EXPERIMENTO II

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA 
INSTITUTO DE QUÍMICA
Experimento II: Reatividade Química dos Metais
Elisângela Maria de Oliveira
Maria Eduarda Pereira Mendes
Maria José de Oliveira Pessoa
Natal - RN
Julho de 2021
Elisângela Maria de Oliveira
Maria Eduarda Pereira Mendes
Maria Jose de Oliveira Pessoa
Experimento II: Reatividade Química dos Metais
Relatório de aula prática apresentado como requisito parcial para obtenção de nota na unidade I da disciplina QUI0613 - Química Inorgânica Experimental I (T07), ministrada pelo professor Dr. Ademir Oliveira da Silva.
Natal - RN
Julho de 2021
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO	4
OBJETIVO	4
PARTE EXPERIMENTAL	4
3.1. REAGENTES E MATERIAIS	4
3.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL	5
RESULTADOS E DISCUSSÃO	6
CONCLUSÃO GERAL	10
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	11
ANEXO	11
												
1. INTRODUÇÃO
	A reatividade química dos metais está relacionada diretamente com a eletropositividade (tendência a doar elétrons) do elemento. Quanto mais eletropositivo o metal, mais reativo ele será e, assim, terá mais facilidade para doar elétrons. Os metais mais reativos tendem a doar elétrons para os menos reativos espontaneamente.
	
