Reações de Deslocamento entre Metais e Ametais


Os metais são elementos que, em geral, possuem alta eletropositividade e tendência a doar elétrons e, portanto, a formar cátions. São elementos que sofrem oxidação e se comportam como agentes redutores. Um metal é mais reativo que outro quando sua tendência de doar elétrons, isto é, sua eletropositividade, é maior. Por exemplo, considere em contato o cobre metálico e o cloreto de zinco: Cu(s)     +     ZnC£2(aq)     ————– >    não ocorre reação

O zinco é mais reativo que o cobre, por isso o cobre não desloca o zinco. Já o inverso, ou seja, a reação entre o zinco metálico e o cloreto de cobre II coloidal, ocorre espontaneamente.

Reações de Deslocamento

Deslocamento entre metais

Se colocarmos em contato um metal X, mais reativo, na forma de substância simples (NOX de X igual a zero), com outro metal Y, menos reativo, na forma de cátion (NOX de Y maior que zero), constituindo uma substância iônica, irá ocorrer uma transferência espontânea de elé­trons do metal X para o cátion do metal Y. O metal mais reativo desloca o cátion do metal menos reativo.

O hidrogênio não é metal, mas aparece na escala de reatividade dos metais (abaixo) porque o hidrogênio presente em determinadas substâncias (como os áci­dos) é capaz de formar o cátion hidrônio, H301+, e esse cátion, por sua vez, pode receber elétrons, formando gás hidrogênio e água: 2H30}a*q)      +    2 e-       -»     H2(g)    +     2 H20(e)

Como o sódio é mais reativo que a prata, isto é, possui maior tendência a doar elétrons, ocorre uma transferência espontânea de elétrons do sódio para o cátion prata (da substância cloreto de prata). Podemos dizer que o sódio desloca a prata.

É comum representarmos a reação anterior na forma iônica, o que torna o fenômeno mais evidente: Na(s) + Ag}a+q) -> Na|a+q) + Ag(s). Desprezamos o cloro nessa representação porque, de fato, seu papel na reação é totalmente passivo, ou seja, em relação à carga elétrica, o cloro é encontrado nos produtos da mesma forma que era encontrado nos reagentes, com NOX = -1.

Em relação ao deslocamento de metais, podemos destacar ainda os seguintes pontos: • Um metal menos reativo não consegue deslocar espon­taneamente um metal mais reativo.

Como todos os metais não-nobres deslocam o hidrogênio dos ácidos formando o cátion hidrônio, H301+, não há possibilidade de armazenarmos ácidos em recipientes de metal não nobre, ou seja, de metal mais reativo que o hidrogênio.

Os ácidos são armazenados em recipientes de vidro, com exceção do ácido fluorídrico, HF(aq), que tem a proprie­dade de atacar a sílica, (Si02)n, sendo inclusive utilizado para inscrição em vidro.

Árvore de metais

Trata-se de um experimento interessante que envolve diretamente a ordem de reatividade dos metais. Consiste em mergulhar um fio de metal, M(s), mais reativo, enrolado de uma forma decorativa, em uma solução aquosa contendo os cátions, Cx+,aq), de um metal menos reativo. Nesse caso, o metal M(s) irá doar elétrons aos cátions Cx+(aq) na solução, que sofrerão redução e se depositarão na forma de cristais metálicos, C(s), sobre o fio de metal Mw, criando efeitos que, conforme o arranjo inicial, podem ficar parecidos com uma árvore de Natal.

Há diversas variações desse experimento; uma delas envolve cobre metálico e solução de AgN03(aq). Em um béquer, dissolva 4 g de AgN03(s) em 200 mL de água destilada para obter uma solução a 2%. Mexa bem com uma baqueta de vidro para dissolver o sal. Use luvas nessa operação pois o nitrato de prata causa manchas escuras na pele.

Lixe o fio de cobre, passe al­godão embebido em álcool anidro e enrole o fio num formato decora­tivo, semelhante a um pinheiro de Natal. Coloque-o imerso no béquer contendo a solução de AgN03(aq). É possível observar a forma­ção imediata de um revestimento negro sobre o fio de cobre. Após cer­ca de uma hora, formam-se bonitos cristais esbranquiçados de prata.

Deslocamento entre ametais

Os ametais são elementos que possuem tendência a atrair elétrons e, portanto, a formar ânions. Sofrem redução e se comportam como agentes oxidantes. Um ametal é mais reativo que outro quando sua tendência de atrair elétrons, isto é, sua eletronegatividade, é maior.

Se colocarmos juntos um ametal A, mais reativo, na forma de substância simples (NOX de A igual a zero), com outro ametal B, menos reativo, na forma de ânion (NOX de B menor que zero), constituindo uma substância, irá ocorrer uma transferência espontânea de elétrons do ametal B para o ametal A.
O ametal mais reativo desloca o ânion do ametal menos reativo.

Como o flúor possui maior tendência de atrair elé­trons (maior eletronegatividade) que o cloro, ocorre uma transferência espontânea de elétrons do ânion cloreto, C£]~, da substância cloreto de sódio para o flúor, F2. Podemos dizer que o flúor desloca o cloro. Escrevendo a reação anterior na forma iônica: l F2(g)     +     2 Cr(aq)  – ->    2 F(-,     +     l C£2(g).

É importante observar que um ametal menos reativo não irá deslocar um ametal mais reativo. Por exemplo, considere que se coloquem em contato iodo e cloreto de sódio. O cloro é mais reativo que o iodo, por isso o iodo não desloca o cloro. Já a reação entre cloro e iodeto de sódio ocorre esponta­neamente, pois o cloro desloca o iodo.

Embora a reação se inicie imediatamente, a formação completa de cristais pode demorar várias horas. Quando uma reação de oxidorredução ocorre entre substâncias que contêm o oxigênio, temos:
•      liberação de oxigênio nascente ou atômico [O] pela substância oxidante;
•      absorção de oxigênio nascente ou atômico [O] pela substância redutora.

A reação de oxidorredução só ocorre de fato quando colocamos juntos um oxidante e um redutor. A soma das equações parciais de redução e oxidação, respectivamente, fornece a equação completa. Quando somamos equações químicas, cancelamos as substâncias que aparecem, na mesma quantidade, simultaneamente nos reagentes e nos produtos, como é o caso do oxigênio nascente [O], pois à medida que ele foi liberado na equação de redução foi em seguida absorvido na equação de oxidação.

Para balancear a reação de oxidorredução igualamos o número de oxigênios nascentes liberados pelo oxidante e absorvidos pelo redutor. Por exemplo, para balancear a equação completa entre o item h da tabela I e o item c da tabela II, multi­plicamos a equação c da tabela II por 3, para depois somar o resultado com a equação h. Na equação h, o óxido de potássio, K20, é básico e o óxido de crómio III, Cr203, é anfótero; logo, ambos reagem com o HC£(aq) formando sal e água.