Química – Ciscato, Pereira, Chemello e Proti

. Acesso em: jan. 2016.

Em razão do alto custo de produção desse metal a partir da bauxita, além do impacto ambiental causado por seu processo produtivo, a reciclagem do alumínio vem sendo destaque no Brasil desde 2001, quando o país se tornou líder mundial na reciclagem de latas de alumínio, posição ocupada pelo menos até 2016. Em 2012, o país atingiu o inédito índice de 97,9% de latas recicladas. Reciclar determinada quantidade de alumínio consome apenas cerca de 5% da energia gasta para produzi-la a partir da bauxita.

Além das questões econômicas, há também questões ambientais favoráveis à reciclagem do alumínio. Após sua produção, o resíduo da purificação da bauxita não pode ser descartado direto no meio ambiente, pois apresenta caráter altamente básico em razão do hidróxido de sódio usado nessa etapa. Denominado lama vermelha, esse resíduo deve ser acondicionado em grandes reservatórios que requerem cuidados para evitar acidentes. Em 2010, um reservatório na cidade de Ajka, Hungria, rompeu e alagou a cidade, causando diversos transtornos ambientais e financeiros. Acidente similar ocorreu em novembro de 2015 na cidade de Mariana, em Minas Gerais. O rompimento das barragens liberou milhares de litros de resíduos de minério de ferro, água e lama provenientes de uma mineradora. Esse acidente gerou grandes prejuízos econômicos, sociais e ambientais.



GYOERGY VARGA/MTI/AP PHOTO/GLOW IMAGES

Cidade de Mariana, MG, inundada após o rompimento de uma barragem em 2015.

Página 117

Questões relativas ao texto de abertura

Responda em seu caderno

1 A eletrólise da água produz os gases hidrogênio e oxigênio. Considere o esquema da montagem experimental ao lado e o resultado obtido após alguns minutos de eletrólise.

Inicialmente cheios, os tubos passam a apresentar diferentes níveis de água após a eletrólise. Com base apenas na informação dos volumes de gases produzidos, em quais dos tubos de ensaio o gás hidrogênio foi produzido? E o gás oxigênio? Justifique sua resposta.

ADILSON SECCO

Representação sem escala; cores fantasia.

2 Uma das primeiras formas de obtenção do alumínio metálico foi desenvolvida em 1825 pelo físico dinamarquês Hans Christian Oersted (1777-1851). Nessa síntese, o alumínio e o cloreto de potássio eram sintetizados a partir do cloreto de alumínio em contato com o potássio metálico. Uma opção era substituir o potássio pelo sódio. Considerando essa substituição, equacione a obtenção de alumínio a partir da reação entre o cloreto de alumínio e o metal alcalino.

3 Considere as informações da conta de luz a seguir.



REPRODUÇÃO

Com base nos dados fornecidos e nas informações citadas, determine:

a) a massa aproximada, em kg, de alumínio que poderia ser produzida a partir do consumo de eletricidade que consta na conta;

b) o preço aproximado, em reais, da energia elétrica necessária para produzir 13,5 g de alumínio, massa de uma lata vazia.

4 Como a reciclagem do alumínio pode evitar que desastres como o que ocorreu com a lama vermelha, na Hungria em 2010, se repitam?

Reflita sobre os tópicos abordados neste capítulo

Discuta com seus colegas

O que acontece com o ferro quando ele enferruja?

Por que o ouro não se degrada como o ferro ao longo do tempo?

Por que em regiões litorâneas a corrosão ocorre com maior intensidade?

Você sabe como funciona uma pilha?

Você sabe como são produzidas as joias folheadas a ouro?

Página 118

TEMA 1
Ocorrência de fenômenos espontâneos de oxidação e redução



A Palê Zuppani/Pulsar imagens

B Ricardo Ribas/Fotoarena

(A) Ponte Hercílio Luz, em Florianópolis, SC, 2014. (B) Imagem que mostra a ferrugem em sua estrutura, em foto de 2016. Atualmente, essa ponte está em reforma para recuperar estruturas danificadas pela corrosão, entre outros reparos.

A corrosão dos materiais pode causar prejuízos econômicos e resultar em graves acidentes de carro, queda de pontes ou de aviões, entre outros. Entender como ocorre o processo da corrosão ajuda a encontrar maneiras de evitá-lo ou retardá-lo. Neste tema, serão abordados os conceitos fundamentais relacionados aos fenômenos da corrosão do ferro e de outros materiais.

