3 Pratica Físico-química

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA
INSTITUTO FEDERAL CATARINENSE
CAMPUS CONCÓRDIA
CLARA LUNA VALDÉS GRANGEIRO
EDUARDA NAGI STUMPF
LUCAS AMON-RÁ DE OLIVEIRA TAFFAREL
NICOLE SPINOLA ALBERTINI
PRÁTICA 3
REATIVIDADE DE METAIS
Concórdia
2023
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SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO 3
2. OBJETIVOS 4
3. MATERIAIS E MÉTODOS 4
3.1 Determinação de quantidade de hidrogênio 4
3.2 Determinação de quantidade de oxigênio 5
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 6
5. CONCLUSÃO 10
REFERÊNCIAS 11
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1. INTRODUÇÃO
A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, logo quanto
mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os metais mais
reativos são aqueles que possuem grande tendência de perder elétrons, logo,
formam íons positivos com mais facilidade (IQ / UFRJ, 2013).
O ácido clorídrico, HCl, é um ácido inorgânico forte, seu pKa é de -6,3. Isso
significa que, em solução, o H + dele é facilmente ionizável ficando livre na solução,
fazendo com que o Ph desta seja muito baixo (NASCIMENTO, 2017).
Ao estudarmos pressão e volume, sendo estas medidas de grandeza,
ambas apresentam uma relação entre si que somente é possível ser aplicada em
gases ideias, como o que se é repassado na lei de Boyle. Um gás ideal é um gás
hipotético em que as moléculas que o constituem estão suficientemente afastadas
entre si de modo a não se verificaram interações intermoleculares, ocorrendo
choques perfeitamente elásticos. O comportamento dos gases reais, no entanto,
não preenche estes requisitos na sua plenitude (LIMA, 2015).
Contudo, existem certas condições em que o comportamento de um gás
real se aproxima do de um gás ideal, nomeadamente, temperaturas elevadas e
pressões baixas, podendo, para todos os efeitos, o gás real ser tratado como um
gás ideal (LIMA, 2015).
O estudo dos gases ideais juntamente com a sua lei, fornece a base da
Termodinâmica, apresentando assim a importância desta constante no estudo da
físico-química, bem como o conceito de reatividade química, o qual se tornam
visuais através da aula prática realizada através de experimentos.
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2. OBJETIVOS
● Aplicar os conceitos de leis dos gases e estequiometria de reações;
● Realizar experimento utilizando metais e ácido clorídrico.
2.1 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
● Determinar a massa equivalente de gás hidrogênio (H2) formado na
reação entre o magnésio (Mg) e o ácido clorídrico (HCl);
● Determinar a massa de gás oxigênio (O2) formado no aquecimento de
permanganato de potássio (KMnO4);
● Determinar experimentalmente a constante universal dos gases ideais
(R).
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 Determinação de quantidade de hidrogênio
Para a determinação da quantidade de hidrogênio gasoso gerado na reação,
preparou-se uma solução de água destilada e vermelho de mentira 1% para o
preenchimento parcial da pipeta volumétrica de 100 mililitros e da seringa de 25
mililitros sem o êmbolo, preenchimento total do tubo de silicone que liga a seringa a
pipeta, evitando bolhas na mesma.
Foi pesado em balança analítica 0,02 g de magnésio (Mg) e mediu-se 5
mililitros de ácido clorídrico (HCl) 6 molar que ficou dentro do tubo de ensaio.
Para a vedação do tubo de ensaio para o tubo de silicone foi utilizado um
balão sendo que dentro do mesmo foi colocado o magnésio para quando fechado o
sistema ter a possibilidade de que o magnésio entre em contato com o ácido
clorídrico, como pode ser visto o sistema utilizado na figura 1.
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Figura 1: Experimento com Mg.
Fonte: Autores, 2023.
