Relatório de Inorgânica - Prática 2 - Gabriel, Joan, José

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
DEPARTAMENDO DE CIÊNCIA EXATAS E TECNOLÓGICAS
ENGENHARIA QUÍMICA
GABRIEL A.C.GONÇALVES (201310343)
JOAN SANTANA SANTOS (201310767)
JOSE JOAQUIM B.A.R. DE OLIVEIRA (201311000)
PROPRIEDADES PERIÓDICAS: REATIVIDADE DOS METAIS
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET982– QUÍMICA INORGÂNICA. Turma P06.
Dia de execução do experimento:26/03/15.
Professor: Rodrigo Luis.
ILHÉUS – BAHIA
2015
INTRODUÇÃO
As reações de oxirredução são aquelas onde ocorre transferência de elétrons. O reagente que perde elétrons sofre oxidação, sendo chamado de agente redutor. Da mesma maneira, a espécie que ganha elétrons sofre redução e é chamada de agente oxidante. [1]
Vários fatores são importantes para que uma reação química aconteça, um deles é a afinidade química, que corresponde à capacidade que os elementos têm de se juntar, formando outras substâncias[2]. No caso das reações de oxirredução, a afinidade química é determinada pela reatividade dos elementos envolvidos.
A reatividade dos metais varia inversamente com a energia de ionização (a capacidade de remover um elétron de um átomo em seu estado fundamental), ou seja, quanto menor a energia de ionização, mais reativo é esse metal.[1] Define-se um metal reativo como um metal que possui grande tendência a perder elétrons.[3]
Experimentalmente, é possível criar uma linha de reatividade (indicada em 01) dos metais, na qual o metal mais reativo está à esquerda do metal menos reativo, incluindo o Hidrogênio em seu respectivo grau de reatividade. [3]
Por meio dessa linha de reatividade dos metais, é possível determinar que o metal a esquerda reaja com a substância formada por íons situados a sua direita, como pode ser observado na figura 01 a seguir:
Figura 01 – Demonstração de uma reação redox (redução-oxidação), onde o Alumínio metálico está sendo imerso em Sulfato de Cobre II.
Autor: http://goo.gl/Ie1hZI
Por exemplo, o Alumínio metálico (Al) reage com o sulfato de cobre (CuSO4), substância formada pelos cátions do cobre. Desta maneira também é possível observar que os metais alcalinos e alcalino-terrosos (Li ao Mg) são mais reativos do que os metais comuns (Al ao Pb), e estes mais reativos que os metais nobres (Cu ao Au).
A espontaneidade com que as reações tendem a ocorrer está atrelada a diversos fatores e podem ser facilmente influenciadas por quesitos externos e internos. Sendo a reação de deslocamento ou simples troca, uma reação onde há como reagentes uma substância simples e uma substância composta resultando em outra substância simples e outra substância composta, tem-se que a interação entre os reagentes torna-se o principal quesito para ser avaliado no que tange a viabilidade desta reação ocorrer ou não.[2]
Assim, o presente relatório tem por objetivo analisar e avaliar experimentalmente a ocorrência de reações de deslocamento (simples troca), determinando a reatividade química de cada um dos metais estudados, bem como determinar a reatividade do Hidrogênio. Além disso, deve-se classificar os metais estudados de acordo com à reatividade.
MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais
Tubos de ensaio;
Estante para tubos de ensaio;
Pipeta graduada 10mL;
Béquer 50mL;
Pera de Sucção.
Reagentes
Soluções:
Ácido Clorídrico (HCl) 1 mol.L-1;
Sulfato de Cobre (CuSO4) 0,1 mol.L-1;
Sulfato de Magnésio (MgSO4) 0,1 mol.L-1;
Metais
Alumínio metálico;
Zinco metálico;
Cobre metálico;
Magnésio metálico;
Métodos
Reação de deslocamento dos metais com sais aquosos
Colocou-se, em cada tubo de ensaio, um dos metais citados no item anterior;
Adicionou-se a cada tubo cerca de 3 mL de solução de Sulfato de cobre.
Observou-se as reações;
Adicionou-se a cada tubo cerca de 3 mL de solução de Sulfato de Magnésio. Observou-se as reações.
Reações dos metais com ácido
Colocou-se, em cada tubo de ensaio, um dos metais citados no item anterior;
Adicionou-se a cada tubo 2 mL de Ácido Clorídrico. Observou-se o tempo de cada reação.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Tabela 1 – Resultados observados no experimento.
	