Investigando reações de oxirredução: cobre metálico em uma solução de nitrato de prata

A deterioração de materiais decorrente de reações químicas envolvendo as substâncias presentes no meio reacional é chamada corrosão. Segundo dados da Associação Brasileira de Corrosão (Abraco), estima-se que os custos relacionados à corrosão do ferro representem cerca de 4% do PIB das nações industrializadas — calcula-se que no Brasil haja um custo anual direto e indireto da ordem de 60 bilhões de dólares.

Página 119

Para compreender como ocorrem certos tipos de reações de corrosão, considere inicialmente os resultados experimentais retratados nas imagens a seguir sobre a reação entre o cobre metálico (Cu(s)) e uma solução aquosa de nitrato de prata (AgNO₃(aq)).

FOTOS: 2015 RICHARD MEGNA/FUNDAMENTAL PHOTOGRAPHS, NYC

Em (A), o aspecto do sistema reacional imediatamente após a imersão de parte da placa de cobre na solução de nitrato de prata. Em (B), o mesmo sistema após a ocorrência da reação.

É possível observar claramente, em (B), a formação de um sólido sobre a lâmina e a mudança de cor da solução, que de incolor passou a azul-esverdeada. A formação de um sólido e a alteração da cor são indícios de que ocorreu uma reação química.

Compostos que contêm o íon Cu²⁺ em sua constituição geralmente apresentam uma cor que varia entre tons de verde e azul, como o sal sulfato de cobre(II) (CuSO₄) da imagem abaixo. A cor azul (ou verde) é mantida quando a substância se dissocia em água formando íons Cu²⁺(aq) e SO₄²⁻(aq). Dessa forma, a cor da solução na imagem (B) anterior indica a formação de íons cobre(II) na solução. Mas qual seria a origem desses íons? A única fonte de cobre presente no sistema reacional é a placa de cobre metálico, o que sugere que os íons foram formados a partir dessa placa. Essa hipótese de reação pode ser simplificadamente representada pela equação a seguir.

Cu(s) ⇌ Cu²⁺(aq) + 2 e⁻



SCIENCE PHOTO LIBRARY/LATINSTOCK

GIPHOTOSTOCK/SCIENCE SOURCE/LATINSTOCK

À esquerda, tem-se o sulfato de cobre(II) penta-hidratado sólido [CuSO₄ ⋅ 5 H₂O] e, à direita, uma solução aquosa desse sal.

Quando uma espécie química perde um ou mais elétrons em uma reação química, diz-se que ocorreu a oxidação dessa espécie. Mas qual é o destino dos elétrons provenientes da oxidação? Observe a imagem ao lado, que contém uma ampliação da imagem do sólido formado na imagem (B).

A aparência prateada dos cristais sugere que se forma prata metálica na superfície da placa de cobre. Na solução inicial, havia íons Ag⁺(aq) oriundos da dissociação do sal AgNO₃ em água. Sugere-se, então, que a prata metálica formou-se a partir dos íons Ag⁺(aq) presentes na solução inicial. Essa hipótese de reação pode ser simplificadamente representada pela equação a seguir.

Ag⁺(aq) + e⁻ ⇌ Ag(s)

Quando uma espécie química ganha um ou mais elétrons em uma reação química, diz-se que ocorreu a redução dessa espécie.

A oxidação dos átomos de cobre e a redução dos íons Ag⁺(aq) ocorrem simultaneamente. Assim, para cada íon Cu²⁺(aq) formado, dois elétrons são cedidos a dois íons Ag⁺(aq), gerando dois átomos de prata metálica.



POWER AND SYRED/SCIENCE PHOTO LIBRARY/LATINSTOCK

Imagem ampliada dos cristais formados na reação entre cobre metálico e uma solução aquosa de nitrato de prata.

Página 120

A sequência de imagens a seguir ajuda a compreender o conjunto de hipóteses apresentadas para a reação entre o cobre metálico e a solução de nitrato de prata.

FOTOS: CHARLES D WINTERS/SCIENCE SOURCE/GETTY IMAGES

ILUSTRAÇÕES: ADILSON SECCO

Esquema simplificado da reação entre o cobre metálico e o nitrato de prata. Representação submicroscópica de algumas espécies referentes aos reagentes e produtos. Representação sem escala; cores fantasia. Por simplificação, as moléculas de água e os íons nitrato não foram representados.

