RELATORIO DE REATIVIDADE DOS METAIS

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1. APRESENTAÇÃO
Este relatório descreve as atividades desenvolvidas por Larissa Santana Melo do Carmo, aluna do curso técnico integrado de Química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia (turma 8821), no âmbito da parte experimental da disciplina Química II prática, durante a 1ª Unidade do ano letivo de 2017.
Serão descritos a introdução, os objetivos, a parte experimental, os resultados, a discussão e as conclusões referentes ao experimento intitulado “Reatividade dos Metais”.
Salvador, 07 de Agosto de 2017.
		 Larissa Santana Melo do Carmo
2. INTRODUÇÃO
Na natureza encontram-se diversos compostos ou substâncias, com características e propriedades diversas, que eventualmente reagem entre si e originam novas substâncias. [¹] Porém, existem algumas premissas que devem ser respeitadas, entre elas pode-se citar a afinidade química, ou seja, uma substância deve ser reativa ao entrar em contato com outra substância. Outros fatores que influenciam uma reação são:
1- Energia mínima de ativação: É a energia necessária para que a reação ocorra. 
2- Concentração do reagente utilizado, que poderá determinar a velocidade da reação por meio do numero de colisões* efetivas.
3- Temperatura: Irá determinar à ganha ou perca de energia cinética, ou seja, movimento de partículas que irá resultar no número de colisões.
4- Superfície de contato: Determina a velocidade e efetividade da reação.
5- Catalizador: É uma substância que age aumentando a velocidade da reação, sem ser consumida.
6- Natureza da reação: Algumas reações são naturalmente mais lentas.
Essas substâncias ou compostos plausíveis de reações podem ser constituídos por diversos elementos, sendo eles metais ou ametais. Os metais são substâncias simples, sólidas à temperatura ambiente (com exceção do mercúrio), apresentam brilho característico e possuem uma alta condutividade elétrica e térmica. [²] A reatividade de um metal está relacionada com a eletropositividade do mesmo, ou seja, sua tendência a perder elétrons, dessa forma o mesmo pode ser um agente redutor e formar um cátion. Quanto mais difícil for para um átomo perder um elétron, maior será sua nobreza, ou seja, mais resistente ele será a oxidação. [³]
Na fila de reatividade, os metais decrescem da esquerda para a direita, do mais eletropositivo ao menos eletropositivo, como é demonstrado na figura abaixo:
Figura 1. Fila de reatividade dos metais
Nas reações de metais com soluções aquosas de sais, a reação só ocorre se o metal for mais reativo que o metal que origina o cátion do sal. [¹-³] Isso ocorre, pois para o metal formar um sal na reação, ele deve possuir maior tendência a doar seu elétron do que o cátion do sal, se não a força de atração entre o núcleo do ânion e o elétron do cátion será maior e, portanto, será menos suscetível que um novo sal seja formado.
Os metais frente a soluções salinas ou a soluções ácidas, quando nas condições suscetíveis a reações, sempre apresentarão o seguinte modelo:
*São choques entre partículas, que resultam na quebra das ligações dos reagentes e formação de novas ligações.
Metal (s) + Ácido (aq) → Sal (aq) + H2 (g)Equação 1. Reação de um metal com um ácido
Metal1 (s) + Sal1 (aq) → Sal2 (aq) + Metal2 (s)Equação 2. Reação de um metal com um sal
No caso de reações de metais com ácidos oxidantes, o gás do produto dependera essencialmente da natureza do ácido. [³] 
O alumínio é um dos metais mais abundantes da crosta terrestre, pode ser encontrado e formas variadas, como argila e esmeraldas, mas nunca é encontrado puro. O alumínio é refinado de um minério chamado bauxita, por eletrolise. O oxido de alumínio da bauxita se decompõe em alumínio puro e oxigênio. [4]
O alumínio é um metal prateado, de brilho característico, que pode reagir com o oxigênio presente no ar formando uma cobertura de oxido de alumínio. Segundo a literatura, essa camada pode ser capaz de proteger o metal de corrosão e agressões químicas. 
3. OBJETIVOS
3.1. Verificar se a distinções entre reações do Alumínio (Al) com ácidos concentrados e diluídos.
3.2. Avaliar o comportamento do Alumínio (Al) frente a algumas soluções salinas.
3.3. Construir e compreender parte da serie de reatividade dos metais.
4. PARTE EXPERIMENTAL 
4.1. MATERIAIS E REAGENTES
Os materiais e reagentes estão dispostos na tabela 1 e 2, abaixo.
Tabela 1. Reagentes do experimento de reatividade dos metais
	REAGENTES
	CONCENTRAÇÃO
	ALUMÍNIO METALICO ( Al(s) )
	----------------------------------------------------
	ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)
	P.A.
	ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)
	3 mol.L-1
	ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl)
	P.A.
	ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl)
	3 mol.L-1
	ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4)
	P.A.
	ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4)
	3 mol.L-1
	NITRATO DE COBRE II (Cu(NO3)2)
	1 mol. L-1
	NITRATO DE MAGNÉSIO (Mg(NO3)2)
	1 mol. L-1
	NITRATO DE ZINCO (Zn(NO3)2)
	1 mol. L-1
	CLORETO DE FERRO III (FeCl3)
	1 mol. L-1
Tabela 2. Materiais do experimento de reatividade dos metais
	MATERIAIS
	QUANTIDADE
	TUBOS DE ENSAIO
	10
	BEQUERES DE TAMANHOS VARIADOS
	10
	PIPETAS DE PASTEUR
	10
	GARRA DE MADEIRA
	01
4.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Fora adicionado em 10 (dez) tubos de ensaio diferentes um fio de alumínio, e respectivamente, 2 mL das soluções aquosas de ácido clorídrico, ácido nítrico, ácido sulfúrico, nitrato de magnésio, nitrato de zinco, cloreto de ferro (III) e nitrato de cobre (II). Observou-se os resultados, e anotou-se os mesmos.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
a) ácido clorídrico P.A. e 3 mol L-1 com Alumínio
Após o alumínio entrar em contato com o ácido clorídrico foi observado o surgimento de muitas bolhas e uma coloração cinza escuro (Figura 2). A única diferença observada entre as concentrações foi que o alumínio em contato com o acido P.A. apresentou uma reação mais rápida.
Figura 2. Indícios de reação do alumínio com o ácido clorídrico
Segundo a literatura, a reação de alumínio e ácido clorídrico da origem a seguinte equação:
1Al2 (s) + 6HCl (aq) 2AlCl3(aq) + 3H2 (g)
A reação é possível, pois o alumínio é mais reativo que o hidrogênio, o que o possibilita de compartilhar seus elétrons formando o sal cloreto de alumínio III. As formações de bolhas do experimento podem ser atribuídas ao gás hidrogênio, enquanto a coloração deve-se a absorção de energia da luz, a partir do alumínio, e a reflexão da energia absorvida em forma de onda. [2]
b) Alumínio e ácido sulfúrico P.A. e 3 mol L-1
Observou-se no respectivo experimento a formação de bolhas incolores. 
Segundo a literatura, tem-se a seguinte equação:
1Al2 (s) + 6H2SO4 (aq) 2Al(SO4)3 (aq) + 6H2 (g)
A reação acima ocorre, pois o alumínio é mais reativo que o hidrogênio, o que o possibilita de compartilhar seus elétrons. A formação de bolhas pode ser atribuída à liberação do gás oxigênio, quanto à formação do sulfato de alumínio III, não se possui indícios, pois o mesmo é solúvel e se encontra provavelmente dissociado na solução.
c) Alumínio e ácido nítrico P.A. e 3 mol L-1
O alumínio e o ácido nítrico não reagem devido à formação de uma camada protetora de óxido que o HNO3 possibilita no metal, tornando-o passivo de reação. [5] Só irá ocorrer uma reação com o aquecimento dessa mistura, pois assim o calor irá fornecer energia suficiente para que o ácido nítrico corroa a camada de oxido do metal e o mesmo possa reagir, além de aumentar o numero de colisões necessárias para que a reação ocorra. O aquecimento não foi possibilitado no experimento, pois não fazia parte deste.
Observou-se que a parte superior do tubo, após a reação ficou amarelada, isto pode ser atribuído a alguma contaminação da vidraria, já que o único gás proveniente da reação é o gás oxigênio que é incolor.
A equação para essa reação, segundo a literatura é:
Al2 + HNO3 H2 + Al(NO3)3
d) Alumínio e nitrato de magnésio
No caso do nitrato de magnésio e alumínio não houve mudança alguma no sistema. Isso ocorre, pois o cátion do sal é proveniente de um elemento mais reativo do que o cátion do metal alumínio (Al2), ou seja, o Mg2+ tem umamaior tendência de compartilhar seus elétrons (sofrer oxidação), que o Al3+. Por isso a reação não ocorrerá.
e) Nitratos em geral
Os nitratos de maneira geral, são todos solúveis. Umas das características para que isso ocorra, é que possuem uma energia de rede baixa, e uma afinidade grande por água. Sendo assim, todas as reações do Al2 com nitratos ocorrem, porém não apresentam indícios, pois por serem muito solúveis os seus respectivos íons se encontram dissociados em meio aquoso.
Para essas reações têm-se as seguintes equações:
Fe(NO3)3 + Al2 Fe3+ + Al3+ + NO3-
Zn(NO3)2 + Al2 Zn2+ + Al3+ + NO3-
Cu(NO3)2 + Al2 Cu2+ + Al3+ + NO3-
6. CONCLUSÃO
Após a realização do experimento pode-se concluir que de acordo com a concentração de um ácido uma reação poderá variar em sua velocidade. Percebe-se também que um metal, no caso o alumínio, só reage com uma solução salina caso o cátion proveniente do metal seja menos reativo que ele. E enfim pode-se compreender e relacionar a fila de reatividade de metais com os devidos experimentos.
7. REFERÊNCIAS 
1: FELTRE, R. Fundamentos da química, volume único – 2 ed., São Paulo: Moderna, 1996.
2: BROWN, Theodore L.; LEMAY, H.E.; BURSTEN, Bruce E. Química, a ciência central – 9 ed., São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
3: LEE, John D. Química inorgânica: um novo contexto conciso – 3 ed., São Paulo: Edgard Blucher, 1980.
4: TAYLOR, C. Nova enciclopédia da ciência – 2 ed., Chile: Amereida, 2001.
5: VOGEL, A. I. Química analítica qualitativa – 5 ed., São Paulo: Mestre Jou, 1981.