	
	Metais Sólidos
	
	
	Al
	Zn
	Cu
	Mg
	Soluções
	CuSO4
	Reagiu
	Reagiu
	-
	Reagiu
	
	MgSO4
	Não reagiu
	Não reagiu
	Não reagiu
	-
	
	HCl
	Não reagiu
	Reagiu
	Não reagiu
	Reagiu
Reações de deslocamento: Sulfato de Cobre
Os resultados experimentais acabam por demonstrar o que já é estabelecido e conhecido na literatura. O que ocorre nos casos estudados são reações de deslocamento (reações de simples troca), ou seja, é quando uma substância simples reage com uma substância composta resultando em outra substância simples e outra substância composta.
No primeiro momento, realizou-se o experimento com o Sulfato de Cobre II (CuSO4). Para as reações observadas, observam-se as seguintes equações a cada caso:
Em todos esses casos ocorreu a redução do Cobre presente na solução de Sulfato de Cobre II, bem como a oxidação do metal que foi adicionado a cada caso – Alumínio, Zinco e Magnésio. Este fenômeno ocorreu por conta da alta reatividade que tais metais utilizados, quando comparados com o Cobre. Eles tendem a ceder elétrons para o íon Cu2+, reduzindo o Cobre, enquanto eles oxidam.
Salienta-se a relação que foi observada entre a reatividade do metal e a velocidade de reação. Quanto maior a reatividade que o metal apresenta ante à substância composta que ele está em contato, maior será a rapidez que se dará a reação de deslocamento.
Como observado, o Magnésio apresentou maior rapidez em sua reação quando colocado em contato com o Sulfato de Cobre II. Durante toda esta reação ocorreu forte efervescência e a mudança clara da coloração do corpo de fundo para tons mais escuros, evidenciando a velocidade com que tal reação ocorre. Sendo seguido pelo Alumínio, em que se observou claramente a deformação de sua fina placa e pelo Zinco, que se deu de modo mais lento e vagaroso.
As equações iônicas das reações expressas em (02), (02) e (04) podem ser observadas abaixo:
Durante a reação, o íon Cu2+ presente no reagente começa a depositar-se como Cobre metálico (Cu), diminuindo a sua concentração, ao mesmo tempo em que o metal mais reativo começa a perder elétrons, como demonstrado nas equações de 05 a 10.
Reações de deslocamento: Sulfato de Magnésio
No segundo momento, realizou-se o experimento com o Sulfato de Magnésio (MgSO4). Para as reações realizadas, têm-se as seguintes equações para cada caso:
Contudo, em todos os casos, o metal adicionado não sofreu oxidação e o íon Mg2+não sofreu redução.Portanto, tais equações não ocorrem espontaneamente. Como o Magnésio é bastante eletropositivo, apresentando eletropositividade maior que Alumínio, Zinco e Cobre, ele não irá reduzir, recebendo elétrons.
Portanto, de acordo com os dados obtidos empiricamente no primeiro momento, a ordem dos metais que apresentam maior reatividade e, consequentemente, maior eletropositividade, para os de menor reatividade e, consequentemente, menor eletropositividade, é a seguinte:
A “liderança” do Magnésio ainda é comprovada pelos experimentos no segundo momento, onde o Sulfato de Magnésio não reagiu com nenhum dos demais metais testados.
Tal ordem está de acordo com o que é observado teoricamente. Pelo fato do Magnésio ser um metal da família 2A, metais alcalinos terrosos, sua eletropositividade é maior do que a os demais que são considerados metais comuns (Al e Zn) e metal nobre (Cu).
Os experimentos em que o metal sólido foi adicionado ao seu sal (Cobre sólido com Sulfato de Cobre II e Magnésio Sólido com Sulfato de Magnésio), não foram analisados por não apresentarem reação.
Reações dos metais com Ácido Clorídrico
Quanto à adição de tais metais em uma solução ácida (HCl), alguns reagiram e outros não, estando também atrelados à energia de ionização de cada substância. As reações observadas estão descritas a seguir:
Experimentalmente,apenas as reações descritas nas equações (16) e (18)foram observadas. A reação do Ácido Clorídrico com o Zinco metálico resultou na liberação de gás – H2, de acordo com a equação (16). Enquanto na reação do Ácido Clorídrico com o Magnésio (equação 18), além de ocorrer a liberação do gás H2, a reação se deu de forma bastante rápida, em comparação à reação descrita na equação (16).
