Reatividade de metais e íons metálicos

Habilidade: Reconhecer as evidências das transformações químicas que ocorrem entre metais e íons metálicos.

As reações de oxirredução estudadas principalmente em Físico-Química são aquelas em que ocorre transferência de elétrons. A espécie reagente (átomo, íon ou molécula) que perde um ou mais elétrons é a que sofre oxidação. Já a espécie química que recebe elétrons sofre redução.  

Geralmente, quando esse tipo de reação é estudado em Química Inorgânica, ele é chamado de reação de simples troca ou de deslocamento.  

Para que qualquer reação ocorra é necessário satisfazer determinadas condições. Uma delas é que deve haver afinidade química entre os reagentes, isto é, eles devem interagir de modo a possibilitar a formação de novas substâncias.  

No caso das reações de oxirredução, a afinidade quer dizer que um dos reagentes tem a tendência de ganhar elétrons e o outro tende a perder elétrons. Essa tendência corresponde à reatividade dos elementos químicos envolvidos. Vamos ver como é possível comparar a reatividade entre os metais.  

Considere que desejamos armazenar uma solução de sulfato de cobre II (CuSO4). Nós não poderíamos de forma alguma colocar essa solução num recipiente de alumínio, porque ocorreria a seguinte reação:  

2 Al(s) + 3 CuSO4(aq)→ 3 Cu(s) + Al2(SO4)3(aq)  

Observe que o alumínio se oxidou, perdendo 3 elétrons cada e se tornando cátion alumínio:  

Al(s) → Al³⁺(aq) + 3 e⁻  

Simultaneamente, o cátion cobre (Cu²⁺) que estava presente na solução recebeu os elétrons do alumínio e se reduziu, tornando-se cobre metálico. Cada cátion cobre recebe dois elétrons:  

Cu²⁺(aq) + 2 e⁻  → Cu(s)  

No entanto, se fosse o contrário e quiséssemos armazenar uma solução de sulfato de alumínio (Al2(SO4)3(aq)), não teria problema nenhum colocá-la num recipiente de cobre, pois esta reação não iria ocorrer:  

Cu(s) + Al2(SO4)3(aq) → não ocorre  

Esses fatos observados podem ser explicados pelo fato de o alumínio ser mais reativo que o cobre.  

Os metais têm a tendência de ceder elétrons, isto é, de se oxidar. Quando comparamos vários metais, o que possui maior tendência de doar elétrons é o mais reativo. Consequentemente, a reatividade dos metais está associada também à sua energia de ionização, isto é, a energia mínima necessária para remover um elétron do átomo gasoso em seu estado fundamental.  

Com base nisso, surgiu a fila de reatividade dos metais ou fila das tensões eletrolíticas, mostrada abaixo:  

O metal mais reativo reage com substâncias iônicas cujos cátions são menos reativos. Em outras palavras, o metal à esquerda reage com a substância formada por íons situados à sua direita. O contrário não ocorre.  

Lembrando-se do exemplo que foi dado, veja na fila de reatividade que o alumínio (Al) está à esquerda do cobre (Cu). Por isso, o alumínio reage com a solução formada pelos cátions do cobre; mas o cobre não reage com uma solução formada por cátions alumínio. Veja que o metal mais reativo é o lítio (Li) e o menos reativo é o ouro (Au).  

Esse é um dos motivos do ouro ser tão valioso, pois não reagindo, ele permanece intacto por muito tempo. 

Isso pode ser visto nos sarcófagos e esculturas egípcias revestidas de ouro que datam desde a mais remota antiguidade. 

Também visualizamos isso quando comparamos a durabilidade de uma joia de ouro puro com a de joias feitas de outros metais que são mais reativos que o ouro.  

Os metais prata, paládio, platina e ouro são os menos reativos e, por isso, são considerados nobres.

Fonte:
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/ordem-reatividade-dos-metais.htm

Reatividade de metais com ácidos

Habilidade: Reconhecer as evidências das transformações químicas que ocorrem entre metais e ácidos.

A fila de reatividade dos metais, mostrada a seguir, revela quais metais reagem mais facilmente, ou seja, quais possuem maior tendência de doar elétrons ou maior eletropositividade.  

Observe que o hidrogênio não é um metal, mas ele foi incluído na fila de reatividade porque aparece em determinadas substâncias (como os ácidos) e é capaz de formar o cátion hidrônio (H3O⁺) ou simplesmente o cátion hidrogênio (H⁺), que, por sua vez, pode receber elétrons, formando gás hidrogênio e água.  

Com o hidrogênio incluído na fila de reatividade é possível determinar a reatividade dos metais em soluções em que há íons hidrogênio.  

Os metais chamados de não nobres, isto é, aqueles que aparecem na fila de reatividade dos metais à esquerda do H, reagem com substâncias de caráter ácido. Isso ocorre porque são mais reativos que o hidrogênio e, assim, deslocam o hidrogênio dos ácidos, formando o cátion H⁺ ou H3O⁺.  

Por exemplo, se colocarmos uma fita de magnésio metálico em uma solução de ácido clorídrico, veremos a formação de bolhas (conforme mostrado na imagem do início do texto), o que indica a formação do gás hidrogênio:  

Mg(s)      +      2 HCl(aq)    →        MgCl2(aq)       +       H2(g) 

magnésio        ácido                   cloreto de              gás 

metálico       clorídrico              magnésio            hidrogênio  

Nesse caso, houve a oxidação do magnésio e a redução do íon H⁺:  

Oxidação: Mg(s) → Mg²⁺ (aq) + 2e⁻ (agente redutor)

Redução: 2 H⁺(aq) + 2e⁻ → H2(g) (agente oxidante)

É por isso que os ácidos não podem ser guardados em recipientes feitos desses metais mais reativos que o hidrogênio (como, por exemplo, um copo de alumínio). Veja a seguir como o alumínio se dissolve em ácido:  

Geralmente (com exceção do ácido fluorídrico), os ácidos são guardados em recipientes de vidro.  

No entanto, os metais nobres, aqueles que estão situados à direita do hidrogênio na fila de reatividade (Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au), não reagem de maneira espontânea ao serem colocados em contato com soluções ácidas. Exemplo:  

Cu + HCl → não há reação

O cobre (Cu), por exemplo, é um metal nobre, que não reage ao ser colocado em contato com o ácido clorídrico:     

Resumidamente, temos:  

Fonte:

https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-acidos.htm

https://guiadoestudante.abril.com.br/estudo/8-gifs-para-estudar-fisica-e-quimica/

https://hypescience.com/reacoes-quimicas-exemplos/