Relatório 10 Atividades químicas dos metais

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Universidade Estadual De Ponta Grossa
Setor de Ciências Exatas e Naturais
Departamento de Química
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ATIVIDADES QUÍMICAS DOS METAIS 
Ponta Grossa
2015
Guilherme De San Martin Munhoz R.A 15160621
Luanna Di Mario Rocha R.A 15006821
Mayra Alves Donato: R.A 15148521
Monica Almeida Marques: R.A 15288721
Murilo Ruan Pereira: R.A 15007121
	
ATIVIDADES QUÍMICAS DOS METAIS
Relatório apresentado ao professor Éder Souza para a obtenção de nota parcial na disciplina de química, no curso de Engenharia civil.
Ponta Grossa
2015
INTRODUÇÃO
Os metais em nossa civilização estão sendo usados por mais de dez mil anos visto que, são utilizados como ligas apresentado características próprias, se dividindo em ligas ferrosas como o aço, que tem como metal base o ferro, incluindo também metais do grupo D de alta resistência e anticorrosivo; por outro lado existem as ligas não ferrosas que tem como base outros metais (latão e bronze baseados no cobre).1
	Um metal pode ser idealizado como sendo uma grande quantidade de cátions mantida por uma grande quantidade de elétrons, ao passo que, esta ideia explica muito acerca das suas propriedades físicas que atribuem certas capacidades e características periódicas dos metais, como a movimentação dos elétrons da última camada que explica a ductilidade, brilho, condutividade elétrica e maleabilidade de um metal.1
1= ATKINS, Peter e JONES, Loretta; Princípios de química, 5ª edição, Ed. Bookman, Cap.6 pag.205-206.
	Os metais apresentam diversas propriedades, porém a reatividade química é uma das mais importantes, porque arbitra as interações de um dado metal com outros elementos. A reatividade química possui uma intrínseca relação com a eletronegatividade (capacidade do átomo em receber elétrons para formar íon negativo) e a eletropositividade (capacidade do átomo em perder elétrons), atribuindo a reatividade química o conceito da tendência que um átomo possui de atrair ou perder elétrons. Esta propriedade é de extrema importância, porque ela proporciona a formação de novos compostos e fenômenos únicos pelo simples ato da perca ou ganho de elétrons.
	A reatividade química ou atividade dos metais decresce da esquerda para a direita ao longo da tabela periódica como mostrado na figura abaixo:
Disponível em: <http://clube-ciencia.blogspot.com.br/2011/09/reatividade-dos-metais.html> acesso em 02 dez 2015.
	O hidrogênio (não metal), destacado funciona como um divisor determinante da ordem de reatividade, de modo que de acordo com a imagem acima os metais mais nobres que estão à direita do hidrogênio, só reagirão com substâncias ácidas, diferentemente, dos elementos situados à esquerda do hidrogênio que apresentam menor nobreza e reagem tanto com substâncias ácidas quanto básicas.
	
A reatividade química possui certas especificidades quando ocorre reação com as diferentes famílias de metais da tabela periódica dividindo-se em:
Metais alcalinos: possuem alta reatividade com não-metais e com muitos outros compostos. Por exemplo, o sódio que é um metal mole e prateado inflama em presença do cloro em forma gasosa, um não metal esverdeado:
2 Na(s)+Cl2(g)	2NaCl(s)
Em uma outra reação do sódio com a água, ocorre liberação de calor e aumento da temperatura, pois o gás hidrogênio formado na reação é inflamado pelo calor da reação, podendo ocorrer ocasionais explosões se um grande pedaço de sódio for colocado em água. Os íons OH- e Na+ originados desta reação continua em solução aquosa.
2Na(s)+2H2O H2(g)+2Na+(aq)+2OH-(aq)
Disponível em: <https://www.google.com.br/search?q=explos%C3%A3o+do+s%C3%B3dio+na+%C3%A1gua&biw=1242&bih=585&source=lnms&tbm=isch&sa=X&ved=0ahUKEwj8qqvRnb3JAhVGG5AKHYSLBesQ_AUICCgD#tbm=isch&q=explos%C3%A3o+do+s%C3%B3dio+na+%C3%A1gua+com+fenolfetalina&imgrc=SE6nZ8piIwQHTM%3A> acesso em 02 dez 2015.
Metais alcalinos-terrosos: os metais desta família apresentam uma reatividade menor do que os metais da família anterior, com exceção do Be e Mg, como por exemplo:
Ca(s)+Cl2(s)CaCl2(s)
Ca(s)+2H2O H2O(g)+Ca2+(aq)+2OH-(aq)
Outros metais: os outros metais em questão mais a direita da tabela periódica, portanto, são menos reativos e apresentam menor reatividade com não-metais, assim como o cloro. Os outros metais englobam os metais de transição e pós-transição da tabela periódica, que são menos reativos que os alcalinos e os alcalinos-terrosos, como por exemplo a reação do ferro com a água:
Fe(s)+2H2O Fe(OH)2(s)+H2(g)
Visto que a maioria das reaçoes acima representadas são exotérmicas, ou seja, há liberação de energia em forma de calor.2
2 -A partir de OS METAIS APRESENTAM....
RUSSELL, John B. Química geral, 2ª edição vol.1, ed. Pearson Makron Books; cap.7 pag.322-327.
A reatividade dos metais permite ordená-los em uma série chamada série eletromotriz, série eletroquímica ou série da atividade dependendo da sua finalidade de uso, como por exemplo a série eletroquímica que coloca os metais em ordem decrescente de reatividade. 
Quanto maior a nobreza do elemento, menor será sua reatividade e vice-versa. Os metais nobres possuem esse nome devido sua falta de reatividade química, ou seja, eles não são atacados por substâncias químicas facilmente.
 