Nessa representação esquemática, as esferas marrons representadas com e sem carga correspondem aos íons e aos átomos de cobre, respectivamente. Os íons Ag⁺ e os átomos de prata metálica depositados sobre a superfície do cobre são representados pelas esferas cinza com e sem carga, respectivamente. Perceba que, ao longo da reação, os íons prata se reduzem e se depositam como átomos de prata sobre a superfície sólida do cobre, enquanto os átomos de cobre formam íons positivos a partir da oxidação.

Reações que envolvem os fenômenos de oxidação e de redução são chamadas de óxido-redução, oxirredução ou, simplesmente, redox. A reação de oxirredução entre o cobre metálico e o nitrato de prata pode ser assim equacionada:

Cu(s) + 2 AgNO₃(aq) ⇌ 2 Ag(s) + Cu(NO₃)₂(aq)

Uma vez que os íons nitrato (NO₃⁻(aq)) não participam efetivamente da reação de oxirredução nem perdendo nem recebendo elétrons, pode-se também equacionar a reação omitindo sua presença:

Cu(s) + 2 Ag⁺(aq) ⇌ Cu²⁺(aq) + 2 Ag(s)

Investigando a reação de formação da ferrugem e o conceito de número de oxidação (nox)

Perceber que uma amostra de ferro oxidou não é difícil, pois essa reação deixa uma evidência bem clara: forma-se um sólido marrom-avermelhado chamado ferrugem. A esponja de aço, constituída principalmente por ferro, pode enferrujar, como mostra a imagem abaixo. A oxidação desse metal é um tipo de corrosão que pode ocorrer na presença de reagentes como o hipoclorito de sódio (NaClO).

RICARDO SIWIEC

A formação de um sólido marrom-avermelhado é evidência de uma transformação química – no caso, uma reação de oxirredução.

Página 121

A reação de oxidação do ferro, conforme será visto mais adiante neste capítulo, forma várias espécies contendo ferro, como os hidróxidos de ferro(II) e (III) e os óxidos de ferro(II) e (III). Contudo, por simplificação, será considerado o óxido de ferro(III) (Fe₂O₃), como produto, que, por sua vez, tem cor semelhante à ferrugem, conforme pode-se constatar na imagem ao lado. Considere a hipótese de que o hipoclorito de sódio (NaClO) reaja com o ferro. A reação de oxirredução entre eles pode ser representada, simplificadamente, por meio da equação a seguir.

2 Fe(s) + 3 NaClO(aq) ⇌ Fe₂O₃(s) + 3 NaCl(aq)



DOTTA2

Amostra de óxido de ferro(III) (Fe₂O₃).

Nessa reação, o ferro metálico é oxidado a íon Fe³⁺; portanto, cada átomo de ferro perde três elétrons. Como foi analisado na reação em que uma placa de cobre era colocada em contato com uma solução aquosa de nitrato de prata, os íons prata eram reduzidos, já que recebiam os elétrons provenientes dos átomos de cobre. Porém, no caso da esponja de aço em contato com o hipoclorito de sódio, qual dos átomos do hipoclorito de sódio recebe esses elétrons, ou seja, é reduzido? Para responder a essa pergunta, será necessário conhecer um conceito fundamental em eletroquímica: número de oxidação – nox. Para compreender os fundamentos do nox, a seguir serão retomados alguns conceitos relacionados às ligações iônica e covalente.

A eletronegatividade (representada pela letra grega χ) é uma propriedade periódica que corresponde à capacidade que um átomo apresenta de atrair os elétrons envolvidos em uma ligação química.

Quanto menor for o raio atômico, maiores serão os valores de eletronegatividade. Isso ocorre porque, de maneira simplificada, quanto menor o raio, maior a atração do núcleo pelos elétrons da camada de valência. Assim, quanto maior o raio de um átomo, menor a atração do núcleo pelos elétrons da camada de valência e menor a eletronegatividade desse átomo.

A diferença dos valores de eletronegatividade entre os átomos envolvidos em uma ligação é o que define o caráter predominante da ligação.

Considere o exemplo do cloreto de sódio (NaCl), cuja fórmula eletrônica é dada a seguir.

Esquema para representar a ligação iônica utilizando a fórmula eletrônica para o cloreto de sódio. Os pontos pretos representam, simbolicamente, os elétrons da camada de valência.

