Relatório de prática I - IEQ622

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS 
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I – IEQ622
PRÁTICA 01: HIDROGÊNIO E A SÉRIE ELETROQUÍMICA
Discente: Alice Alves Aleme
Docente: Profª Dra. Vanuza Oliveira dos Santos 
MANAUS – AM
2023
PRÁTICA 01: HIDROGÊNIO E A SÉRIE ELETROQUÍMICA
Relatório técnico referente à primeira aula experimental apresentada a disciplina de Química Inorgânica Experimental I – IEQ622 ministrado pela Profª Dra. Vanuza Oliveira dos Santos para obtenção da nota parcial.
MANAUS – AM
2023
Sumário
1.	PRÁTICA 01: HIDROGÊNIO E A SÉRIE ELETROQUÍMICA	4
2.	Introdução	4
3.	Materiais e reagentes	4
3.1	Materiais	4
3.2	Reagentes	4
4.	Procedimento experimental	5
5.	Resultados e discussão	6
6.	Conclusão	8
7.	Questionário	8
8.	Referencias	9
1. PRÁTICA 01: HIDROGÊNIO E A SÉRIE ELETROQUÍMICA
2. Introdução 
Os metais da série eletroquímica que estejam acima do hidrogênio na tabela são utilizados para a obtenção do gás hidrogênio e a reatividade dos metais está relacionada ao fato da reação ocorrer. Portanto, esta prática tem como objetivo comprovar a ocorrência de reações de deslocamento entre metais através da série eletroquímica ou dos potenciais de eletrodo-padrão, e verificar a obtenção do hidrogênio através das reações de deslocamento a partir de ácidos e bases.
3. Materiais e reagentes 
3.1 Materiais 
· 9 tubos de ensaio;
· Pipetas graduadas de 5ml;
· Pera;
· Vidro de relógio;
· Estante para tubo de ensaio;
· Capsula de porcelana;
· Béquer de 1000 Ml;
· Kitassato;
· Mangueira;
· Proveta de 50 mL;
· Rolha;
· Fósforo;
· Suporte universal;
· Funil de separação;
· Pinça;
· Espátula;
3.2 Reagentes 
· Ácido clorídrico concentrado;
· Ácido Clorídrico 6 mol L-1;
· Ácido Sulfúrico 6 mol mL-1;
· Hidróxido de sódio 6 mol mL-1;
· Nitrato de prata 0,1 mol L-1;
· Sulfato de Cobre (II) 0,5 mol L-1;
· Sulfato de ferro;
· Papel alumínio;
· Fios de cobre metálico;
· Limalha de ferro;
· Sódio metálico;
· Zinco granulado;
· Água destilada.
4. Procedimento experimental 
Parte 1: Síntese do Hidrogênio.
Em um primeiro momento organizou-se todos os materiais para a montagem do sistema solicitado, como: funil de separação, kitassato, mangueira, suporte universal, béquer de 1000 mL, proveta de 50 mL, rolha e fósforo.
Na capela, pipetou-se 5 mL de ácido clorídrico concentrado e adicionou-se no funil de separação.
Em seguida, encheu-se 4/5 do béquer de 1000 mL com água e da proveta de 50 mL até a superfície com água. Após isso, adicionou-se uma pequena quantidade de zinco granulado no kitassato e fixou-se ao funil se separação. 
Após verificar se todos os itens estavam bem colocados, adaptou-se a mangueira conectada no kitassato no interior da proveta. Com o polegar tampou-se a boca da proveta e a mergulhou no béquer rapidamente.
Em seguida, foi aberta a torneira do funil de separação, permitindo a passagem do ácido por gotejamento. 
O contato do ácido clorídrico com o zinco gerou uma rápida reação de efervescência no fundo do kitassato, formando uma nuvem turva dentro do recipiente, que quando passou pela mangueira fez o nível de água da proveta baixar, formando bolhas, e a preenchendo com o gás. 
Depois de toda a água contida na proveta ser substituída pelo gás, retiramos a proveta do béquer e aproximamos a chama do fósforo a boca da proveta, causando um estampido alto. 