Imagem 1: Escala de nobreza dos metais.
Quando um metal menos reativo doar elétrons para um mais reativo, essa reação não ocorrerá espontaneamente. Exemplo: Cu(s) + ZnSO4(aq) em que o zinco é mais reativo que o cobre, porém quem está doando elétrons é o cobre.
2. OBJETIVO 
Verificar experimentalmente que os metais menos nobres (mais reativos) deslocam os mais nobres (menos reativos) dos compostos em reações entre metais e soluções iônicas.
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. REAGENTES E MATERIAIS 
- Tubos de ensaios; 
- Pinça madeira;
- Pipetas de 5 mL;
- Solução de sulfato de cobre 0,5 Mol/L; 
- Solução de nitrato de prata a 2% - AgNO3; 
- Solução de ácido clorídrico 6,0 Mol/L – HCl; 
- Solução de hidróxido de sódio 0,5 Mol/L – NaOH; 
- Solução de cloreto de sódio 0,5 Mol/L – NaCl; 
- Ácido nítrico concentrado (1:1) - HNO3; 
- Magnésio metálico em fita – Mg;
- Cobre metálico – Cu;
 - Zinco metálico – Zn; 
- Alumínio metálico – Al; e
- Ferro metálico - Fe. 
3.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
	O experimento em questão foi dividido em quatro etapas:
Etapa I: Reação de metais com sais
· Inicialmente 3 pequenos pedaços de lâmina de zinco metálico foram colocados em 3 tubos de ensaio;
· Ao primeiro tubo, foram adicionados 2 mL de solução de sulfato de cobre - CuSO4 (0,5 mol/L);
· Ao segundo, foram adicionados 2 mL de solução de cloreto de sódio - NaCl (0,5 mol/L);
· Ao terceiro, foram adicionados 2 mL de solução de nitrato de prata - AgNO3 (0,5 mol/L;
· Após adicionar as soluções em cada tubo, os mesmos foram agitados, e por 10 minutos observou-se o que ocorria em cada um deles.
Etapa II: Reação de metais com ácidos 
· 5 tubos de ensaio foram numerados de 1 a 5 e em cada um deles foram adicionados 2 mL de ácido clorhídrico (HCl) 6 M;
· A cada um dos tubos, foi adicionado um pequeno pedaço de metal, seguindo a ordem: Tubo 1 - Mg, Tubo 2 - Al, Tubo 3 - Zn, Tubo 4 - Fe e Tubo 5 - Cu;
· Observou-se o tempo de início da reação (quando ocorrer) em cada um dos tubos e as observações foram anotadas;
· Em um 6º tubo de ensaio colocou-se um pequeno pedaço de cobre e, na capela, adicionou-se 2mL de ácido nítrico - HNO3 (1:1);
· Observou-se o que ocorreu nos 6 tubos.
Etapa III: Reações de metais com água
· Adicionou-se 4mL de água em 3 tubos de ensaio;
· Ao primeiro tubo, foi adicionado um pequeno pedaço de alumínio;
· Ao segundo, foi adicionado um pequeno pedaço de cobre;
· Ao terceiro, foi adicionado um pequeno pedaço de ferro;
· Em seguida os tubos foram aquecidos em uma lamparina;
· Observou-se o que aconteceu em cada tubo.
Etapa IV: Reação de metais com bases ou hidróxidos
· Em 3 tubos de ensaio adicionou-se 3 mL de solução de NaOH;
· Ao primeiro tubo, foi adicionado um pequeno pedaço de alumínio;
· Ao segundo, foi adicionado um pequeno pedaço de cobre;
· Ao terceiro, foi adicionado um pequeno pedaço de ferro;
· Ao quarto tubo, foi adicionado um pequeno pedaço de zinco;
· Em seguida os tubos foram aquecidos em uma lamparina;
· Observou-se o que aconteceu em cada tubo.
OBSERVAÇÃO: Todo o procedimento acima descrito foi realizado pelo professor no laboratório. Os resultados apresentados a seguir foram alcançados com base na observação dos vídeos e na explicação do professor.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
· Etapa I: Reações de metais com sais
	Tubo
	Metal 
	Solução
	Observação
	Conclusão
	1
	Zn
	CuSO4
	Depósito da coloração da solução sobre o pedaço de zinco
	Reagiu
	2
	Zn
	NaCl
	Nada foi observado
	Não reagiu
	3
	Zn
	AgNO3
	Formação imediata de bolhas e escurecimento da solução
	Reagiu
	De acordo com o que foi observado no vídeo do experimento pode-se dizer que apenas no tubo 1 e no tubo 3 houve reação química. As reações que ocorreram nesses tubos podem ser representadas pelas seguintes equações químicas:
Tubo 1: Zn(s) + CuSO4(aq) ➔ Cu(s) + ZnSO4(aq)
Tubo 3: Zn(s) + AgNO3(aq) ➔ Ag(s) + Zn(NO3)2(aq)
As evidências de ocorrência dessas reações foram observadas devido a deposição de coloração azulada sobre a superfície do Zn indicando a formação de Cu(s) no tubo 1 e pelo escurecimento da solução no tubo 3. Essas reações ocorrem devido ao fato de o Zn, metal utilizado no experimento, ser mais reativo (mais eletropositivo) do que os metais presentes nos sais utilizados. Essa maior reatividade do Zn faz com que ele doe seus elétrons para o cátions dos outros metais (Cu e Ag) e a reação ocorra espontaneamente.
No tubo 2 não foi observada nenhuma evidência de reação química, isso porque diferentemente dos casos mencionados anteriormente, nesse caso o Zn é menos reativo que o metal presente no sal utilizado (Na). Em casos como esse a reação não ocorre espontaneamente.
· Etapa II: Reações de metais com ácidos
	Tubo
	Metal 
	Ácido
	Observação
	Conclusão
	1
	Mg
	HCl
	Efervescência imediata
	Reagiu
	2
	Al
	HCl
	Liberação de bolhas de forma lenta 
	Reagiu
	3
	Zn
	HCl
	Formação imediata de H2, observada pela liberação de bolhas
	Reagiu
	4
	Fe
	HCl
	Liberação vigorosa e imediata de bolhas
	Reagiu
	5
	Cu
	HCl
	Nada aconteceu
	Não reagiu
	6
	Cu
	HNO3
	A solução ficou esverdeada e as paredes do tubo ficaram marrons 
	Reagiu
	
