Relatório de Inorgânica - Prática 6 - Síntese Magnetita - 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)
SÍNTESE DA MAGNETITA
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET982– QUÍMICA INORGÂNICA. Turma P06.
Dia de execução do experimento: 07/05/15.
Professor: Rodrigo Luis.
ILHÉUS – BAHIA
2015
INTRODUÇÃO
Devido ao seu comportamento quando exposta a um campo magnético, uma substância pode ser enquadrada basicamente em um dos dois seguintes grupos: Paramagnética e Diamagnética. O Diamagnetismo compreende a maior parte das substâncias, sendo caracterizado pela tendência ao afastamento (ainda que pequeno) de um campo magnético. [1] Já o Paramagnetismo é caracterizado pela movimentação da substância na direção do campo magnético. 
Tais fenômenos são decorrentes da situação de ocupação do Orbital Molecular Ocupado Mais Alto (HOMO), em que se os elétrons estão desemparelherados, a molécula se comportará como Paramagnética, enquanto que se os elétrons estiverem emparelhados, a molécula se comportará como Diamagnética. [1]
Em suma, o caráter Diamagnético de uma substância é devido ao efeito do campo magnético sobre os elétrons da molécula, pois este acaba por forçar os elétrons a circularem, provocando o aparecimento de uma corrente elétrica na molécula. [2] Enquanto que o caráter Paramagnético está presente em moléculas com camadas atômicas incompletas, como os elementos de transição, por exemplo. 
As substâncias compostas desses átomos costumam ser Paramagnéticas, ou seja, a presença de um campo magnético externo produz uma força que tende a alinhar essa substância na direção do campo magnético. Este tipo de comportamento pode ser estudado e analisado nas magnetitas (Fig. 01). [1-2] 
Figura 01 – Magnetita incrustada em uma rocha.
Fonte: http://goo.gl/ieOESM
A magnetita (Fe3O4) é um mineral magnético que está presente em diversos tipos de rochas e apresenta singulares propriedades que resultaram em sua alcunha de “pedra mágica”. Decorrente de seu magnetismo, a magnetita foi amplamente utilizada na confecção de bússolas com o intuito de obter orientação nas grandes navegações. [4] 
A magnetita é constituída de aproximadamente 31,0% de FeO e cerca de 69,0% de F2O3. Sua estrutura possui três íons de ferro e quatro íons de oxigênio, sendo que sua estrutura deve ser composta por dois íons de Fe3+ e um íon de Fe2+. [5] É uma substância com cristalografia isométrica da classe hexaoctaédrica apresentando coloração preto-metálica. [3]
Pode-se obter a magnetita a partir das equações abaixo, em que a primeira reação tem-se como ponto principal a obtenção do Fe(OH)2 e a na segunda reação tem-se como ponto principal a formação do Fe(OH)3: 
1) 
2) 
Estes dois hidróxidos originados, quando colocados em contato acabam por precipitar, reagindo espontaneamente, Fe3O4, a magnetita. Tal equação de precipitação pode ser observada abaixo:
	Assim, objetiva-se a preparação de um composto magnético a partir de reagentes não magnéticos.
MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais
Tubos de ensaio;
Estante para tubos de ensaio;
Pipeta graduada 10mL;
Papel de filtro;
Funil.
Reagentes
Soluções:
FeNH4(SO4)2.12H2O 48g/L;
FeSO4.7H2O 24 g/L;
NH4OH 80mL/L.
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 resultouna 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] CHANG, Raymond. Química Geral – Conceitos Essenciais. São Paulo. Quarta Edição. 2001.
.
[3]Slide 3 Utilizado pelo professor Rodrigo Luis em sala de aula. 
[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.