CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA E REATIVIDADE QUIMICA

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA – UESB 
 DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS- DQE 
 CURSO: BACHARELADO EM QUÍMICA 2012.2 
 DISCIPLINA: GERAL EXPERIMENTAL I 
 DOCENTE: NÁDIA MACHADO ARAGÃO 
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA E REATIVIDADE QUIMICA
TIAGO SILVA SANTOS
Jequié-Ba,
Novembro de 2012
SUMÁRIO: 
1. INTRODUÇÃO
2. OBJETIVO
3. EXPERIMENTAL 
 3.1 MATERIAIS E EQUIPAMENTOS
 3.2 REAGENTES
4. METODOLOGIA
 4.1 REAÇÕES
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
6. CONCLUSÃO
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
8. ANEXO
 8.2 QUESTIONÁRIO
1. INTRODUÇÃO
Em Química, reatividade consiste na tendência que uma reação química tem em acontecer. É um conceito qualitativo, mas pode ser quantificado pela atribuição de uma série de energias, definidas para condições particulares, tais como sob pressão constante, ou sob volume constante . A reatividade consiste na tendência que um átomo possui para captar ou perder elétrons. A química trata essencialmente das reações químicas, sendo estas responsáveis pela reprodução e crescimento dos seres vivos, sobre as condições pelas quais isto é possível, pela deterioração dos alimentos, pela corrosão de metais etc.
 Uma das principais atividades da quimica é o estudo das reações que são essencialmente, combinações dos elementos e seus componentes para formar novos compostos. Uma reação quimica e frequentemente representada por uma equação quimica balanceada, mostrando as quantidades relativas de reagentes e produtos e seus estados físicos. 
A equação quimica não mostra as condições experimentais ou se qualquer energia (seja sob forma de calor ou luz) está envolvida. Além disso, a equação quimica, por si só, não indica se uma reação é explosiva ou quanto tempo demora a acontecer.
2. OBJETIVO
Estudar a reatividade de alguns elementos químicos situados em diversos grupos da classificação periódica.
3. EXPERIMENTAL 
 3.1 MATERIAIS E EQUIPAMENTOS
Metais: Ferro (Fe) Cobre (Cu), zinco (Zn), Alumínio (Al) e Chumbo (Pb)
Sódio metálico 
Fita de magnésio
15 Tubos de ensaio
3 Pipetas graduadas
1 Placa de petri
2 Vidro de relógio 
1 Espátula
Fósforo
1 Pinça
Lixa 
3.2 REAGENTES
Solução de ácido Clorídrico 1,0 mol/L
Solução de ácido Sulfúrico 1,0 mol/L 
Solução de ácido Nítrico 1,0 ml/L
Solução de Fenolftaleína
Água destilada
4. METODOLOGIA
Separam-se os reagentes e equipamentos de forma que facilite o trabalho e deixe o laboratório organizado e limpo.
 4.1 Reação do sódio com água:
 ATENÇÃO!
 CUIDADOS ESPECIAIS AO LIDAR COM SÓDIO METÁLICO:
a) NÃO TOCAR COM AS MÃOS. USE SEMPRE UMA PINÇA, POIS O SÓDIO OCASIONA GRAVES QUEIMADURAS EM CONTATO COM A PELE;
b) SÓDIO REAGE FORTEMENTE COM ÁGUA.
Primeiro faz-se o experimento com o sódio metálico. Pega-se com uma pinça um pequeno pedaço de sódio que se encontra submerso e querosene,coloca-o sobre um vidro de relógio e com uma espátula ou uma faca corta-se um pequeno pedaço ( do tamanho aproximado de um grão de arroz). Observa-se a aparência da superfície recém-cortada e o que acontece em seguida. Em uma placa de petri coloca-se aproximadamente 50 ml de água destilada, 3 gotas da solução de Fenolftaleína e com o auxilio da pinça coloca-se o pequeno pedaço de sódio na placa e observe a reação e anote.[1: Explicação em anexo.]
4.2 Reação do magnésio com água:
 Lixa-se a fita de Magnésio e reserve. Em um tubo de ensaio coloca-se um pouco de água destilada, adiciona-se 2 a 3 gotas de Fenolftaleína a 0,1% (m/v) e coloca-se a fita de magnésio previamente lixada devido na mesma existir uma camada de óxido que a impede de reagir com a água. Espere alguns minutos e anota-se o que foi observado.