	Para o experimento utilizados metais e ácidos foi possível observar que dos 5 metais utilizados (Mg, Al, Zn, Fe e Cu) apenas o Cu não reagiu com o ácido clorídrico isso porque ele é o único menos reativo que o Hidrogênio presente no ácido, impossibilitando que a reação ocorra.
	Para os outros metais as reações ocorrem espontaneamente e podem ser representadas pelas equações abaixo:
Tubo 1: Mg(s) + 2HCl(aq) ➔ H2(g) + MgCl2(aq)
Tubo 2: 2Al(s) + 6HCl(aq) ➔ 3H2(g) + 2AlCl3(aq) 
Tubo 3: Zn(s) + 2HCl(aq) ➔ H2(g) + ZnCl2(aq) 
Tubo 4: Fe(s) + 2HCl(aq) ➔ H2(g) + FeCl2(aq) 
A ordem crescente de reatividade para os metais utilizados nesse experimento é a seguinte:
	O cobre também foi colocado em uma solução de ácido nítrico e nesse caso foi observado a mudança de coloração da solução (ficou esverdeada) e o aparecimento de uma coloração marrom nas paredes do tubo de ensaio. Essas evidências apontam que houve uma reação química formando Nitrato de Cobre (o que torna a solução esverdeada) e dióxido de nitrogênio (gás de coloração amarronzada).
	Apesar de nessa reação também termos o cobre e o hidrogênio como comparativo de reatividade, podemos dizer que essa reação ocorre devido ao forte poder oxidante do ânion NO3- presente na estrutura do ácido nítrico (HNO3). Esse forte poder oxidante do ácido faz com que ele se reduza e ocasiona a oxidação do cobre, como representado na equação abaixo.
Tubo 6: Cu(s) + 4HNO3(aq) (conc.) ➔ Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)
· Etapa III: Reações de metais com água
Água temperatura ambiente
	Tubo
	Metal 
	Observação
	Conclusão
	1
	Al
	Nada foi observado
	Não reagiu
	2
	Cu
	Nada foi observadoNão reagiu 
	3
	Fe
	Nada foi observado
	Não reagiu
	4
	Zn
	Nada observado
	Não reagiu
Água aquecida
	Tubo
	Metal 
	Observação
	Conclusão
	1
	Al
	Bolhas apenas da ebulição da água 
	Não reagiu
	2
	Cu
	Apenas a ebulição da água 
	Não reagiu
	3
	Fe
	Bolhas próximas ao metal
	Reagiu 
	4
	Zn
	Bolhas próximas ao metal 
	Reagiu
No que diz respeito às reações dos metais com água a temperatura ambiente pode-se afirmar que não houve nenhuma evidência de reação química.
Já para a água quente, foi possível observar a formação de bolhas próximas ao pedaço de metal nos tubos 3 e 4, isso indica que formou gás hidrogênio devido a uma reação química. 
· Etapa IV: Reações de metais com bases ou hidróxidos 
Solução temperatura ambiente
	Tubo
	Metal 
	Base
	Observação
	Conclusão
	1
	Al
	NaOH
	 Nada foi observado 
	Não reagiu
	2
	Cu
	NaOH
	Nada foi observado 
	Não reagiu
	3
	Fe
	NaOH
	Nada foi observado
	Não reagiu
	4
	Zn
	NaOH
	Nada foi observado
	Não reagiu
Solução aquecida
	Tubo
	Metal 
	Base
	Observação
	Conclusão
	1
	Al
	NaOH
	Formação vigorosa de bolhas e desaparecimento do Al sólido 
	
Reagiu 
	2
	Cu
	NaOH
	Apenas formação de bolhas devido ao aquecimento da solução 
	
Não reagiu
	3
	Fe
	NaOH
	Nada foi observado
	Não reagiu
	4
	Zn
	NaOH
	Formação de bolhas próximas ao pedaço de zinco 
	 
