria Helena Cunha Palma ([email protected]),licenciada em Química pela USP de Ribeirão Preto,é professora de Química do Ensino Médio e atua narede pública e privada na região de São José doRio Preto - SP. Vera Aparecida de Oliveira Tiera([email protected]), bacharel e licencia-da em Química pelo Instituto de Física e Química deSão Carlos – USP, mestre pelo Instituto de Física eQuímica de São Carlos – USP e doutora pelo Institutode Química de São Carlos – USP, é docente doDepartamento de Química e Ciências Ambientais doInstituto de Biociências, Letras e Ciências Exatas daUNESP, em São José do Rio Preto.

Abstract: Oxidation of Metals – This article describes asimple experiment carried out with easily acquired materi-als and used to illustrate the phenomenon of oxidation ofmetals. The experiment allows the assimilation of the oxi-reduction contents by means of the creation of pictures.The pictures allow the discussion of reactivity as well as ofthe concepts of oxi-reduction of iron, copper and othermetals. This methodology was employed in a public highschool to conceptualize the theme electrochemistry, hav-ing greatly aroused students’ interest and attention, lead-ing to enriching discussions about the theme.Keywords: oxidation of metals, copper, iron

oxidaÇÃo em metais p3

Documents