Experiência com objetos
de prata, noções de redução e oxidação, número de oxidação, semireações, metais
e seus potenciais de redução, pilha, e metal de sacrifício.
Método para limpar objetos de Prata
Materiais:
·
Uma
panela de vidro ou de alumínio
·
Folha
de alumínio
·
Bicarbonato
de sódio
·
Água
·
Fogão
ou outra fonte de calor
Procedimento:
Se a panela for
de alumínio, primeiro é necessário polir com palha de aço as paredes internas
até o metal deixar de ser opaco e adquirir brilho.
Colocar a água
na panela, um pouco mais do que a quantidade necessária para cobrir
completamente o objeto. Acrescentar o bicarbonato de sódio na proporção: 10g
para um litro de água. Embrulhar o objeto em uma folha de alumínio e colocá-lo
na panela. Colocar a panela no fogo alto
até a água começar a ferver, depois, abaixar o fogo e tampar a panela.
Verificar de 15
em 15 minutos, aproximadamente, se o objeto ainda está completamente submerso
na água, e se a camada preta está desaparecendo. Caso não seja notada muita
alteração em 15 minutos, colocar mais alumínio. Prestar atenção no cheiro perto
da panela durante o processo.
Resultados:
·
Como
variou a cor da prata durante a purificação do objeto?
·
Se
foi possível sentir algum cheiro, lembrava cheiro de quê?
·
Como
ficou o alumínio depois da prata estar limpa?
Análise Química
Com o tempo, os
átomos de prata que estão na superfície reagem com o enxofre do ar. Um dos
compostos sulfurados presente no ar atmosférico é o gás sulfídrico (H2S),
que junto com o gás oxigênio (O2) atacam a prata formando o sulfeto
de prata (Ag2S). Este composto fica na superfície do objeto e tem
coloração azulada tornando-se preta com o passar do tempo [1].
Deduza a
equação química! R: 4 Ag(s)
+ 2 H2S(g) + O2(g)
→ 2 Ag2S(s) + 2 H2O(l) [2]
Para limpar a
prata é preciso eliminar o composto com enxofre. Uma das maneiras é lixar a
superfície com uma esponja especial, que não risca o metal, removendo o sulfeto
de prata, e expondo as átomos de prata que estavam em camadas mais internas. Porém,
desta maneira muita prata é jogada fora. Já o método apresentado no início, tem
como objetivo recuperar os átomos de prata que reagiram com o ar e eliminar
apenas o enxofre.
Para entendermos
como este processo acontece, precisamos de alguns fundamentos químicos:
1.
Reações de Óxido-Redução:
Nas reações de
óxido-redução, também chamadas de reações Redox, ocorre troca de elétrons entre
os reagentes. Ou seja, além de espécies químicas serem transformadas em outras substâncias,
átomos de um reagente perderão elétrons, enquanto átomos de outro reagente
ganharão elétrons.
Apesar de reação
de oxidação ter como sentido original “reação com o oxigênio”, pode-se
considerar a oxidação como a perda
de elétrons, independente da espécie química para qual os elétrons migram. Como
exemplo, vamos ver o que acontece com os átomos de prata, se reagirem com o gás
oxigênio:
4 Ag(s) + O2(g)
→
4 Ag+ + 2 O2- , como 2 Ag2O(s)
Pode-se
classificar esta reação como reação redox? Se sim, qual é a espécie que sofre
oxidação?
Ao reagirem como
o oxigênio, os átomos de prata perdem um elétron, formando o cátion Ag+,
ou seja, eles se oxidam. Pode-se escrever a semi reação de oxidação: 4 Ag(s) → 4 Ag+ + 4 e-
É fácil perceber
que, se existe o processo de perda de elétrons (oxidação), deve existir o
processo de ganhar elétrons. Este processo chama-se redução. Na reação a cima, a espécie reduzida é o oxigênio. Cada
átomo de oxigênio da molécula ganha dois elétrons para formar o ânion O2-,
e a ligação entre eles é rompida.
Como seria
escrita a semi reação de redução para o oxigênio? R: O2(g) + 4 e- → 2 O2-
O número junto
com um sinal a cima do símbolo do elemento, tanto para espécies oxidadas como
as reduzidas, é chamado de número de
oxidação, ou Nox. Quando há um
aumento no Nox, houve uma oxidação. Se há uma diminuição no Nox, então ocorreu
uma redução.
