relatório 2 química inorgânica 1 ufpe metais alcalinos

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Universidade Federal de Pernambuco
Centro de Tecnologia e Geociências
Departamento de Engenharia Química
Graduação em Engenharia Química
Química Inorgânica 1
Turma QA - Subturma A2 - 2022.1
AULA PRÁTICA 02
METAIS ALCALINOS E METAIS ALCALINOS TERROSOS
Recife, julho de 2022
1. Introdução
Os metais alcalinos são os metais mais reativos que existem na natureza, reagindo
facilmente com o oxigênio, com a umidade e o gás carbônico do ar e álcool etílico.
Já os metais alcalinos terrosos possuem esse nome porque, ao reagirem facilmente
com a água, formam os hidróxidos, substâncias consideradas básicas ou alcalinas,
liberando o hidrogênio. Os metais alcalinos também reagem rapidamente com o
oxigênio, produzindo óxidos.
2. Objetivos
Observar a reatividade do sódio e magnésio frente a metais, não-metais, água,
álcool etílico, ácidos, sais e óxidos; Preparar compostos de metais alcalinos e
alcalinos terrosos; Observar a reatividade de compostos dos metais com água,
ácidos, bases e sais.
3. Materiais utilizados
3.1 - Soluções/ Reagentes:
- Metais: sódio (Na) e magnésio (Mg);
- Ácidos: ácido sulfúrico 6N, ácido clorídrico 6N, ácido nítrico 6N; -
Base: hidróxido de sódio 2N e 6N;
- Sais: sulfato de cobre 2N, cloreto de amônio 1M
- Outros: Etanol P.A, fenolftaleína.
3.2 - Vidrarias/ porcelana:
- Tubos de ensaio;
- Cápsula de porcelana;
- Pipetas graduadas;
- Béquer 100mL;
- Proveta 10mL;
- Vidro de relógio;
- Bastão de vidro.
3.3 - Outros materiais:
- Estante de madeira para tubos de ensaio;
- Pinças de madeira para tubos de ensaio;
- Pipetador (pêra);
- Espátulas de aço;
- Papel indicador.
4. Métodos
4.1 - Reatividade dos metais
1.Retirou-se um pedaço de sódio metálico de seu recipiente e partiu-se o mesmo e
observou-se.
2.Em um tubo de ensaio, adicionou-se 3mL de solução de ácido sulfúrico 6N e
limalhas de magnésio.
3. Em dois tubos de ensaio contendo 3mL de sulfato de cobre cada, adicionou-se
limalhas de magnésio e sódio metálico respectivamente.
4.2 - Óxidos e Hidróxidos - preparação e reatividade
4.2.1- Preparação de hidróxido/óxidos
1.Colocou-se em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de MgO e água
destilada. Em seguida, agitou-se o tubo de ensaio e testou-se o pH de seu
conteúdo.
2.Colocou-se em uma cápsula de porcelana, 3mL da solução de sulfato de cobre 2N
e algumas gotas da solução de hidróxido de sódio 6N. Aqueceu-se a cápsula,
misturando seu conteúdo com a ajuda de um bastão de vidro.
4.2.2 - Reatividade
1.Colocou-se em um tubo de ensaio aproximadamente 0,2g de MgO e 2mL da
solução de ácido nítrico 6N, agitou-se e observou-se.
2. Transferiu-se para dois tubos de ensaio separadamente 2mL das soluções de
cloreto de amônio 1M e ácido clorídrico 6N. Em seguida, adicionou-se a cada tubo
2mL de solução de hidróxido de sódio 2N. Observou-se.
5. Resultados e Discussões
5.1 - Reatividade dos metais
1 - Ao retirar o sódio metálico de seu recipiente, onde é guardado envolto em uma
camada de querosene e partí-lo em pequenos pedaços, é feita a exposição do sódio
ao ar, que tem como um de seus principais componentes o oxigênio e a água. Desta
forma, há uma oxidação do sódio metálico, que no primeiro momento apresenta um
brilho característico do grupo dos metais alcalinos e acaba perdendo esse brilho com
o decorrer do tempo. A reação que melhor descreve esta reação é a seguinte:
4Na(s) + 1O2(g) → 2Na2O (s)
2Na (s)+ 2H2O (l) → 2NaOH (aq) + 1H2 (g)
Além do brilho característico ser perdido, percebemos também uma leve mudança
de coloração, proveniente da formação do óxido. Em comparação com o magnésio
que temos em bancada, podemos dizer que o sódio metálico reage de maneira
muito mais rápida com o ar. A equação que mostra a reação do magnésio com o
oxigênio do ar é a seguinte:
2 Mg (s) + 1 O2 (g) → 2MgO (s)
2 - Ao adicionarmos ao tubo de ensaio que continha 2mL de álcool etílico P.A. , um
pedaço de sódio metálico, podemos observar a reação entre o álcool etílico e o
sódio metálico, liberando H2 e formando etóxido de sódio, que ocorreu de maneira
rápida, mas não tão rápida quanto a reação do sódio com a água, porque o sódio
reage com a água violentamente, enquanto com o álcool mais suavemente. A
equação que descreve a reação é a seguinte:
1 C2H5OH (l) + 2 Na (s) → 1 C2H5ONa (aq) + 1 H2 (g)
Já quando o procedimento é repetido usando magnésio em vez de sódio, podemos
perceber que a reação não ocorre devido a camada de óxido cobrindo o magnésio.
