DISCUSSÃO DOS RESULTADOS:

Este experimento foi dividido em duas partes. A primeira parte consistiu na reação de diferentes metais com diferentes soluções e observações. As soluções e os metais foram combinados dois a dois e as observações do experimento são dadas na tabela a baixo:

Metal/Solução Zn(NO3)2 AgNO3 Cu(NO3)2 Pb(NO3)2

ZnReação não

ocorre.

Deposição na superfície do

metal.

Deposição na superfície do

metal.

Deposição na superfície do

metal.

CuReação não

ocorre.

Deposição na superfície do

metal.

Reação não ocorre.

Reação não ocorre.

PbReação não

ocorre.

Deposição na superfície do

metal.

Deposição na superfície do

metal.

Reação não ocorre.

FeReação não

ocorre.Reação não

ocorre.

Deposição na superfície do

metal.

Deposição na superfície do

metal.

O zinco (Zn):

Zn(NO3)2: O primeiro par de combinações não se observa reação, devido ao metal imerso ser o mesmo disperso (na forma iônica) na solução, o nitrato de zinco.

AgNO3: observa-se nesta combinação uma deposição em cima do metal. Pelas equações iônicas tem-se:

Zn(s) + 2Ag+(aq) + 2NO3

+(aq) 2Ag(s) + 2NO3

+(aq) + Zn2+

(aq)

Cu(NO3)2: observa-se nesta combinação uma deposição em cima do metal. Pelas equações iônicas tem-se:

Zn(s) + Cu2+(aq) + 2NO3

+(aq) Cu(s) + 2NO3

+(aq) + Zn2+

(aq)

Pb(NO3)2: observa-se nesta combinação uma deposição em cima do metal. Pelas equações iônicas tem-se:

Zn(s) + Pb2+(aq) + 2NO3

+(aq) Pb(s) + 2NO3

+(aq) + Zn2+

(aq)

O cobre (Cu):

Zn(NO3)2: Nesta combinação não se observa reação.

AgNO3: observa-se nesta combinação uma deposição em cima do metal. Pelas equações iônicas tem-se:

Cu(s) + 2Ag+(aq) + 2NO3

+(aq) 2Ag(s) + 2NO3

+(aq) + Cu2+

(aq)

Cu(NO3)2: Com este par de combinações não se observa reação, devido ao metal imerso ser o mesmo disperso (na forma iônica) na solução, o nitrato de cobre.

Pb(NO3)2: observa-se nesta combinação uma deposição em cima do metal. Pelas equações iônicas tem-se:

Cu(s) + Pb2+(aq) + 2NO3

+(aq) Pb(s) + 2NO3

+(aq) + Cu2+

(aq)

O chumbo (Pb):

Zn(NO3)2: Nesta combinação não se observa reação.

AgNO3: observa-se nesta combinação uma deposição em cima do metal. Pelas equações iônicas tem-se:

Pb(s) + 2Ag+(aq) + 2NO3

+(aq) 2Ag(s) + 2NO3

+(aq) + Pb2+

(aq)

Cu(NO3)2: observa-se nesta combinação uma deposição em cima do metal. Pelas equações iônicas tem-se:

Pb(s) + Cu2+(aq) + 2NO3

+(aq) Cu(s) + 2NO3

+(aq) + Pb2+

(aq)

Pb(NO3)2: Com este par de combinações não se observa reação, devido ao metal imerso ser o mesmo disperso (na forma iônica) na solução, o nitrato de chumbo.

O ferro (Fe):

Zn(NO3)2: Nesta combinação não se observa reação.

AgNO3: Nesta combinação não se observa reação.

Cu(NO3)2: observa-se nesta combinação uma deposição em cima do metal. Pelas equações iônicas tem-se:

Fe(s) + Cu2+(aq) + 2NO3

+(aq) Cu(s) + 2NO3

+(aq) + Fe2+

(aq)

Pb(NO3)2: observa-se nesta combinação uma deposição em cima do metal. Pelas equações iônicas tem-se:

Fe(s) + Pb2+(aq) + 2NO3

+(aq) Pb(s) + 2NO3

+(aq) + Fe2+

(aq)

Utilizando os potenciais padrões obtidos pelos diagramas de Latimer podem-se ordenar as espécies em ordem crescente de poder redutor.

Tabela com as equações e os potenciais de oxidação extraídos do diagrama de Latimer:

Reação Potencial (V)Zn2+ + 2é Zn -0,762Cu2+ + 2é Cu 0,314Pb2+ + 2é Pb -0,125Fe2+ + 2é Fe -0,44Ag+ + 1é Ag 0,799

Ordem de poder redutor: dentre os metais envolvidos nas reações, se observado os experimentos e os seus potenciais de oxidação propõe-se a seguinte ordem crescente de espécies redutoras: Ag (prata), Cu (cobre), Pb (chumbo), Fe (ferro), e Zn (zinco).

Aqui são descritos as observações da segunda parte da prática proposta. As reações aqui propostas seguiram o diagrama de Pourbaix disponibilizado aos alunos pelo professor.