Antes de começar a reação foi nivelado para que o líquido do sistema fica-se
em uma marcação para referência neste caso 5 mililitros, então para iniciar a reação
inclinou o balão para que o magnésio saísse do mesmo e entrasse em contato com
o ácido clorídrico gerando então hidrogênio na forma gasosa, acompanhou-se a
variação do volume até o fim da geração do H2, com isso foi feita a leitura do volume
final da reação.
3.2 Determinação de quantidade de oxigênio
Para a determinação da quantidade de oxigênio gasoso gerado na reação,
preparou-se uma solução de água destilada e vermelho de mentira 1% para o
preenchimento parcial da pipeta volumétrica de 100 mililitros e da seringa de 25
mililitros sem o êmbolo, preenchimento total do tubo de silicone que liga a seringa a
pipeta, evitando bolhas na mesma.
Foi pesado em balança analítica 0,6 g de permanganato de potássio (KMnO4)
que foi colocado dentro do tubo de ensaio, para a vedação entre o tubo de ensaio e
o tubo de silicone foi utilizado um balão para o fechamento do sistema, como pode
ser visto o sistema utilizado na figura 2.
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Figura 2: Experimento com KMnO4.
Fonte: Autores, 2023.
Antes de começar a reação foi nivelado para que o líquido do sistema fica-se
em uma marcação para referência neste caso 5 mililitros, então para iniciar a reação
fez-se o acendimento da lamparina de álcool, colocou-se a parte onde estava
localizado o permanganato de potássio no tubo de ensaio para esquentar e iniciar a
formação do gás oxigênio, acompanhou-se a variação do volume até o fim da
geração do O2, com isso foi feita a leitura do volume final da reação.
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
O magnésio em reação com o ácido clorídrico produz o gás hidrogênio (H2) e
cloreto de magnésio (MgCl2), cuja a reação formada e balanceada pode ser vista a
seguir:
2HCl + Mg → MgCl2(aq) + H2(gás)
Dessa forma, quando toda a reação foi formada e todo gás foi produzido e
liberado, o volume final indicado foi em torno de 22,5 mililitros. Como é mostrado na
figura 3 a seguir:
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Figura 3: Volume final após reação de formação do hidrogênio (H2).
Fonte: Autores, 2023.
Para descobrir quanto de hidrogênio foi produzido na reação, primeiro
calculou-se quantos mols de HCl tinha na solução que utilizamos sendo que foi
usado 5 mL de HCl 6 mol/L, como pode ser visto no cálculo abaixo:
6 mol — 1000 mililitros
X mol — 5 mililitros
X = 0,03 mol de HCl
Sendo assim com a equação já balanceada, pode se identificar que 2 mol de
HCl está para 1 mol de H2, como pode ser visto abaixo:
2HCl + Mg → MgCl2(aq) + H2(gás)
2 mol — 1 mol
0,03 mol — X mol
X = 0,015 mol de H2
Para se obter a quantidade de H2 em mols, precisamos calcular com relação
ao volume que variou na seringa que foi de 17,5 mL, sendo que para o cálculo foi
utilizado 0,0175 litros.
1 mol — 22,4 L
x mol — 0,0175 Litros
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X = 7,8125 x10-4 ou 0,00078125 mol de H2
Utilizamos a fórmula para encontrar a massa de H2, como pode ser visto a
seguir:
m = nxMM
m = 7,8125 x10-4 mol x2 g/mol
m = 1,5625 x10-3 g ou 0,0015625 g ou 1,5625 mg de H2
Para esta reação foram utilizados 20 mg de Mg e gerou 1,56 mg de H2 cerca
de 7,8% do peso de magnésio utilizado.
O permanganato de potássio (KMnO4) quando aquecido forma manganato de
potássio (K2MnO4), dióxido de manganês ( MnO2) e gás oxigênio (O2), cuja a reação
formada e balanceada pode ser vista a seguir:
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2(gás)
Dessa forma, quando toda a reação foi formada e todo gás foi produzido e
liberado, o volume final indicando foi em torno de 28 mL. Como é mostrado na figura
4 a seguir:
Figura 4: Volume final após reação de formação do hidrogênio (O2).