Essa ligação entre os átomos de sódio e cloro caracteriza-se pela transferência de um elétron proveniente de um átomo menos eletronegativo (χ_Na= 0,93) para outro mais eletronegativo (χ_Cl= 3,2). Os valores de eletronegatividade utilizados neste capítulo estão de acordo com a escala de Linus Pauling.

Em geral, ligações de caráter predominantemente iônico são aquelas em que a diferença de eletronegatividade (Δχ) é superior a 1,6. No caso do cloreto de sódio, essa diferença é Δχ = 3,2 − 0,93 = 2,27. O átomo que perde o elétron adquire carga positiva (+1), enquanto o que recebe o elétron adquire carga negativa (−1).

No entanto, há ligações cujos átomos envolvidos não apresentam uma diferença tão grande de eletronegatividade; quando essa diferença for inferior a 1,5, a ligação terá caráter predominantemente covalente. Como exemplo, considere o gás hidrogênio (H₂) e a representação esquemática da ligação covalente de sua molécula pela fórmula eletrônica.

Esquema para representar a ligação covalente entre átomos de hidrogênio utilizando a fórmula eletrônica.

Essa ligação entre os átomos de hidrogênio caracteriza-se pelo compartilhamento de elétrons. Como ela ocorre entre átomos do mesmo elemento químico, a distribuição do par de elétrons entre os átomos é homogênea, pois não há diferença de eletronegatividade.
Página 122

Dessa forma, não há maior concentração de carga negativa próxima a nenhum deles – essa ligação é classificada como covalente apolar, sendo seu caráter covalente. Diz-se, nesse caso, que a carga parcial de cada um dos átomos de hidrogênio é zero. Outro exemplo de ligação covalente é a formada na molécula de cloreto de hidrogênio (HCl) representada pela fórmula eletrônica a seguir.

Esquema para representar a ligação covalente entre átomos de hidrogênio e cloro utilizando a fórmula eletrônica.

A ligação entre o átomo de hidrogênio (χ_H = 2,2) e o de cloro (χ_Cl= 3,2) também se caracteriza pelo compartilhamento de elétrons, pois, apesar de os átomos apresentarem diferentes eletronegatividades, essa diferença não é tão significativa para classificar a ligação como predominantemente iônica (Δχ = 3,0 − 2,1 ⇒ Δχ = 0,9 < 1,5). O átomo do elemento químico mais eletronegativo (Cl) atrai mais fortemente o par de elétrons da ligação covalente do que o átomo do elemento menos eletronegativo (H). Isso resulta em uma carga parcial negativa (δ⁻) próxima ao átomo de cloro e uma carga parcial positiva (δ⁺) próxima ao átomo de hidrogênio – essa ligação é classificada como covalente polar. Em uma molécula, o número de oxidação refere-se à carga que um átomo teria se houvesse a transferência completa de elétrons.

A presença de cargas elétricas ocorre em razão da diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados. Quando essa diferença é muito elevada (ligações iônicas), surgem cargas reais – pode-se, nesse caso, dizer que o átomo do elemento mais eletronegativo recebeu um ou mais elétrons. Quando a diferença de eletronegatividade não é muito grande (ligação covalente), ocorre um acúmulo de elétrons mais próximo ao átomo mais eletronegativo da ligação – como não chega a ser uma transferência de elétron, essa carga é denominada parcial.

Quando o íon é monoatômico, seu número de oxidação é sua própria carga. Por exemplo, no íon Fe²⁺, o nox equivale a +2, assim como sua carga. Em íons poliatômicos, como o sulfato (SO₄²⁻), apesar de a carga ser −2, cada átomo integrante terá seu próprio nox, que não corresponde necessariamente a −2. O cálculo desses nox será abordado mais adiante.

É possível que átomos de um mesmo elemento químico apresentem diferentes números de oxidação em função, por exemplo, do tipo ou do número de ligações que estabelecem com outros átomos, como mostra a tabela a seguir para o ferro.

Diferentes números de oxidação do ferro
Formas do elemento ferro (Fe)	Representação	Número de oxidação	Número de prótons	Número de elétrons
Ferro metálico	Fe ou Fe^0	0	56	56
Ferro(II)	Fe^2+	+2	56	54
Ferro(III)	Fe^3+	+3	56	53

O nox do ferro metálico é igual a zero porque, na forma de substância simples, há apenas ligações entre espécies do mesmo elemento. Como não existe diferença de eletronegatividade entre átomos do mesmo elemento químico, não há distribuição heterogênea de carga e, assim, o nox dos átomos equivale a zero.

