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AULA PRÁTICA 01 – Química Inorgânica I - Assunto: Reatividade de metais II – Introdução: Em geral, todos os metais podem atuar como reagentes redutores (agentes que causam a oxidação, perda de elétrons), sendo oxidados com maior ou menor facilidade na presença de agentes oxidantes (agentes que causam a redução, ganho de elétrons). O potencial padrão de oxidação atribuído a esse processo (Eox) é um indicador da reatividade desses metais. Os metais mais reativos apresentam valores de Eox próximos a +3 V; os com valores negativos são chamados metais nobres como o ouro e a prata sendo assim, mais resistentes. III – Objetivo: Obter conhecimentos sobre a reatividade de diversos metais comuns frente a diversos ácidos, bases e outros agentes oxidantes. IV – Materiais e reagentes: Tubo de ensaio Estantes para o tubo de ensaio Bico de Bunsen Pequenos pedaços de alumínio, chumbo, cobre, estanho, ferro, magnésio e zinco Ácido acético diluído na proporção 1:4 Ácido clorídrico diluído na proporção 1:3 Ácido clorídrico diluído na proporção 1:1 Ácido nítrico diluído na proporção 1:6 Ácido nítrico diluído na proporção 1:2,5 Solução de hidróxido de sódio 100 g/l Solução de peróxido de hidrogênio diluído na proporção 1:2 V – Procedimento: Escolha 3 metais relacionados Trate 4 pedaços de cada um escolhidos em tubos de ensaio separados, com 2-3 ml dos seguintes reagentes e observe os casos em que há uma reação (aqueça sem ferver). Ácido acético, diluição 1:4 Ácido nítrico diluição 1:3 Ácido clorídrico diluição 1:1 Hidróxido se sódio 100 g/l Em novos tubos de ensaio, trate três pequenos pedaços dos metais que não foram atacados por nenhum dos reagentes da questão anterior com 2-3 ml dos seguintes reagentes, separadamente e observe os casos em que há reação: Ácido nítrico, diluição 1:6 Ácido nítrico, diluição 1:2,5 Ácido acético, diluição 1:4 + algumas gotas da solução de peróxido de hidrogênio. Registre os casos em que ocorreu reação química com os metais e descreva as mudanças observadas. Identifique os produtos de reações observados. VI – Dados obtidos/ Questionário: discussão dos resultados Procedimento 2 letra A Ácido Acético + Ferro = Instantaneamente não ocorre nada mais percebemos uma efervescência quando aquecemos. Notou-se na reação a oxidação do ferro quando este vai adquirindo caráter metálico. Ácido Acético+ Cobre = Não houve reação entre o ácido acético e cobre, por se tratar de um metal menos eletronegativo. Ácido Acético + Magnésio = Houve liberação de gás excessivo, aumento de temperatura e mudança de coloração para uma cor prateada após a reação. Essa mudança de coloração caracteriza a mudança do Mg 0 para Mg 2+. Procedimento 2 letra B Ácido Nítrico+ Ferro = Quando se coloca ferro metálico (prego ou palha de aço) na presença de ácido clorídrico (HCl), ocorre a liberação do gás hidrogênio. Quando coloca-se ferro metálico (prego ou palha de aço) na presença de ácido muriático (HCl), ocorre a liberação do gás hidrogênio de acordo com a equação abaixo: O H2 é um gás altamente inflamável e produz um pequeno estampido na sua combustão. 2HCl(aq) + Fe(s) ---> FeCl2(aq) + H2(g) Ácido Acético + Cobre = Não há reação. Pois o Cu é menos reativo que o H2. Ácido Acético + Magnésio = A reação teve intensa liberação de gás hidrogênio e calor. Notou-se a oxidação do magnésio com a sua passagem da cor cinza para branco. Procedimento 2 letra C Ácido Clorídrico + Ferro = Ocorre um processo de limpeza em relação ao Ferro, o Ácido remove toda a ferrugem do Ferro deixando-o “limpo” como se fosse novo e o ácido adquire uma coloração amarelada. Ácido Clorídrico+ cobre = O Cobre é mais resistente nada acontece, não há reação. Pois o Cu é menos reativo que o H2. Ácido Clorídrico + magnésio = A fita se dissolve instantaneamente ocorrendo efervescência mesmo sem levar ao fogo, o fogo só acelera o