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.

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), \text{CuCl}_2, é solúvel em água e se dissocia em íons:
\text{CuCl}_2(aq) \longrightarrow \text{Cu}^{2+}(aq) + 2\,\text{Cl}^-(aq).
  • A cor azul da solução vem dos íons \text{Cu}^{2+}(aq) complexados com moléculas de água (espécies aquosas de cobre(II) são azuis).
  • Os íons \text{Cl}^- 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: \text{Zn}(s). O zinco no estado elementar tem estado de oxidação 0.
    • Íon cobre(II): \text{Cu}^{2+}(aq). O cobre aqui tem estado de oxidação +2.
  • É possível que o zinco do estado 0 perca elétrons e vire \text{Zn}^{2+}. Também é possível que \text{Cu}^{2+} ganhe elétrons e vire cobre metálico \text{Cu}(s).
  • 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):
\text{Zn}(s) \longrightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + 2\,e^-.
Aqui explico: o zinco metálico doa dois elétrons e passa do estado de oxidação 0 para +2.
  • Semi‑reação de redução (cobre(II) ganha elétrons):
\text{Cu}^{2+}(aq) + 2\,e^- \longrightarrow \text{Cu}(s).
Aqui o íon \text{Cu}^{2+} recebe dois elétrons e é reduzido a cobre metálico, estado de oxidação 0.

Passo 5

Agora, combinamos as duas semi‑reações de modo que os elétrons se cancelem. Ambas envolvem 2\,e^-, então podemos somá‑las diretamente:
\text{Zn}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq) \longrightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + \text{Cu}(s).
  • 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:
\text{Zn}(s) + \text{CuCl}_2(aq) \longrightarrow \text{ZnCl}_2(aq) + \text{Cu}(s).
  • 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 \text{Cu}^{2+} da solução recebem elétrons vindos do zinco e formam \text{Cu}(s), 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 \text{Cu}^{2+}(aq). À medida que esses íons são reduzidos a cobre metálico e removidos da fase aquosa, a concentração de \text{Cu}^{2+} diminui e a cor azul some. Ao mesmo tempo, os íons \text{Zn}^{2+}(aq) 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 \text{Zn}^{2+} e vai para a solução (como \text{Zn}^{2+} ou como sal \text{ZnCl}_2 ), 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: E^\circ_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0{,}34\\ \text{V},\qquad E^\circ_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0{,}76\\ \text{V}.
  • O potencial da célula (redução no cobre e oxidação no zinco) é E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cat}} - E^\circ_{\text{an}} = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\\ \text{V},que é positivo, indicando que a reação é termodinamicamente espontânea nessas condições.

Resposta

\text{Zn}(s) + \text{CuCl}_2(aq) \longrightarrow \text{ZnCl}_2(aq) + \text{Cu}(s)
\text{Zn}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq) \longrightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + \text{Cu}(s)

Exercícios relacionados