Explique o que ocorre na reação entre o ferro e a solução de sulfato de cobre e escreva as reações envolvidas. Faça o mesmo para o sulfato de ferro II e o cobre e o nitrato de prata com o cobre?

Passo 1

O enunciado pede, para três pares de reagentes, que eu explique o que ocorre e escreva as reações envolvidas. Os três casos são:
  • Reação entre \text{Fe} (ferro metálico) e solução de \text{CuSO}_4 (sulfato de cobre).
  • Reação entre \text{FeSO}_4 (sulfato de ferro(II)) e \text{Cu} (cobre metálico).
  • Reação entre \text{AgNO}_3 (nitrato de prata) e \text{Cu} (cobre metálico).
Informações relevantes (implícitas no enunciado):
  • As soluções aquosas de \text{CuSO}_4, \text{FeSO}_4 e \text{AgNO}_3 contêm, respectivamente, íons \text{Cu}^{2+}, \text{Fe}^{2+} e \text{Ag}^+ livres em solução.
  • Metais em contato com soluções de sais de outros metais podem sofrer reações de deslocamento (redox) dependendo da reatividade relativa dos metais.

Passo 2

Conceitos essenciais (explicados devagar, como num amigo ajudando na prova):
  1. O que é uma reação de deslocamento simples (substituição metálica)?
  • É uma reação redox em que um metal M_1 no estado elementar (oxidado em 0) pode doar elétrons para reduzir íons M_2^{n+} em solução, formando M_2 metálico, enquanto M_1 passa a íon M_1^{m+}.
  • Em linguagem simples: “o metal mais reativo empurra o menos reativo para a solução”.
  1. Como decidir se a reação ocorre?
  • Método prático 1: usar a série de reatividade (atividade) dos metais: se o metal em forma elementar está “acima” (mais reativo) do metal íon na série, o deslocamento costuma ocorrer.
  • Método prático 2 (mais quantitativo): usar potenciais-padrão de redução E^\circ. Para duas meias-reações:
    • Meia-reação de redução do cátion: M_2^{n+} + n\,e^- \rightarrow M_2 com potencial E^\circ_{\text{red},2}.
    • Meia-reação de redução do outro metal: M_1^{m+} + m\,e^- \rightarrow M_1 com potencial E^\circ_{\text{red},1}.
    • A reação total escrita como celula voltaica tem potencial padrão E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red (cátodo)}} - E^\circ_{\text{red (ânodo)}}.áâ
    • Se E^\circ_{\text{cel}}>0, a reação espontânea no sentido indicado ocorre (sob condições padrão). Se for negativo, não ocorre espontaneamente.
  1. O que é oxidação e redução?
  • Oxidação: perda de elétrons. Ex.: \text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\,e^-.
  • Redução: ganho de elétrons. Ex.: \text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{Cu}.
  • Agente redutor: a espécie que é oxidada (doa elétrons). Agente oxidante: a espécie que é reduzida (aceita elétrons).

Passo 3

  1. Observação prática esperada:
  • Solução de \text{CuSO}_4 é azul por causa de \text{Cu}^{2+}.
  • Ao mergulhar ferro metálico pode surgir depósito de cobre avermelhado/avermelhado e a cor azul pode desaparecer, ficando a solução esverdeada devido a \text{Fe}^{2+} (formação de \text{FeSO}_4 em solução).
  1. Escrevendo a reação molecular provável:
\text{Fe (s)} + \text{CuSO}_4\,(aq) \rightarrow \text{FeSO}_4\,(aq) + \text{Cu (s)}.
  1. Escrevendo a forma iônica (net ionic), retirando os íons espectadores ( \text{SO}_4^{2-} é espectador aqui):
\text{Fe (s)} + \text{Cu}^{2+}\,(aq) \rightarrow \text{Fe}^{2+}\,(aq) + \text{Cu (s)}.
  1. Meias-reações (mostrando transferência de elétrons):
  • Oxidação (ferro se oxida):
\text{Fe (s)} \rightarrow \text{Fe}^{2+}\,(aq) + 2\,e^-.
  • Redução (íon cobre se reduz):
\text{Cu}^{2+}\,(aq) + 2\,e^- \rightarrow \text{Cu (s)}.
  1. Balanceamento em elétrons e soma:
  • Ambas as meias-reações envolvem 2\,e^-, então somam-se diretamente e voltamos à equação iônica já mostrada.
  1. Verificação por potenciais-padrão (confirma o que vemos):
  • Valores padrão (tabelados): E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = +0,34\\ \text{V},\qquad E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0,44\\ \text{V}.
  • Tomando o cátodo como a redução de \text{Cu}^{2+} e o ânodo como a oxidação de \text{Fe},
E^\circ_{\text{cel}} = 0,34 - (-0,44) = +0,78\\ \text{V} > 0,
logo a reação é espontânea nas condições-padrão. Conclusão: ferro desloca \text{Cu}^{2+} formando \text{Fe}^{2+} e cobre metálico.

