diferenciação de ácidos oxidantes e não oxidantes

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UNIVERSIDADE DE CAXIAS DO SUL
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA
CURSO DE QUÍMICA INDUSTRIAL
QUÍMICA INORGÂNICA I
DIFERENCIAÇÃO DE ÁCIDOS OXIDANTES E NÃO-OXIDANTES
WILLIAM PASSAIA
CAXIAS DO SUL
16 DE NOVEMBRO DE 2015
INTRODUÇÃO
Para a prática cinco da aula de química inorgânica, o assunto abordado foram os ácidos oxidantes e não oxidantes. Por meio de vários experimentos foi possível ver as reações acontecendo em ácidos oxidantes com certos metais, em algumas até ocorreu uma reação bem intensa e em outras práticas percebemos que nada ocorreu. 
A reação de oxidação ocorre quando um dos elementos perde elétrons, ou seja, se oxida e outro elemento ganha estes elétrons, no caso, se reduz. Muitas vezes esta reação é bem energética, como a reação de manganês com ácido sulfúrico, que será explicada no decorrer deste relatório.
 
OBJETIVO
O objetivo desta aula é mostrar ao aluno que muitos ácidos acabam não reagindo com certos elementos e outros reagem intensamente, teoricamente a reação ocorre quando o seu potencial é maior que zero. Na prática é possível enxergar quando ocorre uma reação de oxirredução, seja por meio da mudança de cor, da liberação de gás ou da formação de um precipitado.
Análise da prática
Para a primeira prática foram separados três tubos de ensaio e colocados dois ml de ácido clorídrico 6 mol. L-1 em cada um deles. 
	No primeiro tubo foi adicionado um pedaço de cobre metálico, e não ocorreu reação alguma. A explicação se dá pelo potencial da reação, que neste caso fica negativo (-0,34), assim a mesma só ocorreria se fosse fornecida energia. 
	No segundo tubo foi inserido um pedaço de zinco, neste caso a reação do zinco ocorreu com liberação do gás hidrogênio (H2), a explicação se dá pelo fato de o potencial da reação ser positivo (+0,76) e o H2 atua como agente oxidante pois faz com que o Zinco se oxide. Segue reação balanceada: 
	ZN + HCl = ZNCl2 + H2
	No terceiro tubo foi colocado um pedaço de magnésio, e foi observada uma reação bastante intensa com liberação de gás H2. A reação ocorre espontaneamente pelo fato de o potencial da mesma, ser positivo (+2,37), e ocorre mais rápida do que a do Zinco por ter um potencial de redução maior. Segue reação balanceada: 
	Mg + HCl = MgCl2 + H2
Para a segunda prática da noite foram reservados dois tubos de ensaio e dois pregos que foram polidos. Em um dos tubos foi adicionado cinco ml de ácido sulfúrico 20% e no outro cinco ml de ácido sulfúrico concentrado. Colocamos cada prego polido em um tubo de ensaio e foi possível observar que uma reação estava ocorrendo. Deixamos os tubos reservados por cerca de trinta minutos e depois fomos analisar o que havia acontecido. O tubo com ácido sulfúrico concentrado havia estabilizado e o prego tinha ficado acinzentado escuro, cor de grafite. O tubo que continha o ácido 20% continuava a liberar gás aos poucos, mas também mais tarde iria estabilizar. Esta reação forma sulfato de ferro III e liberação de gás hidrogênio. O potencial da reação é (+0,44), assim explicando o fato de a reação ter ocorrido. Segue equação balanceada: 
Fe + H2SO4 = Fe2(So4)3 + H2
No terceiro experimento, adicionamos 2 ml de ácido nítrico concentrado em 3 ml de água e agitamos para misturar bem. Adicionamos um pedaço de cobre e foi possível observar o início de uma reação, pois desprendeu gás e a coloração da solução foi se tornando azul. Em menos de cinco minutos todo o cobre metálico havia se diluído e a coloração da solução havia ficado um azul mais escuro. Nesta reação formou-se Nitrato de cobre II, óxido nítrico e água. O potencial desta reação é 0,5981V. O cobre se oxida e o nitrogênio se reduz. Segue equação balanceada: 
3 Cu + 8 HNO3 = 3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
No quarto e último experimento, usamos três copos de Becker, um de um litro, outro de 500 ml e outro de 150ml, para montar um sistema e poder acompanhar a reação ocorrendo. No copo de Becker de um litro colocamos água até ficar com cerca de um centímetro do fundo do copo e medimos o PH desta com o papel indicador universal, o PH dela era 5. No Becker de 150 ml inserimos 10 ml de ácido nítrico concentrado e este copo colocamos dentro do Becker de um litro. Foram colocados alguns pedaços de cobre metálico dentro do copo e fechamos o sistema com o Becker de 500 ml com a boca virada para baixo. A atmosfera entre os copos menores foi ficando com um verde cada vez mais intenso, isso ocorreu, porque o cobre metálico foi sendo diluído e foi formando nitrato de cobre (verde). Ao perceber que o cobre metálico já não existia, retiramos o copo médio e adicionamos água a solução, a mesma ficou azul (cor característica de cobre não metálico). A água que estava no Becker maior ficou com PH = 1, isso se explica pois na reação que ocorreu formando nitrato de cobre foi liberado cátions H+ que em contato com a água a torna cada vez mais ácida formando hidrônio. O potencial da reação é de 0,5981V. Segue equações balanceadas: 
Reação que ocorreu na água: 
H2O + H+ → H3O+
Reação que ocorre entre o cobre e o ácido nítrico concentrado:
3 Cu + 8 HNO3 = 3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Reação que ocorre ao adicionar água na solução
Cu (NO3)2+6H2O⟶Cu (H2O)2+6 + 2NO−3
CONCLUSÃO
Está prática foi de grande importância ao aluno, para conseguir acompanhar as reações ocorrendo e posteriormente entender o motivo de elas terem ocorrido. Após o término da prática o aluno precisou pesquisar em suas anotações do semestre ou em outros meios de pesquisa com o objetivo de explicar o motivo para as reações terem ocorrido, como ocorreram e porque ocorreram, assim aumentando consideravelmente o seu conhecimento. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Equação de equilíbrio químico. Disponível em: < http://pt.webqc.org/balance.php?reaction=ZN+%2B+HCl+%3D+ZNCl2+%2B+H2Acesso em: 15 nov. 2015.
Equação de equilíbrio químico. Disponível em: <http://pt.webqc.org/balance.php?reaction=MG+%2B+HCl+%3D+MGCl2+%2B+H2>. Acesso em: 15 nov. 2015.
Relatório de reação com os metais. Disponível em: < http://pt.slideshare.net/jamaralgeo/relatrio-1-reaes-com-metais>. Acesso em: 15 nov. 2015.
Tabela de potenciais-padrão de redução. Disponível em: < http://www.colegioweb.com.br/eletroquimica-i-pilhas/tabela-de-potenciais-padrao-de-reducao.html>. Acesso em: 15 nov. 2015.