REATIVIDADE DE METAIS

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO – UFPE
CAMPUS ACADÊMICO DO AGRESTE – CAA
NÚCLEO DE FORMAÇÃO DOCENTE – NFD
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA
EXPERIMENTO N°1
REATIVIDADE DE METAIS
DISCENTE: RODRIGO LUAN VALENTIM DE FREITAS
RUAN KAICK FLORENCIO SILVA
TURMA: 5° PERÍODO
DOCENTE: ARIANE MELO
CARUARU-PE, 15 DE DEZEMBRO DE 2023
RELATÓRIO
DE EXPERIMENTO
LABORATORIAL DE
QUÍMICA INORGÂNICA
Relatório de experimento desenvolvido no processo
de ensino e aprendizagem do componente curricular
Laboratório de Química Inorgânica, no curso
Química- Licenciatura da Universidade Federal de
Pernambuco, como parte do processo avaliativo
para aprovação neste componente curricular no
semestre de 2023-1.
Prática realizada no dia 29 de Novembro de 2023
Docente: Ariane Melo
CARUARU-PE, 15 DE DEZEMBRO DE 2023
INTRODUÇÃO
Os elementos dos grupos 1 e 2 da Tabela Periódica são todos metais, logo, condutores
térmicos e elétricos, brilhantes e que apresentam forte tendência a oxidação (são bons
agentes redutores). Por este motivo, não é possível encontrarmos estes elementos livres na
natureza, onde ocorrem, principalmente, na forma de óxidos, hidróxidos ou sais (LEE,
1999).
A tendência observada nos elementos do grupo 1 e 2 de, quando oxidados, formam
hidróxidos fortes conferiu-lhes o nomes, respectivamente, de metais alcalinos e metais
alcalinos terrosos (LEE, 1999).
Quando um metal no seu estado puro reage com outros elementos ele tende a se oxidar,
isto é, a perder elétrons (M → M + + e- ), preferencialmente da sua camada de valência.
Quanto menos presos ao átomo estiverem estes elétrons, mais facilmente o átomo se oxida.
Sendo assim, a tendência que os metais têm de se oxidar está diretamente relacionada com a
sua energia de ionização. Se um metal possui uma energia de ionização muito baixa,
significa que ele perderá o seu elétron de valência com facilidade, ou seja, ele reage mais
rapidamente com outros elementos, se oxidando. Desta forma, torna-se evidente a relação
entre reatividade e energia de ionização (ATKINS, 2018).
A compreensão das reações entre metais e ácidos é essencial para diversos campos,
incluindo a indústria química, a metalurgia e a produção de energia. Além disso, a análise
das respostas dos metais à presença de substâncias ácidas ou básicas contribui para a
compreensão das propriedades intrínsecas desses materiais. A variação nas respostas dos
diferentes metais possibilita a identificação de padrões e o estabelecimento de relações entre
as características químicas dos elementos.
Ao explorar essa interação entre metais e substâncias ácidas ou básicas, nós estudantes
desenvolvemos habilidades práticas no laboratório, mas também aprimoramos nossa
capacidade de interpretar e aplicar conceitos teóricos. Este experimento proporciona uma
base sólida para a compreensão da reatividade dos metais em diferentes ambientes
químicos, enriquecendo assim o aprendizado sobre os princípios fundamentais da química.
OBJETIVO
Investigar, de forma geral, a reatividade de alguns metais comuns (alumínio, chumbo e
ferro) frente a alguns ácidos, bases e outros agentes oxidantes (ácido acético, ácido
clorídrico, ácido nítrico, hidróxido de sódio e peróxido de hidrogênio).
