07 (VUNESP-SP) Quando se coloca um pedaço de zinco metálico numa solução aquosa diluída de cloreto de cobre (II), de cor azul, observa-se que a intensidade da cor da solução vai diminuindo até se tornar incolor. Ao mesmo tempo, observase a deposição de cobre metálico sobre o zinco metálico. Ao término da reação, constata-se que uma parte do zinco foi consumida.
Explique o fenômeno observado. Escreva a equação química correspondente.
Explique o fenômeno observado. Escreva a equação química correspondente.
Passo 1
O enunciado descreve o seguinte experimento e pede explicação e equação química:
- Observações fornecidas:
- Um pedaço de zinco metálico é colocado numa solução aquosa diluída de cloreto de cobre(II), que é de cor azul.
- Com o tempo, a intensidade da cor azul da solução vai diminuindo até a solução ficar incolor.
- Ao mesmo tempo, observa‑se a deposição de cobre metálico sobre o zinco metálico.
- No fim, parte do zinco foi consumida (isto é, o zinco diminuiu).
- O que se pede:
- Explicar o fenômeno observado (por que a cor some, por que cobre se deposita e por que zinco some).
- Escrever a equação química correspondente.
Passo 2
Primeira ideia importante: o que existe na solução inicialmente? O cloreto de cobre(II),
, é solúvel em água e se dissocia em íons:
- A cor azul da solução vem dos íons
complexados com moléculas de água (espécies aquosas de cobre(II) são azuis). - Os íons
são ânions acompanhantes (espectadores) que não mudam de natureza durante a reação que vamos analisar.
Passo 3
Agora vamos pensar nas substâncias metálicas e nas reações de oxirredução (redox).
- Definição prática: numa reação redox, uma espécie perde elétrons (oxida‑se) e outra ganha elétrons (reduz‑se).
- Observe o zinco metálico e o cobre(II) aquoso:
- Zinco metálico:
. O zinco no estado elementar tem estado de oxidação . - Íon cobre(II):
. O cobre aqui tem estado de oxidação .
- Zinco metálico:
- É possível que o zinco do estado
perca elétrons e vire . Também é possível que ganhe elétrons e vire cobre metálico . - Isso configura uma reação de deslocamento simples: metal mais reativo desloca o íon do metal menos reativo da solução.
Passo 4
Escrevendo as semi‑reações (metade de reação de oxidação e metade de redução) e mostrando os elétrons transferidos:
- Semi‑reação de oxidação (zinco perde elétrons):
Aqui explico: o zinco metálico doa dois elétrons e passa do estado de oxidação
para
.
- Semi‑reação de redução (cobre(II) ganha elétrons):
Aqui o íon
recebe dois elétrons e é reduzido a cobre metálico, estado de oxidação
.
Passo 5
Agora, combinamos as duas semi‑reações de modo que os elétrons se cancelem. Ambas envolvem
, então podemos somá‑las diretamente:
- Esta é a equação iônica líquida: mostra apenas as espécies que participam realmente da transformação.
- Se quisermos a equação molecular incluindo os ânions cloreto como espectadores, escrevemos:
- Ambas estão balanceadas em número de átomos e carga.
Passo 6
Interpretação das observações usando as equações:
- Deposição de cobre sobre o zinco: é exatamente produzida pela semi‑reação de redução. Os
da solução recebem elétrons vindos do zinco e formam , que se deposita na superfície do pedaço de zinco — daí o aparecimento de uma camada de cobre metálico sobre o metal. - Desaparecimento da cor azul da solução: a cor azul era causada pelos íons
. À medida que esses íons são reduzidos a cobre metálico e removidos da fase aquosa, a concentração de diminui e a cor azul some. Ao mesmo tempo, os íons formados são tipicamente incolores em solução aquosa, por isso a solução fica incolor. - Consumo do zinco: cada átomo de zinco que doa 2 elétrons vira
e vai para a solução (como ou como sal ), então parte do metal zinco se dissolve, explicando a diminuição da peça metálica.
Passo 7
Breve justificativa energética (opcional, mas esclarece por que a reação é espontânea):
- Pela série de reatividade ou pelos potenciais padrão de redução, o zinco é mais reativo que o cobre. Em termos de potenciais padrão:
- O potencial da célula (redução no cobre e oxidação no zinco) é
que é positivo, indicando que a reação é termodinamicamente espontânea nessas condições.