Uma boa
definição do número de oxidação: é uma maneira de expressar como um átomo está
participando eletricamente de uma estrutura, ou seja, o Nox responde às
seguintes questões: Que tipo de carga elétrica o átomo apresenta na estrutura
(positiva, negativa ou neutra)? Qual a intensidade desta carga? [2]
Pra treinar,
vamos analisar a reação que deixou a prata “suja”: 4 Ag(s) + 2 H2S(g) + O2(g) → 2 Ag2S(s) + 2 H2O(l).
Primeiro
precisamos definir o numero de oxidação para cada átomo:
Reagentes:
Ag: Os átomos de
prata (Ag) se unem por ligação metálica, formando objetos deste metal precioso.
Cada átomo é eletricamente neutro, pois tem o mesmo número de prótons (cargas
positivas) e elétrons (cargas negativas), podendo ser representado como: Ag0,
ou simplesmente, Ag(s). Ou seja, o Nox da prata é igual a
zero.
H2S: Átomos
de hidrogênio em compostos têm Nox = 1+ (salvo raras exceções). Para
descobrirmos o Nox do enxofre, vamos usar uma regra importante: Nas moléculas a soma dos Nox é igual a
zero, enquanto nos íons essa soma é igual à carga do íon. Se há 2 átomos de
hidrogênio 1+, para que a soma dos Nox seja zero, o Nox do enxofre precisa ser
2-. Veja: ( 2 × +1 )
+ ( -2 ) = 0.
O2:
As moléculas do gás oxigênio são formadas por dois átomos de oxigênio unidos
por ligação covalente ( O=O ). Os dois elétrons da ligação são igualmente
compartilhados pelos dois átomos, pois ambos têm a mesma eletronegatividade.
Portanto o Nox do oxigênio é igual a 0.
Ag2S:
O Nox do enxofre permanece o mesmo, então, para a soma dos Nox ser zero, o Nox
da prata deve ser 1+. Da mesma forma que foi escrita a reação da prata com o
oxigênio, este produto também poderia ser escrito como: 2 Ag+ + S2-.
H2O:
Já vimos que o Nox do hidrogênio é 1+, portanto o Nox do oxigênio é 2-.
Ag: Passo de Ag0
para Ag+.
O: Passou de O0 para O2-.
O: Passou de O0 para O2-.
Determine
qual espécie se oxidou e qual se reduziu. Escreva as equações de semi reação! R: Oxidação: 4 Ag(s) → 4 Ag+ + 4 e- . Redução:
O2(g) + 4 e- → 2 O2-
A espécie que se
oxida, causa redução na outra, por isso é chamada de redutora. Da mesma forma,
a espécie que se reduz prova a oxidação de outra e é chamada de oxidante.
Voltando ao
nosso problema inicial, para limpar a prata basta fornecer elétrons ao composto
formado (Ag2S) para que a prata volte a ser metálica. Para fazer
isso, vamos aprender um segundo fundamento químico:
2.
Princípio que acontece nas
pilhas e baterias:
“Se colocássemos
um pedaço do metal de zinco em uma solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4)
em água (coloração azul por causa dos íons Cu2+), veríamos uma
camada do metal cobre começar a se depositar sobre a superfície do zinco (e a
intensidade do azul diminuiria). Se pudéssemos acompanhar a reação no nível
atômico, veríamos que, à medida que a reação ocorre, elétrons de transferem dos
átomos de Zn para os íons Cu2+que estão próximos na solução.
Esses elétrons
reduzem os íons Cu2+ a átomos Cu0, que permanecem na
superfície do zinco ou formam um deposito solido finamente dividido no béquer.
O pedaço de zinco desaparece lentamente à medida que seus átomos doam elétrons
e formam íons Zn2+ incolores que passam para a solução.
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) ” [3] [4]
Esse é, sem duvida, outro exemplo de reação redox. Em geral, quando dois metais entram em contato com um meio eletrolítico (íons livres em meio aquoso), um deles será oxidado e o outro, reduzido. Para sabermos qual dos metais perderá elétrons e qual ganhará, basta consultar uma tabela com os potenciais de redução.
Como se pode ver em uma tabela, cada metal tem um diferente
potencial de redução (e consequentemente o potencial de oxidação também é único
para cada metal). Quando são colocados em contato, surge entre eles uma
diferença de potencial: elétrons fluem do metal de menor E˚redução (mais
reativo) para o metal de maior E˚redução (menos reativo). [Dica:
potencial de redução, significa poder de se reduzir] O meio eletrolítico serve
para permitir a passagem de elétrons de um metal para o outro.