Reagiu
Dentre os metais utilizados nesse experimento apenas o alumínio e o zinco reagem com bases, ainda assim essas reações só são possíveis quando a solução é aquecida.
Nessas reações, além do gás hidrogênio, eles produzem também sais que não são muito comuns. E são representadas pelas seguintes equações:
2Al(s) + 2NaOH(aq) + H2O(l) ➔ 2NaAlO2(aq) + 3H2(g)
Zn(s) + 2NaOH(aq) ➔ 2Na2ZnO2(aq) + H2(g)
5. CONCLUSÃO GERAL
Nos experimentos conseguimos visualizar as reações de simples troca com o metal, que teve resultados distintos quando reagiu com sais, ácidos, água, bases ou hidróxidos. Os metais com sais observou-se que as reações podem ser mais lenta que outras, porém iriam existir que foi o caso do Zn + 2 NaCl que ao contrário do Zn + CuSO4 e Zn + AgNO3 tiveram reações mais rápidas, onde uma os cristais de zinco ao se encontrarem com sulfato de cobre ficaram com tonalidade de cor diferente e na outra existiu a formação de bolhas. 
Os metais que reagem com o ácido liberam hidrogênio gasoso o que ocorreu com o Mg, Al, Zn e Fe, já os que não reagem que foi o que aconteceu com o cobre vai ser liberado o hidrogênio. As reações vão ocorrer em velocidades diferentes como no Al e o Fe onde demoraram em torno de 12s para obter a reação a uma temperatura mais alta comparado a do Mg e Zn que assim que os elementos se encontram já é visível a mudança. 
As reações dos metais Al, Cu, Zn e Fe com a água a temperatura ambiente não teve nenhuma interferência, mas quando teve o contato com a chama percebeu-se o aparecimento de bolhas no Cu e Zn. O que também aconteceu nos metais com base só existiu a reação quando tiveram o contato com a chama, que foi o caso do Al e Zn.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] Disponível em: https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm. Acesso em: 12/07/2021.
[2] Disponível em: https://pir2.forumeiros.com/. Acesso em: 13/07/2021
ANEXO
QUESTIONÁRIO PÓS-LABORATÓRIO 
1. Por que o cobre reage com o ácido nítrico concentrado? 
	R: A reação do Cu com o ácido nítrico pode ser explicada devido ao forte poder oxidante do ânion NO3- presente na estrutura do ácido nítrico (HNO3). Esse forte poder oxidante do ácido faz com que ele se reduza e ocasiona a oxidação do cobre, como representado na equação abaixo.
Cu(s) + 4HNO3(aq) (conc.) ➔ Cu(NO3)2 + 2NO2(g) + 2H2O(l)
2. Qual é a equação química balanceada que representa a reação entre alumínio metálico e ácido clorídrico? E entre níquel metálico e ácido clorídrico? 
2Al(s) + 6HCl(aq) ➔ 3H2(g) + 2AlCl3(aq) 
Ni(s) + 2HCl(aq) ➔ H2(g) + NiCl2(aq) 
3. Completar as equações abaixo em caso de ocorrência. Caso a reação não ocorra justifique. a ) Zn(s) + 4HNO3(aq) ➔ Zn(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)
b ) Cu(s) + 2H2SO4(aq) (conc.) ➔ CuSO4(aq) + SO2(g) + 2H2O(l)
c ) Mg(s) + ZnSO4(aq) ➔ Mg(SO4)2(aq) + Zn(s)
d ) Ca(s) + 2H2O(l) ➔ Ca(OH)2 + 2H2(g)
e ) Cu(s) + H2O(l) ➔ Não ocorre, pois o cobre é menos reativo que o hidrogênio presente na água.
f ) Au(s) + HCl(aq) ➔ Não ocorre, pois o ouro é um metal nobre, de baixa reatividade.