O óxido de ferro(II) (FeO) e o óxido de ferro(III) (Fe₂O₃) são exemplos de compostos em que o ferro apresenta diferentes números de oxidação. Em ambos os casos, o ferro, de baixa eletronegatividade (χ_Fe= 1,8), estabelece ligação de caráter predominantemente iônico com o oxigênio, elemento de alta eletronegatividade (χ_O= 3,4). No caso do FeO, ocorre a transferência de dois elétrons a partir de cada átomo de ferro (nox = +2) para cada átomo de oxigênio, enquanto, no caso do Fe₂O₃, cada átomo de ferro transfere três elétrons (nox = +3) para os átomos de oxigênio, conforme as representações esquemáticas a seguir.

Página 123

Esquema para representar as ligações iônicas nos óxidos FeO e Fe₂O₃ utilizando a fórmula eletrônica. Os pontos pretos representam, simbolicamente, os elétrons, e as setas curvas azuis, o sentido da transferência de elétrons.

Assim, pode-se dizer que o nox do ferro no FeO é igual a +2, enquanto no Fe₂O₃ é igual a +3. Perceba que, em ambos os casos, a quantidade total de elétrons doados é igual à quantidade total de elétrons ganhos; em outras palavras, o somatório dos valores dos nox positivos e negativos em uma espécie química neutra é zero.

Considere agora o caso do sal hipoclorito de sódio (NaClO), reagente da reação com o ferro presente na esponja de aço mencionada anteriormente. Entre os três átomos de diferentes elementos químicos que constituem esse sal, o de oxigênio é o mais eletronegativo e tem seis elétrons em sua camada de valência. Seu nox é −2, o que ocorre para átomos desse elemento químico na maioria das substâncias que o contenham em sua composição. Como o átomo de sódio é o de menor eletronegatividade e apresenta apenas um elétron na camada de valência, assume nox +1, assim como todos os átomos de elementos químicos de seu grupo – os metais alcalinos. O cloro é mais eletronegativo que o sódio, mas menos eletronegativo que o oxigênio. Como o oxigênio adquire estabilidade com o acréscimo de dois elétrons em sua camada de valência, o sódio e o cloro têm, ambos, nox +1. Perceba que a soma dos nox no hipoclorito de sódio é igual a zero – condição que ocorre nas espécies químicas eletricamente neutras.

Assim, na reação entre o ferro presente na composição da esponja de aço e o hipoclorito de sódio, os nox de cada átomo nos reagentes e produtos são:

Note que apenas o nox do ferro e o nox do cloro variam durante a transformação – o sódio e o oxigênio continuam com seus nox iguais a +1 e −2, respectivamente.

O nox do ferro na transformação passou de zero para +3, o aumento do nox é resultado da perda de elétrons (fenômeno de oxidação). Já o cloro passou de +1 para −1, a diminuição do nox é resultado do ganho de elétrons (fenômeno de redução).

Além disso, perceba que cada átomo de ferro perdeu três elétrons. Como o coeficiente estequiométrico desse metal é dois, no total foram perdidos seis elétrons na oxidação. No caso do hipoclorito de sódio, cada átomo de cloro passa de nox +1 para −1, o que caracteriza um ganho de dois elétrons para cada átomo de cloro. Como o coeficiente estequiométrico do hipoclorito de sódio é três, no total foram recebidos seis elétrons na redução. Portanto, observa-se que o número de elétrons perdidos é igual ao número de elétrons ganhos, característica observada nas reações de oxirredução.

Percebe-se, portanto, que, além de representar a conservação de massa na transformação em questão, o balanceamento de uma reação de oxirredução deve indicar a igualdade entre o número de elétrons perdidos na oxidação e o número de elétrons recebidos na redução. Se a equação química for representada na forma iônica, é preciso indicar também a igualdade de cargas entre reagentes e produtos.

Por fim, é importante ressaltar que os fenômenos de oxidação e redução estão interligados: os elétrons recebidos pela espécie que é reduzida são fornecidos pela espécie que é oxidada. Portanto, sem oxidação não há redução e vice-versa. É comum na linguagem química referir-se à espécie que é reduzida como agente oxidante, ou seja, a espécie química que promove a oxidação é aquela que é reduzida. Há também a expressão agente redutor, ou seja, a espécie química que promove a redução é aquela que é oxidada.

Página 124