Porque o cobre só reage com o ácido nítrico?

Question

Gostaria muito de saber!!

Answer 1

Oi Maah, sua pergunta é interessantíssima, e a resposta também é. Veja que uma grande gama de metais, como o ferro, por exemplo, reage com ácidos, segundo a reação:

Fe + 2 H(+) --> Fe(+2) +H2

com a liberação do gás hidrogênio. Aliás, a história da Química parece indicar o grande alquimista árabe Geber como sendo o descobridor do gás hidrogênio, por ele ter escrito ter ouvido um "ruído sibilante de um gás evoluindo de uma barra de ferro, quando tratada por ácido sulfúrico". Detalhe: é atribuída a Geber a descoberta do ácido sulfúrico. É que os alquimistas achavam que tudo o que era amarelo poderia conter ouro, e a pesquisa com o enxofre, que é amarelo, os encantava. E tudo isso na época de Cristo, veja só.

Mas então, voltando para a química, na reação

Fe + 2H(+) --> Fe(2+) + H2

o ferro é o agente redutor, pois se oxida a Fe(+2), e, o importante da tua questão, o próton do ácido é o reagente oxidante, pois se reduz a gás hidrogênio.

Pois bem. Existem metais, tal qual o cobre e outros metais considerados como nobres, tipo ouro, platina e tal, que não são atacados por ácidos comuns, pois que a reação

C u + 2H(+) --> shongas!

não acontece. A gente diz que o potencial de redução do próton é menor do que o potencial de oxidação do cobre. É mais fácil compreender se a gente examinar as duas semi-reações que podem estar acontecendo, veja:

2H(+) + 2 e(-) --> H2 tem um potencial arbitrado como zero volt;

C u --> C u(2+) + 2e(-) tem um potencial de - 0,34 volts;

Agora, se você somar ambas as semi-reações, e as voltagens, você vai ter:

2 H(+) + C u --> C u(2+) + H2, potencial total - 0,34 V

Bom. aí é que está a pegadinha. Para uma reação de oxi-redução ser espontânea, ou seja, acontecer normalmente, o potencial tem de ser positivo. Foi a essa conclusão que chegaram vários cientistas que estudaram a físico-química ensinada pelo grande Gibbs. Ele dizia que, numa transformação espontânea, a energia do estado final teria de ser menor do que a energia do estado inicial, tipo "o livro cai da mesa", mas não "o livro sobe de volta para a mesa sozinho". Os livros de Química ensinam que "a variação de energia livre de Gibbs tem de ser negativa em um processo espontâneo", ou seja, E final - E inicial < 0, pois que a energia final tem de ser menor. Faz sentido, não é?

Muito bem. O que a gente chama hoje de energia livre de Gibbs se relaciona com o potencial de oxi-redução das espécies químicas através de uma fórmula muito simples, que eu vou simplificar mais ainda por não poder digitar o símbolo grego maiúsculo "delta", que em matemática, e nas ciências exatas, como a Química, significa "final menos inicial", como você sabe. Bom. Considerando essa dificuldade, a fórmula fica assim, ó:

"delta"G = -nFE^0

onde n é o número de elétrons trocados na reação de oxi-redução (um número, portanto, tipo 1, 2, 3...); F é uma constante, relacionada com o número de elétrons que passa em um circuito por mol de substância sendo oxidada ou reduzida, o símbolo F sendo uma homenagem ao grande Faraday, que sacou essas coisas. Mas é outro número, ou seja, uma constante; o sinal negativo da fórmula nos lembra que a variação de energia do sistema tem de ser negativa. O diferencial da coisa fica mesmo por conta do termo E^0 (ou ê - zero), que é o potencial da reação parcial. A soma dos ê -zero de duas semi-reações, então, vai determinar se uma substância consegue oxidar a outra, ou se não vai oxidar nada. Veja bem:

2 H(+) + C u --> C u(2+) + H2, potencial total - 0,34 V

na fórmula

"delta"G = -nF(-0,34)

dá "delta"G positivo! Menos, com menos, mais. A coisa não é espontânea! Não vai, não pode acontecer. O cobre não é atacado naturalmente por ácido clorídrico, fosfórico, nem sulfúrico, a frio. Mas é rapidamente atacado por ácido nítrico, segundo as reações

cobre e ácido nítrico diluído:

3 C u + 8 HNO3 --> 3 C u (NO3)2 + 4 H2O + 2 NO

ou

cobre e ácido nítrico concentrado:

C u + 4 HNO3 --> C u (NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2

Repare que os gases de nitrogênio formados são diferentes nos dos casos, o óxido nitroso, e o dióxido de nitrogênio.

O argumento que eu vou levar a seguir serve para as duas reações, mas eu vou tomar a segunda como exemplo, para você compreender como funciona a coisa.

Primeiro: note que em nenhuma das reações formou-se o hidrogênio gasoso. Isso indica que não é o próton do ácido nítrico que é o agente oxidante nesse processo. Certo? Se procurarmos quem se reduz, vamos encontrar que é o nitrogênio! Na segunda reação, ele passa de +5 para +4, sacou? De NO3(-) do HNO3 para NO2. Legal, né? Na primeira reação, ele passa de +5 para +2, uma redução ainda mais drástica.

Mas, analisando a coisa pelo lado da eletroquímica, nós poderemos escrever (a segunda reação) como:

2 NO3(-) + 4 H(+) + 2 e(-) --> 2 NO2 + 2 H2O

cujo potencial ê - zero é 0,81 V (o e(-) na equação representa o elétron, como sempre).

Buenas. Essa reação requer que elétrons sejam doados por alguém, certo? Um oxidante que se reduz precisa de um redutor que se oxide, certo? Então, se à essa reação nós adicionarmos aquela, a da espécie que vai doar os elétrons, que no caso é o cobre:

C u --> C u (+2+) + 2e(-) = - 0,34

Podemos somar as duas semi-reações, e consequentemente, os dois potenciais. A resposta será:

C u + 4 HNO3 --> C u (NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2

com um potencial total de (+0,81 - 0,34) = +0,47 V; ora, colocado na fórmula da energia de Gibbs, a coisa fica

"delta"G = -nF(0,47)

e "voilà"!

"delta"G agora é negativo!

Finalmente a energia do estado final da coisa ficou menor do que a energia inicial, o que significa que o cobre metálico vai se dissolver em ácido nítrico! Não é fantástico?

Resta para você procurar nos seus livros de química prediletos os valores de ê - zero para a transformação do NO3(-) em NO (a primeira reação), para você mesma se conscientizar, e aprender, a utilizar a fórmula de Gibbs relacionada aos processos de oxi-redução. E, é claro, a continuar a gostar de Química.