JUSTIFICATIVA
O experimento em questão foi realizado com o propósito de explorar a reatividade dos
metais, um conceito de importância crucial com impacto significativo em diversas áreas do
conhecimento. Em primeiro lugar, compreender a reatividade dos metais é fundamental para
desvendar sua química, permitindo a síntese de novos materiais e a compreensão das
propriedades dos existentes. Além disso, esse conhecimento desempenha um papel vital em
aplicações industriais, como na produção de ligas metálicas, revestimentos protetores,
galvanização e processos de fabricação diversos. A previsão e controle da corrosão, um
processo crítico na deterioração de metais, são facilitados pelo entendimento da reatividade
dos mesmos. Essa compreensão é essencial em campos como engenharia de materiais,
construção e manutenção de estruturas. No âmbito da medicina e biologia, a reatividade dos
metais é relevante para compreender o impacto desses elementos em organismos vivos,
tanto de maneira benéfica, como em suplementos minerais, quanto prejudicial, como em
casos de envenenamento por metais pesados. Em síntese, o estudo da reatividade dos metais
é essencial para uma ampla gama de aplicações práticas, desde a fabricação de materiais até
questões ambientais e de saúde.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Materiais:
● Tubos de ensaio
● Estante para tubos de ensaio
● Cronômetro
● Papel Indicador
● Pipetas de 5 mL
● Pera
● Pequenos pedaços de alumínio, chumbo e ferro (pregos comuns, lavados com
acetona para remover a graxa protetora).
● Óculos de proteção
● Luvas de borracha
Reagentes e Soluções:
● Ácido acético (CH3COOH) diluído na proporção 1:4
● Ácido clorídrico (HCl) diluído na proporção 1:3
● Ácido clorídrico (HCl) diluído na proporção 1:1
● Ácido nítrico (HNO3) diluído na proporção 1:6
● Ácido nítrico (HNO3) diluído na proporção 1:2,5
● Solução de hidróxido de sódio (NaOH), 100 gL-¹
● Solução de peróxido de hidrogênio (H2O2) diluído na proporção 1:2
METODOLOGIA
O experimento foi dividido em duas partes: Parte A e Parte B. Na Parte A, foram utilizados
oito tubos de ensaio, onde pequenos pedaços de alumínio, chumbo e ferro foram
adicionados a ácido acético diluído na proporção 1:4, ácido clorídrico diluído na proporção
1:3, ácido clorídrico diluído na proporção 1:1 e a solução de hidróxido de sódio 100 g/L. O
tempo de reação foi medido e o papel indicador foi utilizado para verificar a acidez ou
basicidade da solução. Posteriormente, metais não reativos são submetidos a outros
reagentes, como ácido acético com peróxido de hidrogênio e ácido nítrico em diferentes
diluições. As reações são observadas, registrando-se quais metais apresentam dissolução,
desprendimento de calor, evolução de gás, mudanças na superfície e/ou formação de
precipitados. Na Parte B, foram utilizados tubos de ensaio, lixa fina, lâmina de
papel-alumínio, iodo e iodeto de potássio. Uma lâmina fina de alumínio foi colocada sobre a
boca de um tubo de ensaio, fazendo uma pequena depressão, e foi adicionado iodo e iodeto
de potássio. Essa última parte não foi realizada. A reação foi observada e anotada.
RESULTADO E DISCUSSÃO
Na Figura 1 abaixo, é apresentada a fila de reatividade dos metais, na qual são observados
os metais que reagem mais facilmente ou têm maior tendência de doar elétrons,
demonstrando maior eletropositividade.
Figura 1 - Fila de Reatividade dos Metais
Essa análise contribuirá para a compreensão das reações subsequentes:
● Reações com o Alumínio:
Em cada tubo de ensaio, foi adicionado um pedaço de alumínio, no qual foram observadas
as reações listadas a seguir. O alumínio, por ser anfótero, ou seja, comporta-se como base ou
ácido, dependendo do meio, reagirá tanto com os ácidos quanto com as bases.
