Um fio de ferro e um fio de prata foram imersos em um recipiente contendo uma solução de sulfato de cobre (II), de cor azul. Após algum tempo, observou-se que o fio de ferro ficou coberto por uma camada de cobre metálico, o de prata permaneceu inalterado e a solução adquiriu uma coloração amarelada.
Com relação a essas observações, é correto afirmar que:
a) a oxidação do ferro metálico é mais fácil que a do cobre metálico.
b) a solução ficou amarelada devido à presença de íons \mathrm{Cu}^{2+}.
c) a substituição do sulfato de cobre (II) pelo cloreto de cobre (II) não levaria às mesmas observações.

Passo 1

Enunciado e dados observacionais (o que o problema dá e o que pede):
  • Dois fios foram imersos numa solução de sulfato de cobre(II) (solução azul).
  • Observações após algum tempo:
    • O fio de ferro ficou coberto por uma camada de cobre metálico.
    • O fio de prata permaneceu inalterado.
    • A solução adquiriu uma coloração amarelada.
  • Afirmações a avaliar:
    • (a) a oxidação do ferro metálico é mais fácil que a do cobre metálico;
    • (b) a solução ficou amarelada devido à presença de íons \mathrm{Cu}^{2+};
    • (c) a substituição do sulfato de cobre(II) pelo cloreto de cobre(II) não levaria às mesmas observações.
  • Objetivo: dizer quais afirmações estão corretas e justificar, usando as observações dadas.

Passo 2

Escrevendo a reação química que explica a deposição de cobre sobre o ferro e explicando oxidação/redução de forma simples.
  • Quando um metal sólido M reduz um íon metálico em solução N^{n+}, isso é uma reação de substituição redox: o metal M é oxidado (perde elétrons) e o íon N^{n+} é reduzido (ganha elétrons).
  • No caso observado, o cobre depositado vem da redução de \mathrm{Cu}^{2+} e o ferro metálico foi oxidado. As meias-reações são:
\text{redução:}\quad \mathrm{Cu}^{2+}(aq) + 2e^- \longrightarrow \mathrm{Cu}(s)çã
\text{oxidação:}\quad \mathrm{Fe}(s) \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+}(aq) + 2e^-çã
  • Somando as duas meias-reações (elétrons se cancelam) obtemos a reação global:
\mathrm{Fe}(s) + \mathrm{Cu}^{2+}(aq) \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+}(aq) + \mathrm{Cu}(s)
  • Essa equação explica: o fio de ferro perde elétrons (oxida) formando \mathrm{Fe}^{2+} na solução e cobre metálico se deposita sobre o ferro.

Passo 3

Por que o ferro se oxida e a prata não? Usando potenciais padrão (ou a série de atividade) explico de modo direto e prático.
  • Regra prática para prova: um metal colocado numa solução de íons de outro metal desloca (substitui) o íon se o metal sólido for mais facilmente oxidável (isto é, tiver menor potencial de redução padrão) que o metal em solução. Ou, dito de outro jeito: metais “menos nobres” deslocam metais “mais nobres”.
  • Valores padrão (importante decorar ou usar a série na prova; aqui só mostro os números para justificar):
E^\circ(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}) = +0,34\\ \mathrm{V}
E^\circ(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}) = -0,44\\ \mathrm{V}
E^\circ(\mathrm{Ag}^+/\mathrm{Ag}) = +0,80\\ \mathrm{V}
  • Interpretação simples: quanto menor (mais negativo) o potencial de redução, mais fácil é oxidar o metal correspondente. Aqui E^\circ(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}) é muito menor que E^\circ(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}), então o ferro metálico é mais facilmente oxidado que o cobre metálico — por isso a reação com depósito de cobre acontece.
  • Para a prata: E^\circ(\mathrm{Ag}^+/\mathrm{Ag}) é maior que E^\circ(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}). Isso significa que a prata é mais nobre (menos facilmente oxidável) que o cobre; logo a prata não doa elétrons para reduzir \mathrm{Cu}^{2+} e permanece inalterada. Isso concorda com a observação experimental.