Parte 2: Reações de deslocamento 
Esta prática foi dividia em 4 etapas:
Etapa A: Na capela, com o uso da pinça e espátula, foi coletado um fragmento de sódio metálico e transferido para o vidro de relógio. 
Em seguida, foi adicionado 10 mL de água destilada em uma cápsula de porcelana. Após, transferiu-se o fragmento de sódio metálico para a capsula de porcelana.
Etapa B: Foram separados 3 tubos de ensaio e identificados conforme a tabela: 
	Tubo I
	Fe + H2SO4 
	Tubo II
	Al + NaOH
	Tubo III
	Cu + AgNO3
No tubo I adicionou-se 2 mL de água e acrescentou-se 1 mL de ácido sulfúrico 6 mol L-1, foi agitado e adicionado a essa solução uma pequena quantidade e limalha de ferro.
No tubo II adicionou-se 1 mL da solução de NaOH 6 mol L-1e acrescentou-se 2 mL de água, foi agitado e adicionado a essa solução pequenos pedaços de papel alumínio.
No tubo III adicionou-se 2 mL da solução de nitrato de prata 0,1 mol L-1 e adicionado a essa solução pequenos pedaços de fio de cobre.
Todo o processo citado acima, foi realizado na capela. 
Parte 3: Reatividade de metais em ácido 
Em um primeiro momento foram separados e identificados 6 tubos de ensaio a seguinte maneira:
I. Zn + Fe2+
II. Zn + Cu2+
III. Fe + Zn2+
IV. Fe + Cu2+
V. Cu + Zn2+
VI. Cu + Fe2+
Portanto, o mesmo metal foi adicionado em dois tubos de ensaio diferentes. Após isso, adicionou-se a cada tubo 2 mL da solução iônica referente de cada metal correspondente. 
5. Resultados e discussão 
Parte I
Podemos representar quimicamente a reação observada da seguinte maneira:
2HCl(l) + Zn(s) H2(g) + ZnCl2(l)
Podemos classificar esta reação como reação de simples troca.
Esta reação acontece porque o zinco é muito mais reativo se comparado ao hidrogênio pela fila de reatividade dos metais. Logo, o zinco desloca o hidrogênio formando o cloreto de zinco e gás hidrogênio. Visualmente, essa reação ocorre através de uma efervescência quando o metal entra em contato com o ácido. 
Para comprovarmos a presença do gás hidrogênio, aproximamos a chama do fosforo na boca da proveta gerando um alto estampido, o que pode ser presentado quimicamente da seguinte forma: 
2 H2 + O2 + Combustão 2 H2O(v)
Podemos classificar estar reação como não espontânea, pois uma fonte de calor externa foi necessária para que a mesma ocorresse. 
Parte II
Etapa A: Sabemos que os metais alcalinos, em especial, são extremamente reativos, tanto com a água quanto até mesmo com o oxigênio do ar. Nesta reação: 
2 Na(s) + 2 H2O(l) →2 NaOH(aq) + H2(g)
É possível notar visualmente que em contato com a água o sódio reage de forma instantânea. Observou-se uma efervescência e leve faísca e o aquecimento da cápsula de porcelana, isso por que está reação é exotérmica espontânea: 
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
Etapa B: 
Tubo I: H2SO4(aq) + Fe(s) → H2 (g) + FeSO4(aq)
Nesta reação, foi observada a rápida reação do metal com o ácido, formando bolhas de gás hidrogênio e tornando a solução que incialmente era transparente, em uma solução levemente amarela com formação de precipitado, o FeSO4. Portanto, conclui-se que esta reação pode ser classificada como reação de simples troca ou deslocamento, bom como uma reação de oxirredução: 
2H+ + SO42- + Fe2+ + 2e- → Fe2+ + SO42- + H2
Tubo II: 2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + H2O(l) → 2 NaAlO2(aq) + 3H2(g)
Nesta reação, foi observado que os pedaços de papel alumínio adicionados na solução de hidróxido de sódio contida no tubo de ensaio, permaneceram na superfície da solução formando uma efervescência esbranquiçada. Ao tocar no tubo de ensaio foi possível perceber o aumento da temperatura na reação, pois o tubo estava quente, A reação é exotérmica, ou seja, libera calor. Ao fim da prática, a solução apresentava uma cor acinzentada. 