Essa diferença de potencial pode ser usada para gerar energia.
Essa diferença de potencial pode ser usada para gerar energia.
O metal com
menor potencial de redução, muitas vezes é posto em contato com o outro para
protegê-lo, impedindo que não haja sua corrosão. Tal metal chama-se metal de sacrifício. Se quisermos
impedir que a placa de zinco seja corroída em solução de sulfato de cobre,
podemos colocar um pedaço de outro metal que tenha um potencial de redução
menor do que o do zinco.
Olhando na
tabela a cima, quais metais seriam possíveis metais de sacrifício, neste caso
para proteger o zinco? R:
3. Conclusão:
Quando colocamos
a prata junto com o alumínio houve uma diferença de potencial, e, portanto,
fluxo de elétrons. O alumínio que estava na forma metálica, passou para solução
e doou elétrons. Estes elétrons foram capturados pelos átomos de prata que
estavam na composição da substância indesejada (o sulfeto de prata, Ag2S),
o reduzindo a prata metálica e liberando o gás H2S. Este composto é
o responsável pelo odor de ovo podre e também é liberado quando o suor da pele
reage com o ar, por isso é possível sentir um cheiro desagradável durante o
experimento.
Aplicação
espiritual
Nosso bom Pai nos compara com a prata. Podemos ter certeza de que somos
preciosos para Ele.
“Como se fez prostituta a
cidade fiel! Ela, que estava cheia de justiça! Nela, habitava a retidão, mas,
agora, homicidas. A tua prata se tornou em escórias”. Esse verso de Isaias 1:21 e 22 diz que ao ser infiel
a Deus, nos tornamos sujos como acontece com a prata. As escórias são os pecados que cometemos; eles são depositados em
nos, tirando o brilho de antes.
Porém, Deus também tem um método
para nos limpar. “Pois tu, ó Deus, nos submeteste à prova e nos refinaste como a prata”. Salmo 66:10. “Ele se assentará como um refinador e purificador de prata;
purificará os levitas e os refinará como ouro e prata. Assim trarão ao Senhor
ofertas com justiça.” Malaquias 3:3. Sim,
o método de Deus é semelhante ao que estudamos!
Voce consegue traçar paralelos entre a obra de
salvação e o que acabamos de aprender?
A prata, por ela mesma não pode fazer nada para se
tornar limpa novamente. Como estudamos, somente um metal com menor potencial de
redução do que o da prata pode reduzir-la. Então veio Jesus: de forma humilde
fez o papel de um metal bem menos nobre do que a prata: se dispôs a vir como o
alumínio para doar algo, do qual precisávamos muito!
Os elétrons, que fizeram com que a prata voltasse a
ser brilhante, representam o sangue de Jesus. Para nos dar o perdão, Ele
precisou morrer por nós, e, assim como aconteceu com o alumínio, Ele perdeu o
seu brilho, sua vida, para que pudéssemos recuperar aquilo que o pecado nos
tirou! Escolheu ser metal de sacrifício!
Sabe, existe uma grande diferença entre um objeto de
prata e você: Deus te deu o poder de pensar e escolher. Você pode decidir se
quer se submeter ao processo de salvação, ou se prefere ficar como está. Se
você aceitar a Jesus e ao Seu presente, o resultado será muito maior do que
apenas estar brilhante novamente. Jesus promete que, aqueles que quiserem, podem
um dia morar em lugar sem pecado, onde nunca mais haverá sujeira. Lá estaremos
constantemente refletindo a linda face de Jesus!
Que Ele te abençoe muito!!!
“Aguardando a bem-aventurada esperança e o
aparecimento da glória do grande Deus e nosso Senhor Jesus Cristo; O qual se
deu a si mesmo por nós para nos remir de toda a iniqüidade, e purificar para si
um povo seu especial, zeloso de boas obras.”
Tito 2:13 e 14
Tito 2:13 e 14
Referências
[2] CISCATO, Carlos Alberto Mattoso; PEREIRA, Luís
Fernando. Planeta Química.
[3] ATKINS,
Peter; JONES, Loretta. Princípios de
química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. – 3. Ed. (texto entre parêntesis foi acrescentado)
[4] http://www.eebfmazzola.pro.br/wiki/images/4/42/Zn_analise_microscopica.jpg
acesso dia 22/09/2013
que interessante Mariane. Não sabia que tinha um blog. Post mais conteúdos, voce tem muito a oferecer.
ResponderExcluirFica com Deus.