Passo 4

Explicando a coloração: por que a solução ficou amarelada e não azul?
  • Antes: solução de sulfato de cobre(II) está azul devido à presença de \mathrm{Cu}^{2+}(aq) (característica clássica: íons \mathrm{Cu}^{2+} aquosos são azuis).
  • Depois da reação: muitos íons \mathrm{Cu}^{2+} foram consumidos (reduzidos a \mathrm{Cu}(s)), portanto a cor azul desaparece.
  • A solução passa a conter \mathrm{Fe}^{2+} (formado pela oxidação do ferro). Íons \mathrm{Fe}^{2+} em solução têm cor esverdeada-pálida (pouco intensa). Além disso, \mathrm{Fe}^{2+} é facilmente oxidado pelo oxigênio dissolvido em \mathrm{Fe}^{3+}:
4\\ \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{O}_2 + 4\\ \mathrm{H}^+ \longrightarrow 4\\ \mathrm{Fe}^{3+} + 2\\ \mathrm{H}_2\mathrm{O}
  • Íons \mathrm{Fe}^{3+} têm coloração amarelada a castanha clara. Então a observação de uma solução amarelada é compatível com formação de \mathrm{Fe}^{2+} seguida de oxidação parcial a \mathrm{Fe}^{3+} pela exposição ao ar. Logo a cor amarelada NÃO vem de \mathrm{Cu}^{2+} (que é azul) — portanto a afirmação (b) é falsa.

Passo 5

Analisando a pergunta (c): trocar \mathrm{CuSO_4} por \mathrm{CuCl_2} mudaria o que observamos?
  • O que importa para a reação de substituição é a presença do íon \mathrm{Cu}^{2+} em solução e a reatividade relativa dos metais. Tanto o sal \mathrm{CuSO_4} quanto \mathrm{CuCl_2} entregam \mathrm{Cu}^{2+} em solução aquosa.
  • Portanto, a reação redox principal permanece a mesma:
\mathrm{Fe}(s) + \mathrm{Cu}^{2+}(aq) \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+}(aq) + \mathrm{Cu}(s)
  • Consequências qualitativas iguais: cobre metálico deposita sobre o ferro; prata permanece inalterada; solução perde a cor azul do cobre e passa a conter íons de ferro (podendo ficar amarelada por formação de \mathrm{Fe}^{3+}).
  • Observação prática: o ânion (sulfato \mathrm{SO_4^{2-}} ou cloreto \mathrm{Cl^-}) pode influenciar detalhes secundários (por exemplo, formação de complexos em soluções muito concentradas de cloreto, ou solubilidade de alguns sais), mas não impede a substituição por \mathrm{Fe} em condições usuais. Logo a troca por \mathrm{CuCl_2} levaria, em termos qualitativos, às mesmas observações. Portanto a afirmação (c) — que diz que a substituição não levaria às mesmas observações — é falsa.

Passo 6

Resumindo a lógica em forma de “como resolver na prova” (dica prática):
  • Identifique os íons metálicos presentes ( \mathrm{Cu}^{2+}) e os metais sólidos postos na solução ( \mathrm{Fe}, \mathrm{Ag}).
  • Use a série de atividade ou os potenciais padrão: metálicos com menor potencial de redução (mais negativos) oxidam-se e deslocam íons de metais com maior potencial.
  • Verifique cores típicas: \mathrm{Cu}^{2+} azul; \mathrm{Fe}^{2+} esverdeado pálido; \mathrm{Fe}^{3+} amarelo‑acastanhado — isso ajuda a explicar mudança de cor.
  • Conclua se a substituição de ânions muda qualitativamente a reação: se o íon metálico for o mesmo ( \mathrm{Cu}^{2+}), efeito principal mantém-se.

Resposta

a) Verdadeira
b) Falsa
c) Falsa

Exercícios relacionados