Em cinco tubos de ensaio colocou-se aproximadamente 5 mL de solução contendo o íon cobalto (Co+2) com um pH de aproximadamente 4.

Tubo 1: adicionou-se NaOH onde se obteve um precipitado azul ou o Co(OH)2. Neste momento o pH obtido igual a 14.

Reação: Co2+(aq) + 2Cl-

(aq) + 2Na+(aq) + 2OH-

(aq) 2Cl-(aq) + 2Na+

(aq) + Co(OH)2(s)

Ao agitarmos o tubo o precipitado presente perdeu sua coloração azul e tornou-se cinza.

Reação: Co(OH)2(s) + OH-(aq) Co(OH)3(s)

Em seguida foram adicionadas algumas gotas de peróxido de hidrogênio. Quando a efervescência cessou o precipitado tronou-se preto e o pH medido foi igual a 14.

Reação: Co(OH)3(s) + H2O2(aq) CoO2(s) + H2O + O2

Adicionaram-se então algumas gotas de ácido clorídrico para que o pH se tornasse básico. O valor obtido de pH foi igual a 0. Nesta etapa não houve mudança de cor do precipitado, levou-se então o tubo de ensaio para aquecimento em banho-maria. Isto fez com que o precipitado se solubilizar fazendo com que a espécie de interesse estudada retornasse a seu estado de oxidação inicial (Co2+).

Tubo 2: a solução de cobalto foi aquecida em banho-maria por alguns minutos. Logo em seguida gotas de KOH foram adicionadas tornando a solução de um azul intenso proporcionado pelo íon HCoO2- que perdura por apenas alguns segundos quando se rearranja em Co(OH)2 seguindo a equação:

Reação: Co2+(aq) + 2Cl-

(aq) + K+(aq) + 2OH-

(aq) HCoO2-(aq) + K+

(aq) + 2Cl-(aq) + H+

(aq)

Reação: HCoO2-(aq) + H+

(aq) Co(OH)2(s)

Após alguns minutos em repouso o precipitado torna a ser cinza:

Reação: Co(OH)2(s + OH-(aq) Co(OH)3(s)

Tubo 3: a solução de cobalto foi adicionado lentamente gotas de NaOH. O tubo não foi agitado e foi colocado em repouso. Houve a formação de um precipitado verde no fundo.

Reação: 3Co2+(aq) + 6Cl-

(aq) + 4Na+(aq) + 4OH-

(aq) Co3O4(s) + 6Cl-(aq) + 4Na+

(aq) + H+(aq)

Em seguida agitou-se o tubo onde a solução tornou-se azulada. Ao deixar o tubo novamente em repouso o precipitado tornou a se formar no tom verde. Isso se deve a formação do óxido de cobalto.

Reação: Co3O4(s) + 6OH-(aq) 3Co(OH)2(s) + 2O2-

(aq)

Foi adicionado peróxido de hidrogênio sobre agitação o que tornou o sólido marrom.

Reação: Co(OH)2(s) + 2OH-(aq) CoO2(s) + 2 H2O(aq)

Tubo 4: a proposta deste tubo era levar o cobalto a um estado de oxidação 3+. Pelo diagrama de Pourbaix o pH favorável para o Co+3 é o mais próximo de zero possível. Como o pH da solução inicial era igual a 4 adicionou-se ácido clorídrico até o pH ficar em zero. Seguindo o proposto pelo roteiro utilizou-se o cério como oxidante na forma Ce(SO4)2 em solução. A mudança se dá na cor da solução, que passa de rosa para um tom mais amarelado.

Reação: Co2+(aq) + 2Cl-

(aq) + Ce2+(aq) + 2SO4

2-(aq) Co2+

(aq) + 2Cl-(aq) + Ce+

(aq) + 2SO42-

(aq)

Tubo 5: com o pH da solução de cobalto em 4 adicionou-se um pedaço de amálgama de zinco e o tubo foi deixado em repouso por alguns minutos. Como não ocorreu reação visível a amálgama foi retirada e a solução de cobalto renovada. Adicionou-se solução de NaOH para tornar o pH mais básico e novamente o pedaço de amálgama foi introduzido no tubo. Após repouso se observou a formação de “pontos pretos” na solução, ou seja, o cobalto metálico.

Reação: (Zn(Hg))(s) + 2Co2+(aq) + 2Cl-

(aq) Zn2+(aq) + 2Cl-

(aq) + Hg2+(aq) + 2Co(s)

CONCLUSÃO:

Para a primeira parte do experimento fica claro que ao utilizar o diagrama de Latimer pode-se prever a ocorrência (ou não) da reação que se propõe. Desta forma também se pode observar a ordem crescente das espécies redutoras.

Para a segunda parte do experimento o diagrama de Pourbaix se prova extremamente útil para se prever, ou deduzir, o composto formado.

Sendo assim a atividade proposta em laboratório se mostrou ideal para se aprender a utilização destes diagramas.