Estas duas reações ocorreram pelo fato do Hidrogênio reduzir, resultando no gás Hidrogênio, por conta de sua maior reatividade em relação aos metais Zinco e Magnésio.
As reações descritas nas equações 15 e 17 não foram observadas. Era esperado que não ocorresse a reação do Ácido Clorídrico com o Cobre, por conta do Cobre ser um metal nobre e ser menos reativo que o Hidrogênio. Contudo, esperava-se que o Alumínio reagisse, pelo fato deste metal ser mais reativo que o Hidrogênio, de acordo com o é conhecido teoricamente.
Portanto, de acordo com o experimento, podemos determinar uma nova ordem de maior reatividade para o de menor reatividade, como estava descrito na equação 14:
Apesar de o Hidrogênio não reduzir com a presença de Alumínio Sólido, foi reduzidopelo Zinco Sólido, Pode-se concluir, assim, que a reatividade do Hidrogênio está entre o Zinco e o Cobre, já que foi comprovado anteriormente que o Alumínio é mais reativo que o Zinco.
Alguns quesitos alheios ao controle do experimento podem acabar por interferir negativamente nos resultados dos experimentos realizados. Algumas das substâncias simples podem não estar presentes em sua forma pura, apresentando em sua constituição algumas impurezas, como o Alumínio, por exemplo.
Por terem sido utilizados pedaços de placas que apresentavam suas superfícies completamente tingidas, a reação observada no componente “Alumínio” pode ter apresentado algum retardo por conta deste revestimento com carga.
Contudo, apesar de tais dificuldades, o comportamento dos metais analisados mostrou-se coerente de acordo com o que é previsto teoricamente, possibilitando evidenciar as previsões de comportamento de tais substâncias com o conhecimento de sua energia de ionização, eletropositividade ou mesmo a afinidade eletrônica.
CONCLUSÃO
Comprovou-se, por meio de procedimentos experimentais, a reatividade que há entre os metais e o Hidrogênio, atrelando esta reatividade às propriedades dos mesmos, tais como afinidade eletrônica, energia de ionização e a eletropositividade. Observando, portanto, que os átomos mais eletropositivos tendem a apresentar uma reação mais rápida quando expostos a sais de metais menos eletropositivos, ocorrendo, assim, uma reação de simples troca, resultando na redução do átomo menos eletropositivo e na oxidação do átomo mais eletropositivo.
Através de reações realizadas, a reatividade dos metais analisados pôde ser determinada numa escala onde estão dispostos de ordem decrescente de reatividade os átomos dos metais bem como a reatividade do átomo de Hidrogênio. A velocidade com que se dá uma reação também é um fator importante que foi levado em conta para que fosse obtida a seguinte ordem: Mg > Al > Zn > H > Cu.
No estudo empírico da reatividade dos metais sólidos com o Ácido Clorídrico, ocorreu certo desvio de acordo com o que era esperado quanto ao comportamento da mistura na adição do Alumínio Metálico no Ácido Clorídrico, que deveria reagir, liberando gás Hidrogênio.Contudo,esta reação não foi observada de imediato, pelo fato da fina placa de Alumínio conter impurezas, tais como a tintura presente em sua superfície.
Contudo, a reatividade destes metais pôde ser comprovada empiricamente o que era suposto teoricamente. Evidenciando a espontaneidade de certas reações e a não espontaneidade de outras, tais como nas não reações observadas no experimento com a adição do Sulfato de Magnésio, que é um sal formado por um metal alcalino terroso, ou seja, um metal bastante reativo e eletropositivo.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] FOGAÇA, Jennifer.Brasil Escola. Reações de deslocamento, de substituição oude simples troca.
Disponível em: http://goo.gl/mbtD3V	
Acesso em: 05/04/2015
[2] FELTRE, R.; YOSHINAGA, S. Atomística. Volume 2, Teoria e Exercícios, 2ª ed. São Paulo: Editora Moderna Ltda, 1979.
[3] Departamento de Química Inorgânica – UFRJ. Reatividade dos Metais.
Disponível em: http://goo.gl/gBRgdh
Acesso em: 04/04/2015.