Quatro tubos de ensaio foram identificados de 1 a 4, nos quais foram adicionados cerca de 3
mL dos reagentes (ácidos/bases), conforme descrito e observado abaixo:
Tubo 1 - Ácido Acético diluído na proporção 1:4:
A reação do alumínio com ácido acético diluído nessa proporção ocorreu lentamente, devido
ao ácido acético ser considerado um ácido fraco e à presença de uma fina camada de óxido
na superfície do alumínio. Inicialmente, não foi observada nenhuma interação perceptível
visivelmente. A solução apresentou um pH de 2,0. A reação resultou na formação de
diacetato básico de alumínio e gás hidrogênio, conforme demonstrado na equação a seguir:
2 Al (s) + 6 CH3OOH(l) 2 Al(CH3COO)3(aq)+ 3 H2(g) →
Tubo 2 - Ácido Clorídrico diluído na proporção 1:3:
A reação não ocorreu imediatamente ao adicionar o alumínio à solução de ácido clorídrico
nessa proporção. Isso ocorreu porque o alumínio é protegido por uma camada de óxido de
alumínio, Al2O3, a mesma camada que protege o alumínio de reagir coma água. O ácido
clorídrico levou algum tempo para corroer essa camada protetora, mas quando isso
aconteceu, a reação prosseguiu com bastante vigor, ou seja, o gás hidrogênio começou a
borbulhar na solução e observou-se efervescência. A solução apresentou um pH de 1,0. A
reação resultou na formação de cloreto de alumínio e gás hidrogênio, conforme
demonstrado na equação a seguir:
2 Al (s) + 6 HCl(l) 2 AlCl3(aq)+ 3 H2(g) →
Tubo 3 - Ácido Clorídrico diluído na proporção 1:1:
Diferentemente do Tubo 2, a velocidade da reação no Tubo 3 foi significativamente maior.
Observou-se uma leve corrosão da camada de óxido de alumínio devido ao ácido clorídrico
diluído nessa proporção. A reação prosseguiu com vigor, evidenciada pela liberação intensa
de gás hidrogênio, resultando em efervescência na solução. O aumento da temperatura foi
perceptível em ambos os casos, indicando que as reações realizadas são exotérmicas. A
solução apresentou um pH de 1,0. A reação resultou na formação de cloreto de alumínio e
gás hidrogênio, conforme demonstrado na equação a seguir:
2 Al (s) + 6 HCl(l) 2 AlCl3(aq)+ 3 H2(g) →
Tubo 4 - Solução de hidróxido de sódio 100 g/L:
Ao adicionarmos o alumínio ao hidróxido de sódio foi possível observar a efervescência e
também que a solução, ao se completar a reação, tornou-se esbranquiçada. A equação
apresenta a reação:
2 Al(s) + 6 NaOH(aq) 2 NaAlO3(aq)+ 3 H2(g) →
A partir da análise da equação, se pode notar que a efervescência se deu pelo
desprendimento de gás hidrogênio e que a cor branca da solução se deu pela presença de
aluminato de sódio. A solução apresentou um pH de 14,0
● Reações com o chumbo:
Em cada tubo de ensaio, foi adicionado pequenos pedaços de chumbo, no qual foram
observadas as reações listadas a seguir.. O chumbo, por também ser anfótero, ou seja,
comporta-se como base ou ácido, dependendo do meio, reagirá tanto com os ácidos quanto
com as bases.
Quatro tubos de ensaio foram identificados de 1 a 4, nos quais foram adicionados cerca de 3
mL dos reagentes (ácidos/bases), conforme descrito e observado abaixo:
Tubo 1 - Ácido Acético diluído na proporção 1:4:
A reação do chumbo com ácido acético diluído, na proporção mencionada, foi completa,
consumindo todo o chumbo presente no tubo de ensaio. Durante a reação, observou-se
efervescência, liberação de calor e gás. O chumbo, sendo um metal, reage com o ácido
acético, formando um composto conhecido como acetato de chumbo. O acetato de chumbo
é um sal orgânico sólido, branco e inodoro, obtido pela dissolução do chumbo em ácido
acético. A solução apresentou um pH de 4,0. Essa reação é caracterizada pela formação do
acetato de chumbo e pela liberação de hidrogênio gasoso, conforme a equação a seguir:
Pb(s) + 2 CH3OOH(l) Pb(CH3COO)2(aq)+ H2(g) →
Tubo 2 - Ácido Clorídrico diluído na proporção 1:3:
A reação do chumbo com o ácido clorídrico nessa proporção apresentou uma reação em
questão de segundos, reagindo totalmente com o chumbo, evidenciando uma reatividade.