processo. Procedimento 2 letra D Hidróxido + Ferro = Não reagiram. Hidróxido + Cobre = Não reagiram. Hidróxido + Magnésio = Reagem. Procedimento 3 letra A Ácido Nítrico+ Ferro = Ocorre reação exotérmica liberando calor para o ambiente Ácido Nítrico + Cobre = Foi observado que houve uma reação entre as duas substâncias, onde ocorreu a diluição do cobre e a presença de vapor de dióxido de nitrogênio (NO2). Isso ocorreu porque o cobre doa elétrons, sendo o agente oxidante da reação. Ácido Nítrico + Magnésio = Reagem facilmente, verifica-se a libertação de hidrogénio, acompanhada com a formação denitrato de magnésio. Procedimento 3 letra B Ácido Nítrico+ Ferro = Não Reagem. Ácido Nítrico + Cobre = Não reagem. Ácido Nítrico + Magnésio = Reagem. Procedimento 3 letra C Ácido Acético + Solução + Ferro = Notou-se na reação a oxidação do ferro quando este vai adquirindo caráter metálico. Ácido Acético+ Solução + Cobre = Não houve reação entre o ácido acético e cobre, por se tratar de um metal menos eletronegativo. Ácido Acético+ Solução + Magnésio = Não houve reação entre o ácido acético e magnésio. Diferencie: agentes redutores de agentes oxidantes. R: O agente redutor é o que causa a redução da outra espécie química reagente e o agente oxidante causa a oxidação. Existem vários exemplos desses agentes no dia a dia. Identifique os produtos das reações observados. Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) Mg ácido cloreto de gás hidrogênio Metálico clorídrico magnésio O magnésio ao ser colocado em contato com ácido se dissolveu de modo instantâneo com liberação de gás (H2) de coloração amarelada, formando o aparecimento da solução de cloreto de magnésio. Ácido acético + magnésio: 2 H3CCOOH + Mgº => Mg(H3CCOO)2 + H2 O magnésio metálico desloca o hidrogênio do ácido acético, porém como tem valência 2+, são necessárias duas moléculas do ácido para cada elemento magnésio. Ferro + ácido clorídrico: 6HCl+2Fe2FeCl3+3H2° O ferro ao ser colocado em contato com ácido reagiu lentamente, após alguns minutos aparecem bolhas de hidrogênio, a reação ficou com uma coloração verde, espumoso, com odor muito forte. Ácido nítrico + ferro: Fe + HNO3 = Fe + HNO3 = Fe (NO3) 3 + NO + H2O Ao adicionar um pouco de ácido nítrico ao ferro verifica-se a libertação intensa de um gás castanho amarelado. O gás libertado é o dióxido de azoto que resulta da redução do ion nitrato (NO3-) pelo ferro metálico que, por sua vez, oxida-se a Fe2+. Ácido nítrico + cobre: 3Cu(s) + 8HNO3(aq) ==> 3Cu(NO3)2(aq) + 4H2O + 2NO Aquando da adição de ácido nítrico aos dois pedaços de fio de cobre verifica-se imediatamente a libertação intensa de um gás castanho amarelado que borbulha numa solução de cor verde lima. O gás libertado é o dióxido de azoto que resulta da redução do ion nitrato pelo cobre metálico que, por sua vez, oxida-se a ião Cu2+, ficando em solução com ion nitrato. A mistura destas substâncias que ficam em solução com o gás libertado é responsável pela cor verde lima da superfície da solução. No fundo do tubo de ensaio encontra-se uma solução de nitrato de cobre (II) e apresenta a cor azul, característica das soluções que contêm ion cobre Cu2+. Ácido nítrico + magnésio: 2 HNO3 + Mg(OH)2 → 2 H2O + Mg(NO3)2 VII – Conclusão A reatividade química dos metais varia com sua eletropositividade, logo, quanto mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência a perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade. Ou seja, formam-se uma fila de reatividade química, onde os metais menos nobres são mais reativos que os metais mais nobres. Entre os metais menos nobres incluem-se os metais alcalinos, metais alcalinos terrosos, e outros metais, já os mais nobres são os metais a direita do hidrogênio (H). O metal mais reativo reage em geral com substâncias iônicas cujos cátions são menos reativos.
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