 Tubo III: Cu(s) + AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + Ag(s)
Nesta reação, foi observado que ao adicionarmos o fio cobre na solução de nitrato de prata, incialmente não houve mudança visível. Após alguns minutos depois, notou-se que no fio de cobre estavam se formando “cristais”, ou seja, fio de cobre formou-se um depósito de prata com aparência rugosa. A solução permaneceu até o último momento observado com sua coloração transparente. Portanto trata-se de uma reação de deslocamento (substituição ou simples troca). A prata presente na solução vai sendo deslocada pelo cobre. Isso acontece porque o cobre metálico do fio (Cu0) sofre oxidação, transferindo elétrons para os cátions prata (Ag+) que estão presentes na solução. Esses cátions sofrem redução, ganhando os elétrons do cobre e transformando-se na prata metálica que se deposita no fio de cobre. Por outro lado, o cobre que perdeu os elétrons transforma-se nos cátions cobre (Cu+2) que vão para a solução, conferindo-lhea cor azul.
6. Conclusão 
A partir das análises realizadas na prática aqui descrita é possível concluir que, apesar de existir uma regra comumente difundida que sugere que: metais reagem com ácidos, liberando gás hidrogênio, fica claro que, tal regra torna-se válida somente quando se tem um metal mais reativo do que o hidrogênio
Conclui-se também que a reatividade do metal com o ácido pode expontânea, a depender da sua posição na fila de reatividade dos metais. A velocidade para liberar o hidrogênio depende de muitos fatores entre eles, temperatura, concentração de ácido, estado do metal (superfície de contato ) e da natureza do metal.
7. Questionário 
1.Que gás se desprende na reação de ácido clorídrico e alumínio? Por que o ácido clorídrico reage com o alumínio? 
O gás obtido na reação de ácido clorídrico e alumínio é o gás hidrogênio (H2). O alumínio, por ser anfótero (comporta-se tanto como ácido ou base, dependendo do meio) irá reagir com as duas espécies.
2. Por que o ácido clorídrico não reage com o cobre? 
De acordo com a ordem de reatividade dos metais, o cobre é um elemento nobre, ou seja, menos reativo que o hidrogênio e, por isso, a reação não acontece.
3. Explique qual é a reatividade do ferro ante o hidróxido de sódio. 
Não ocorre reação, devido a menor reatividade do ferro em relação ao sódio.
4. E quanto à atividade do cobre ante a água, ácido e hidróxido de sódio? Por que o cobre reage com o ácido nítrico? 
A diferença de eletronegatividade entre as duas espécies permite que ocorra a reação.
5. Quando um metal não reage com o ácido clorídrico é lícito concluir-se que ele não reage com nenhum outro ácido? Justifique. 
Não. No caso do Cobre, por exemplo, não reage com o HCl mas reage com HNO3. Este fato se deve a reatividade dos metais envolvidos. 
6.Por que o hidrogênio classificado como metal? Por que participa da lista de potenciais de eletrodo-padrão? 
Apesar de estar posicionado na família IA da Tabela Periódica porque sua distribuição eletrônica apresenta o mesmo subnível mais energético que todos os outros elementos dessa família, não podemos enquadra-lo como metal. O mesmo participa da lista pois, o eletrodo de gás hidrogênio é usado como padrão de referência para se descobrir os potenciais-padrão de redução dos outros eletrodos.
8. Referencias 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ºed.Porto Alegre: Bookman, 2012. p 628, 633.
BROWN, Theodore, et al. Química, A Ciência Central.9ºed. São Paulo: Pearson, 2005. p 846, 847, 884, 886. 
LEE, Jd. Química Inorgânica não tão concisa.5ºed.São Paulo:Edgard Blucher,1999.p 180,192. 
MAHAN ,Bruce; MYERS, Rollie. Química um curso universitário. 4ºed. São Paulo Blucher, 1995. p 379, 384.