Fonte: Autores, 2023.
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Sendo assim, com a equação já balanceada, pode se identificar que 2 mol de
permanganato de potássio está para 1 mol de oxigênio, sendo assim calculou
quanto de O2 foi produzido, como pode ser visto abaixo:
Utilizamos a fórmula para encontrar o número de mols de KMnO4, sendo que
foi utilizado 0,6 gramas de KMnO4 e a massa molar do mesmo é 158 g/mol, como
pode ser visto a seguir:
m = nxMM
n = m/MM
n = 0,6 g / 158 g/mol
n = 3,7974 x10-3 mol de KMnO4
Como é necessário de 2 mol de KMnO4 para a equação ficar balanceada o
valor deve ser multiplicado por 2 chegando então no valor de 7,5949 x10-3 mol de
KMnO4
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2(gás)
2 mol — 1 mol
7,5949 x10-3 mol — X mol
X = 3,7974 x10-3 mol de O2
Para se obter a quantidade de O2 em mols, precisamos calcular com relaçãoao volume que variou na seringa que foi de 23 mL, sendo que para o cálculo foi
utilizado 0,023 litros.
1 mol — 22,4 Litros
x mol — 0,023 Litros
X = 1,0267 x10-3 ou 0,0010267 mol de O2
Utilizamos a fórmula para encontrar a massa de O2, como pode ser visto a
seguir:
m = nxMM
m = 1,0267 x10-3 mol x 158 g/mol
m = 0,1622 g de O2
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Nesta reação cerca de 27% do KMnO4 foi transformado em O2, sendo que no
fim sobrou 0,5660 gramas no tubo de ensaio que seria o manganato de potássio
(K2MnO4) e o dióxido de manganês ( MnO2), que também são gerados nesta reação.
5. CONCLUSÃO
A partir dos experimentos realizados de forma satisfatória, foi possível
compreender os conceitos da reatividade dos metais e consequentemente a
produção do gás, bem como a relação de pressão e volume da lei de Boyle
aplicada.
A reatividade dos metais e sua decorrente produção de gases está
diretamente ligada à reatividade do elemento, quanto mais reativo, maior será a
produção de gás formado na reação.
No decorrer da aula foi possível demonstrar esse processo de reação
através do volume de líquido deslocado ocasionado pela produção do gás da
reação metal e substância química. Os valores obtidos da massa de gás H2 formado
a partir da reação entre o magnésio Mg e HCl se apresentaram dentro do esperado,
sendo 1,5625 mg de H2, ou seja, 7,8% do peso de magnésio utilizado, já o valor
obtido da massa de O2, formado a partir do aquecimento do KMnO4, foi de 0,1622 g
de O2, então, 27% do KMnO4 foi transformado em O2. A aula prática foi muito bem
aproveitada e todas as reações ocorreram sem maiores divergências.
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REFERÊNCIAS
NASCIMENTO, Luciano; MELNYK, Anastasiia. Reação do ácido clorídrico com
alumínio por reatividade da cinética química. Revista Mangaio Acadêmico, v. 2, n.
1, p. 71-77, 2017. Disponível em:
http://periodicos.estacio.br/index.php/mangaio/article/viewFile/1948/1739. Acesso
em: 03 Abr. 2023
LIMA, Luís Spencer. Lei dos gases ideais. Revista de Ciência Elementar, v. 3, n. 1,
2015. Disponível em: https://rce.casadasciencias.org/rceapp/pdf/2015/095/. Acesso
em: 03 Abr. 2023
IQ. UFRJ. REATIVIDADE DOS METAIS. 2013. Disponível em:
https://dqi.iq.ufrj.br/iqg128_a8_reativ_metais.pdf. Acesso em: 10 abr. 2023.