Então, foi necessário aquecer o tubo de ensaio para que a reação pudesse
acontecer, porém aconteceu lentamente. A diferença de velocidades entre as duas
reações pode ser explicada pela sua localização na série eletroquímica, já que o
sódio (Na) está acima do magnésio (Mg) na mesma, indicando seu maior potencial
de redução. A equação que descreve a reação do magnésio com o álcool é a
seguinte:
1 C2H5OH (l) + 2 Mg (s) → 1 C2H5OMg (aq) + 1 H2 (g)
3- Em dois tubos de ensaio, foram colocados 3mL de CuSO4 cada e em seguida
foram adicionados sódio metálico ao primeiro tubo e limalhas de magnésio ao
segundo tubo. No primeiro tubo, em que foi adicionado o sódio metálico, temos uma
reação exotérmica, onde o hidrogênio reduz o cobre a óxido de cobre. A equação
para esta reação é a seguinte:
CuSO4 + 2Na → Cu + Na2SO4
Já no segundo tubo, em que foram adicionadas limalhas de magnésio, temos uma
reação que não acontece no primeiro momento, devido à camada de óxido de
magnésio presente no magnésio. Então, foi necessário aquecer para que a reação
ocorresse, gerando óxido de cobre pela redução do cobre causada pelo hidrogênio.
A equação que descreve a reação é a seguinte:
Mg + CuSo4 → MgSo4 + Cu
5.2 - Óxidos e hidróxidos - preparação e reatividade
5.2.1 - Preparação de hidróxidos e óxidos
1. Foi adicionada uma pequena quantidade de óxido de magnésio (MgO) a um tubo
de ensaio contendo aproximadamente 5mL de água destilada. Foi possível notar a
mudança de coloração de branco para rosa, tendo uma certa opacidade e turbidez.
Foi testado o pH, que resultou em básico. Isto ocorre porque o resultado da reação
de óxido de magnésio e água é uma base fraca, hidróxido de magnésio. A equação
que melhor descreve a reação é a seguinte:
1 Mg (s) + 1 H2O (l) → Mg(OH)2 (aq)
2. Em uma cápsula de porcelana, foram adicionados 3mL de solução de sulfato de
cobre (CuSO4) 2N e algumas gotas da solução de hidróxido de sódio (NaOH) 6N,
onde pudemos observar o surgimento de um precipitado. Nesta reação, forma-se um
sal solúvel, o sulfato de cobre, e um precipitado, o hidróxido de cobre. Em
aquecimento, o hidróxido de cobre se decompõe, gerando o óxido de cobre e água.
As equações que descrevem as reações são as seguintes:
I. 2 NaOH (aq) + CuSO4 (aq) → NaSO4 (aq) + Cu(OH)2 (s)
II. Cu(OH)2 (s) →(calor) → CuO (s) + H2O (l)
5.2.2 - Reatividade
1. Ao colocarmos em um tubo de ensaio aproximadamente 0,2 mg de óxido de
magnésio (MgO) e 2mL de uma solução de ácido nítrico (HNO3) 6N e agitarmos,
pudemos observar uma coloração branca leitosa, proveniente da característica dos
metais alcalinos terrosos. Nessa reação, houve a liberação de pequenas bolhas,
que mostra a liberação de hidrogênio gasoso. Como o HNO3 é um ácido forte,
houve a completa ionização do MgO, formando um sal e liberando água, reação de
neutralização.
1 MgO (s) + 1HNO3 (aq) → 1 Mg(NO3)2 + 1H2O
2. Ao colocarmos em um tubo de ensaio aproximadamente 2 ml de uma solução
de NH4CL 1M em seguida adicionamos 2 ml de uma solução de NAOH 2N. Ao
adicionarmos observamos uma reação exotérmica onde houve liberação do gás
NH3 e formação do sal neutro NaCl.
NH4Cl (aq) + NaOH (aq) → NH3*H2O (l) + NaCl (aq)
3. Ao colocarmos em um tubo de ensaio aproximadamente 2 ml de uma solução
de HCL 6N e duas gotas de fenolftaleína, em seguida adicionou-se
aproximadamente 2 ml de solução de NAOH 2N. Ao adicionarmos observamos que
houve uma reação de neutralização entre um ácido forte e uma base forte, como
resultado se formou sal (NaCl) e água (H2O). O produto final da reação é a
formação de sal neutro com Ph 7 e liberação de energia químicana forma de calor.
NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + HOH (l)
6. Conclusão
No final do experimento observamos que os metais alcalinos e alcalinos
terrosos são reativos quando entram em contato com água ou em compostos
polares, uma vez que as interações dipolo-dipolo que se estabelecem entre
as moléculas de água e as de etanol. Observamos também que os hidróxidos
reagem liberando calor e formando sais ao entrar em contato com ácidos,
7. Pós- Laboratório
a) Escrever as equações das reações químicas.
Respondida durante os resultados e discussões
b) Descrever os fenômenos que observou em cada teste
Respondida durante os resultados e discussões
c)Qual a reação química se verificou no tubo de ensaio que se colocou sódio em
contato com etanol? e Mg?
Respondida durante os resultados e discussões
d) Qual a reação química ocorrida ao se expor Na ao ar?
Respondida durante os resultados e discussões
e)Com base na série eletroquímica, explicar a reatividade dos
metais. Respondida durante os resultados e discussões
8. Referências bibliográficas
LEITE, E. Apostila de aulas práticas da disciplina de química inorgânica 1. Recife:
UFPE, 2014.2 [2-5].
SHRIVER, D.F., ATKINS, P. W. Trad. Gomes, M.A.B.; Química Inorgânica, 3ª ed.,
Ed. Bookman, Porto Alegre