4.3 Reações de metais com ácidos: 
4.3.1 Ácido clorídrico (HCℓ):
Separam-se cinco tubos de ensaio. Usando uma pipeta graduada, coloca-se cerca de 2 ml de ácido clorídrico (HCl), (1,0 mol/L), nos tubos, sendo manuseado na capela com o exaustor ligado devido ao mesmo ser corrosivo e volátil. Adicionam-se pequenas aparas (resíduos) de cobre, ferro, zinco, alumínio e chumbo em tubos diferentes. Observou-se a reação de cada metal em temperatura ambiente. Iniciada a reação, aproxima-se, cuidadosamente, da boca de cada tubo de ensaio um palito de fósforo aceso e verifica-se o que acontece.[2: Cinco tubos de ensaios limpos, diferentes e identificados com a nomenclatura do ácido e de um metal separadamente.]
4.3.2Ácido Nítrico (HNO3): 
Repete-se o procedimento anterior utilizando a solução de Ácido Nítrico (HNO3) em tubos, com mesmos metais e outra pipeta ambos limpos e devidamente identificados.
4.3.3 Ácido sulfúrico (HSO4):
Refizeram-se, com os mesmos metais, os procedimentos anteriores porém desta vez utilizou-se o ácido sulfúrico e outros tubos de ensaios e uma terceira pipeta ambos limpos e identificados.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Observaram-se os fenômenos e os procurou interpretar por meio de reações químicas. Escrevendo todas as equações das reações realizadas na prática comparou-se a reatividade apresentada entre os metais observando a localização dos mesmos ao longo da tabela periódica. Chegando aos seguintes resultados:
4.1 O pequeno pedaço que foi posto na placa de petri, com água destilada, reagiu violenta e rapidamente, devido a sua alta reatividade e explosividade. Quando colocado em água contendo fenolftaleína, um pedaço de sódio caminha rapidamente, “empurrado” pelo hidrogênio (H2) liberado, deixando um rastro rosa devido ao NaOH produzido. Por ter adicionado as gotas de fenolftaleína a solução restante na placa de petri ficou rosa, indicando a formação de uma base: 
A reação 2 Na(s) + 2 H2O(l) → NaOH(aq)+H2(g) Hidróxido de sódio e hidrogênio.
4.2 ao ter colocado o Magnésio na água destilada com fenolftaleína liberou-se o gás hidrogênio presente na água, ficando rosa, indicando a formação de uma base, o hidróxido de magnésio.
Mg( s ) + 2H2O( l ) → Mg(OH)2(aq) + H2( g) 
 O magnésio reage com o oxigênio e forma o óxido, os metais da família 1A e 2A, os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam hidróxido. 
O comportamento os dois metais utilizados nos experimentos anteriores não são iguais devido à posição na tabela periódica. O Sódio (Na) é um elemento do grupo alcalino. Já o Magnésio (Mg) pertence ao grupo dos metais alcalinos terrosos. O primeiro reage ligeiramente com água, enquanto o segundo reage lentamente.
4.3 abaixo anotações descrevendo a reação dos ácidos clorídrico, Nítrico e Sulfúrico com os metais usados no experimento e suas equações balanceadas:[3: O ácido nítrico é considerado um ácido forte, sendo também bastante corrosivo e flexível, pois ele funciona com metais e não-metais na reação, substancias oxidante, e com metais nobres e não-nobres]
ZINCO:
Ao colocar Zinco (Zn) no ácido clorídrico obteve uma reação lenta liberando hidrogênio em forma de gás: 2HCl (aq) + Zn(s) → ZnCl2 (aq) + H2(g).
Em meio ao Ácido Nítrico liberaram-se gases consistindo em dióxido de azoto e hidrogênio molecular que resultam, respectivamente, da redução do íon nitrato (NO3) e da redução do íon H+, pelo zinco metálico que, por sua vez, oxida-se a íon Zn2+, ficando em solução com íon sulfato. 
2 Zn + 4HNO3 → Zn(NO3)2 + H2O + 2NO
Quando se adiciona o zinco a uma pequena quantidade de ácido sulfúrico, verifica-se imediatamente a libertação intensa de um gás. O gás libertado é o hidrogênio molecular que resulta da redução do íon H+, pelo zinco metálico que, por sua vez, oxida-se a Zn2+, ficando em solução com íon sulfato. A reação ocorreu lentamente
 Zn + H2 SO4 →ZnSO4 + H2
ALUMÍNIO 
 O Alumínio (Al) apresentou uma reação rápida, no ácido clorídrico (HCl) também liberando hidrogênio. Reação:6 HCl(aq)+ 2 Al(s) → 2 AlCl (aq) + 3 H2(g) 
Conforme a literatura química o Alumínio reagiria com os outros ácidos conforme sua concentração como segue abaixo:
Alumínio e ácido sulfúrico concentrado:
 Al + 2HNO3→Al (NO3)2 + H2
 Alumínio e ácido Nítrico concentrado:
 Al + 2HSO4 → Al (SO4)2 + H2
CHUMBO
 Reage com o ácido clorídrico e apresenta uma reação rápida, liberando hidrogênio Pb(s)+ 2 HCl(aq) → 2 PbCl2(aq) + H2(g).