Durante a reação, observou-se efervescência, liberação de calor e gás. A solução apresentou
um pH de 1,0 O produto dessa reação foi o cloreto de chumbo II e gás hidrogênio.
Conforme a equação a seguir:
Pb(s) + 2 HCl(l) PbCl2(aq)+ H2(g) →
Tubo 3 - Ácido Clorídrico diluído na proporção 1:1:
A reação do chumbo com o ácido clorídrico na proporção mencionada apresentou-se
extremamente rápida, ocorrendo em frações de segundos e reagindo completamente com o
chumbo, demonstrando alta reatividade. Durante a reação, observou-se efervescência,
liberação de calor e gás. A solução apresentou um pH de 1,0. O produto resultante dessa
reação também foi o cloreto de chumbo II e gás hidrogênio, conforme a equação a seguir:
Conforme a equação a seguir:
Pb(s) + 2 HCl(l) PbCl2(aq)+ H2(g) →
Tubo 4 - Solução de hidróxido de sódio 100 g/L:
A reação do chumbo com a solução de hidróxido de sódio não apresentou nenhum tipo de
interação. Não foi observada liberação de calor, efervescência ou alteração de cor. Com base
nesses resultados, concluiu-se que ambos não são reativos nessa condição, conforme a
equação a seguir:
Pb(s) + 2 NaOH(aq) Pb(OH)2(aq)+ 2 Na +(g) →
Nesta reação, o hidróxido de sódio não reagiu significativamente com o chumbo, resultando
na formação de hidróxido de chumbo II, que é pouco solúvel e pode precipitar, não
manifestando características visíveis de reatividade. A solução apresentou um pH de 13,0
● Reações com o ferro:
Em cada tubo de ensaio, foi adicionado um prego de ferro, no qual foram observadas as
reações listadas a seguir. Quatro tubos de ensaio foram identificados de 1 a 4, nos quais
foram adicionados cerca de 3 mL dos reagentes (ácidos/bases), conforme descrito e
observado abaixo:
Tubo 1 - Ácido Acético diluído na proporção 1:4:
A reação do ferro com o ácido acético não apresentou nenhuma interação. A falta de reação
entre o ferro e o ácido acético pode ser atribuída à natureza do ácido acético e à sua
capacidade limitada de reagir com alguns metais. O ácido acético é um ácido fraco em
comparação com ácidos fortes, como o ácido clorídrico. Isso significa que o ácido acético
não libera íons hidrogênio (H⁺) tão facilmente quanto ácidos mais fortes. A reação entre um
metal e um ácido geralmente envolve a liberação de gás hidrogênio, que é evidenciado pela
formação de bolhas. No entanto, como o ácido acético é um ácido fraco, ele não é tão eficaz
em corroer metais como o ferro. Isso pode ser explicado por meio da equação a seguir:
Fe (s) + 2 CH3OOH (l) Fe2+(CH3COO)2 (aq)+ H2 (g) →
Nesta reação, o ferro é oxidado a íons ferro II, enquanto o ácido acético é reduzido. O gás
hidrogênio é liberado como produto gasoso.