Passo 4

  1. O que se poderia pensar intuitivamente:
  • Pergunta: o cobre metálico consegue deslocar o ferro em \text{FeSO}_4? Ou seja, teremos \text{Cu} oxidando para \text{Cu}^{2+} e \text{Fe}^{2+} sendo reduzido para \text{Fe}?
  1. Tentativa de escrever a reação molecular (hipotética):
\text{Cu (s)} + \text{FeSO}_4\,(aq) \rightarrow \text{CuSO}_4\,(aq) + \text{Fe (s)}.
Mas precisamos verificar se é espontânea.
  1. Meias-reações possíveis (para esse sentido):
  • Oxidação (cobre se tornaria \text{Cu}^{2+}):
\text{Cu (s)} \rightarrow \text{Cu}^{2+}\,(aq) + 2\,e^-.
  • Redução (íon ferro(II) seria reduzido a ferro metálico):
\text{Fe}^{2+}\,(aq) + 2\,e^- \rightarrow \text{Fe (s)}.
  1. Potenciais-padrão e sinal:
  • Valores: E^\circ(\text{Ag}^{+}/\text{Ag})=+0,80\\ \text{V}\\ \text{(só referência)},\quad E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu})=+0,34\\ \text{V},\quad E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe})=-0,44\\ \text{V}.óê
  • Se o cobre fosse oxidado e o ferro reduzido, o potencial da célula seria:
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red (Fe}^{2+}/\text{Fe})} - E^\circ_{\text{red (Cu}^{2+}/\text{Cu})} = -0,44 - 0,34 = -0,78\\ \text{V},
que é negativo. Portanto essa reação NÃO é espontânea nas condições-padrão.
  1. Conclusão prática:
  • Não ocorre reação significativa entre \text{FeSO}_4 e cobre metálico. Observação experimental: nada acontece (não há dissolução do cobre, nem depósito de ferro). A solução de sulfato de ferro(II) permanece com \text{Fe}^{2+}, e o cobre permanece metálico.

Passo 5

  1. Observação prática esperada:
  • \text{AgNO}_3 em solução é incolor (íons \text{Ag}^+ são praticamente incolores). Ao contato com cobre metálico, aparece um depósito metálico prateado-acinzentado de prata e a solução adquire coloração azul (de \text{Cu}^{2+}).
  1. Reação molecular balanceada:
\text{Cu (s)} + 2\,\text{AgNO}_3\,(aq) \rightarrow \text{Cu(NO}_3)_2\,(aq) + 2\,\text{Ag (s)}.
  1. Reação iônica líquida (retirando nitrato espectador \text{NO}_3^-):
\text{Cu (s)} + 2\,\text{Ag}^+\,(aq) \rightarrow \text{Cu}^{2+}\,(aq) + 2\,\text{Ag (s)}.
  1. Meias-reações:
  • Oxidação (cobre):
\text{Cu (s)} \rightarrow \text{Cu}^{2+}\,(aq) + 2\,e^-.
  • Redução (prata):
\text{Ag}^+\,(aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)}.
Balanceando elétrons (multiplicar a redução por 2) e somando dá a equação iônica mostrada.
  1. Verificação por potenciais:
  • Valor tabulado: E^\circ(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = +0,80\\ \text{V}.
  • Combinando com E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) apenas como referência anterior, para cobre temos E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu})=+0,34\\ \text{V} e E^\circ(\text{Ag}^+/\text{Ag})=+0,80\\ \text{V}.
  • Tomando a redução de \text{Ag}^+ como cátodo e a oxidação de \text{Cu} como ânodo,
E^\circ_{\text{cel}} = 0,80 - 0,34 = +0,46\\ \text{V} > 0,
o que indica espontaneidade. (Outra maneira é comparar reatividade: cobre é mais reativo que prata e desloca \text{Ag}^+.)

Passo 6

  1. Identifique os íons em solução (ex.: \text{CuSO}_4 contém \text{Cu}^{2+}).
  2. Pergunte: “o metal sólido pode reduzir esse cátion?” Use a série de reatividade ou compare E^\circ de redução.
  3. Escreva as meias-reações de oxidação e redução, balanceie elétrons, some e escreva a equação iônica líquida e a molecular.
  4. Preveja observação experimental: troca de cor, depósito metálico, formação de solução colorida, ou ausência de mudança (sem reação).
Força aí — você consegue! Treine aplicando esses passos a outras combinações (ex.: \text{Zn} com \text{CuSO}_4, \text{Al} com \text{AgNO}_3, etc.) para fixar.

Resposta

\text{Fe (s)} + \text{CuSO}_4\,(aq) \rightarrow \text{FeSO}_4\,(aq) + \text{Cu (s)}
Sem reação (não ocorre deslocamento): \text{Cu (s)} + \text{FeSO}_4\,(aq) \not\rightarrow (nenhuma reação observada)
\text{Cu (s)} + 2\,\text{AgNO}_3\,(aq) \rightarrow \text{Cu(NO}_3)_2\,(aq) + 2\,\text{Ag (s)}

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