 Ao colocar o chumbo no ácido nítrico, houve uma exoneração do hidrogênio na reação, e rápida, havendo inclusive um grande aquecimento. 
Pb (s)+ 2 HNO3(aq) → Pb(NO)2(s) + H2(g) 
Ao adicionar o chumbo na solução de ácido sulfúrico houve uma mistura exotérmica, reagiu rapidamente e liberou hidrogênio em forma de fumaça, um pequeno aquecimento e mudança de coloração ficando branca que é o sal produzido PbSO4 na reação, diminuindo assim, o volume do chumbo. 
Pb (s)+ 2 HSO4(aq) → PbSO4 + H2 .
FERRO:
Quando colocado as aparas de ferro (Fe) no ácido clorídrico, Após alguns segundos reagiu liberando hidrogênio: 2 HCl(aq)+ Fe(s) → FeCl2(aq) + H2(g) . Nessa reação o ferro substitui o Hidrogênio do ácido formando Cloreto de ferro II (FeCl2). 
Colocando as aparas de ferro no tubo com ácido nítrico houve uma rápida e grande liberação de gás hidrogênio e um aquecimento. temos a seguinte equação abaixo:
2 HNO3(aq) + Fe(s) →Fe(NO)3(aq) + H2(g)
 Ao ácido sulfúrico não teve reação tão rápida quanto o chumbo, mas reagiu e também e liberou hidrogênio. H2SO4(aq) + Fe(s) → FeSO4 (aq) + H2(g)..
COBRE 
 Não esboçou nenhuma reação, mudança de comportamento ou estado com o ácido clorídrico (HCl), Pois essa reação não é igual à maioria das reações de metais com ácidos, porque o cobre é menos reativo que o hidrogênio (ou seja, está à direita do H na fila de reatividade), e, portanto, não pode deslocar o H de seus compostos. Geralmente, a reação de um metal com um ácido forma um sal e libera gás hidrogênio (H2), o que não aconteceu com o cobre: Cu(s) +HCl(l). 
Com o ácido nítrico houve um exemplo de reação de oxido redução, em que uma espécie química (no caso o cobre metálico, Cu) sofre oxidação ( perde elétrons) enquanto a outra (no caso o ácido nítrico, HNO3) sofre redução (ganha elétrons). Todas as reações de metais com ácidos são reações de oxido redução: 
3Cu(s) + 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
Nesta reação, ao invés de ser liberado o gás hidrogênio, é liberado o gás monóxido de nitrogênio (óxido nítrico), NO. A cor azul-esverdeada da solução é devido à presença de íons Cu(+2) gerados na reação. 
O NO2 é um gás corrosivo, irritante e muito tóxico, por isso o experimento foi realizado dentro da capela com o exaustor ligado. 
6. CONCLUSÃO
O que foi abordado em aula teórica foi provado em aula prática. Percebeu-se que a reatividade de um metal depende de diversos fatores, um dos quais é a facilidade dos átomos do metal em perder elétrons formando cátions. Todos os outros fatores existindo em igualdade. A reatividade do metal é maior quanto menor for sua facilidade na remoção de elétrons
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
http://www.mspc.eng.br/quim1/quim1_011.asp/acessado em 2 de dezembro de 2012
http://www.mspc.eng.br/quim1/quim1_011.asp/acessado em 04 de Dezembro de 2012
8. ANEXO
 8.2 QUESTIONÁRIO
1-porque o sódio é guardado em querosene?
É um elemento bastante reativo, nunca encontrado livre na natureza. É um metal macio, brilhante que, em contato com a água, o decompõe com a formação de hidróxido e liberação de hidrogênio em uma violenta reação. Sódio metálico deve ser conservado em atmosfera inerte ou imerso em um líquido protetor como querosene. É considerado venenoso e reage violentamente com a água conforme já comentado. Se pulverizado, inflama-se espontaneamente em contato com o oxigênio do ar.
2- porque imediatamente após o corte o sódio escurece a superfície exposta?
Isso ocorre devido à alta reatividade do sódio em presença do oxigênio do ar (O2), formando uma camada protetora com o óxido (NaO2) sobre a superfície do metal.