Tubo 2 - Ácido Clorídrico diluído na proporção 1:3:
Assim como no Tubo 1, o ferro não interagiu com o ácido clorídrico nessa proporção,
evidenciando a capacidade limitada do ácido diluído de corroer o ferro. A equação que
representa essa reação, juntamente com os produtos formados, é a seguinte:
Fe (s) + 3 HCl (aq) FeCl3 (aq)+ H2 (g) →
3
2
Nessa reação, o ferro não reage de maneira significativa com o ácido clorídrico diluído na
proporção mencionada, indicando uma reatividade limitada nessas condições, e os produtos
formados são cloreto férrico e gás hidrogênio.
Tubo 3 - Ácido Clorídrico diluído na proporção 1:1:
Diferentemente dos casos anteriores, a reação do ferro com o ácido clorídrico nessa
proporção foi instantânea. A reação do ferro com ácido clorídrico é um exemplo de uma
reação inorgânica de simples troca. A equação química que representa essa reação é:
2 Fe (s) + 6 HCl (aq) 2 FeCl3 (aq)+ 3 H2 (g) →
Nessa reação, o ferro é a substância simples e o ácido clorídrico é a substância composta. O
ferro perde três elétrons que são recebidos pelos íons hidrogênio do ácido, formando então
uma nova substância simples, o gás hidrogênio, e uma nova substância composta, o cloreto
de ferro III. A evidência de que a reação está ocorrendo é a efervescência do líquido, que
indica a liberação do gás hidrogênio, além da aparição da cor amarelada na solução.
Tubo 4 - Solução de hidróxido de sódio 100 g/L:
A ausência de interação entre o ferro e a solução de hidróxido de sódio diluído pode ser
atribuída ao fato de o ferro não reagir significativamente com o hidróxido de sódio em
condições normais. A equação para a reação entre ferro e hidróxido de sódio é:
Fe (s) + 2 NaOH (aq) Fe(OH)2 (aq)+ 2 H2 (g) →
No entanto, essa reação não ocorre facilmente em soluções diluídas de hidróxido de sódio.
O ferro pode formar uma camada passivadora de óxido em sua superfície, protegendo-o da
reação com o hidróxido de sódio. Além disso, a solução diluída pode não ser
suficientemente reativa para superar essa camada de óxido. Essa falta de interação evidencia
a seletividade das reações químicas e destaca que nem todos os reagentes reagem entre si
em todas as condições.
CONCLUSÃO
Nesse experimento podemos compreender alguns princípios básicos da química. Os
metais exibem uma variedadede comportamentos quando expostos a diferentes substâncias
químicas, e essa reatividade pode ser explicada por sua estrutura eletrônica e posição na
tabela periódica. Ao observar as reações dos metais com ácidos, por exemplo, foi possível
notar que existem metais mais reativos e menos reativos. Alguns metais reagem com álcalis
para formar hidrogênio gasoso e sais solúveis, enquanto outros podem não reagir ou reagir
de forma mais lenta. Através dessas reações podem ser utilizadas para classificar os metais
em termos de sua atividade química.
No que diz respeito aos agentes oxidantes, a capacidade de um metal para se oxidar está
relacionada à facilidade com que ele perde elétrons.
É importante destacar que a Lei das Proporções Múltiplas, formulada por John Dalton,
estabelece que quando dois elementos se combinam para formar mais de um composto, as
massas de um elemento que se combinam com uma massa fixa do outro estão em
proporções de números inteiros simples. Isso é fundamental para entender as relações
estequiométricas nas reações químicas envolvendo metais e outros elementos.
Esses comportamentos são cruciais para diversos campos da química, da indústria à
pesquisa, e a compreensão das leis das proporções múltiplas contribui para uma
interpretação mais precisa e abrangente desses fenômenos químicos.
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
Atkins, P., Jones, L., & Laverman, L. Princípios de Química: Questionando a Vida
Moderna e o Meio Ambiente, 7ª edição. Editora Bookman, 2018.
Lee, J.D., Química Inorgânica não tão Concisa, 5ª edição. Editora Edgard Blucher Ltda.,
1999.