 OBJETIVOS
Visualizar a ocorrência de reações com ou sem a transferência de elétrons;
Escrever as equações relativas às reações de deslocamento (com transferência de elétrons) e as reações de dupla troca (sem a transferência de elétrons);
Executar reações de deslocamento com metais;
Aplicar a tabela da fila de reatividade dos metais para prever as reações de deslocamento.	
MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
Ferro metálico (pregos de ferro);
Cobre metálico (placas de cobre);
Zinco metálico (aparas de zinco);
Magnésio metálico (fitas de magnésio);
Sódio metálico (pasta)
Água destilada;
Ácido clorídrico concentrado;
Ácido nítrico;
Sulfato de cobre;
Sulfato de zinco;
Solução de fenolftaleína;
Tubos de ensaio;
Estante para tubos de ensaio;
Lixa;
Espátula;
Cuba de vidro;
Pipeta.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
 4.1 Reações de metais com água
	Lixou-se pedaços de cobre e um prego de ferro até que eles ficassem brilhantes;
	Colocou-se os pedaços de cobre, o prego de ferro, uma apara de zinco e uma fita de magnésio, cada um em um tubo de ensaio, e em seguida adicionou-se água destilada até cobrir a superfície de cada metal.
	Observou-se e anotou-se os resultados.
4.2 Reação de sódio metálico em água
	Encheu-se uma cuba até sua metade com água, com o auxilio de uma espátula colocou-se um pequeno pedaço de sódio metálico na cuba e observou-se o que ocorreu.
Em seguida, adicionou-se algumas gotas de fenolftaleína à solução, observou-se o ocorrido e anotou-se os resultados.
4.3 Reações de metais com ácido clorídrico
	Lixou-se outros pedaços de cobre e outro prego de ferro até ficarem brilhantes e colocou-se eles e uma apara de zinco e uma fita de magnésio em tubos de ensaio distintos.
	Adicionou-se em cada tubo ácido clorídrico até que cobrisse os metais e observou-se as reações ocorridas anotando-se os resultados e comparando-os.
4.4 Deslocamento de um metal por outro
	Adicionou-se zinco em pó em um tubo de ensaio com sulfato de cobre, agitou-se o tubo e observou-se o ocorrido. Em seguida, adicionou-se aparas de zinco em um tubo de ensaio com sulfato de cobre, agitou-se o tubo, observou-se a reação e comparou-se com o ocorrido com o zinco em pó.
	Colocou-se um prego de ferro previamente lixado num tubo de ensaio e em seguida adicionou-se sulfato de cobre no tubo, agitou-se o tubo e anotou-se as transformações observadas.
	Em um quarto tubo, colocou-se sulfato de zinco, adicionou-se aparas de cobre e agitou-se o tubo. Observou-se o ocorrido e comparou-se com o ocorrido no tubo com sulfato de cobre e aparas de zinco.
	Por último, colocou-se sulfatode cobre em um tubo de ensaio e adicionou-se algumas aparas de magnésio. Agitou-se o tubo e observou-se as mudanças ocorridas.
4.5 Reação do ácido nítrico com o cobre
	Colocou-se em um tubo de ensaio ácido nítrico, em seguida adicionou-se algumas placas de cobre à solução e agitou-a. Observou-se e anotou-se a reação ocorrida.
DISCUSSÕES
Reações de metais com água
	A oxidação consiste no processo em que dois átomos de hidrogênio, um de cada molécula (H2O), recebem elétrons e se transformam em gás hidrogênio (H2). O restante da molécula de água forma íons OH-. Dessa forma temos as seguintes reações:
Cobre e água: CU(s) +  H2O(l) → não ocorre reação
	Por ser um metal nobre que tem sua reatividade menor que a do próprio H, o cobre não reage com a água.
Ferro e água: Fe3+(s) + H2O(l) → Fe(OH)2+(s) + H+(g)
	Formando Fe(OH)2 (hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II) que em meio não areado, transforma-se em Fe3O4 de cor preta esverdeada. 
3 Fe(s) + 4 H2O(l)→ Fe3O4(s) + 4 H2(g)
Como resultado, sem haver íons Fe2+ em solução para atingir o equilíbrio, tem-se o produto 2Fe(OH)3 (hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III), a popular ferrugem, podendo também ser escrito como Fe2O3H2O de cor castanho-alaranjado.
Zinco e água: Zn(s) + H2O(l)→ ZnO(s) + H2(g)
	A reação formou óxido de zinco que é muito pouco solúvel em água, liberando apenas H2. Por essa característica o óxido de zinco é usado como impermeabilizante do ferro. Pois mesmo no caso de a superfície do zinco ser arranhada e o ferro exposto ao ar e à umidade o ferro permanecerá na forma de metal.
	O zinco transforma-se em íons de zinco positivos. Os elétrons que saem dessa transformação passam para o ferro e assim, o ferro fica carregado negativamente, dificultando a sua oxidação.
Magnésio e água: Mg(s) + H2O(l)→ MgO(s) + H2(g)
	O magnésio é um elemento altamente reativo em água, o que faz com que a reação forme o óxido de magnésio e libere H2. 
	O óxido de magnésio é usado na proteção dos cascos de navios onde são colocados blocos de magnésio metálico, que fazem o mesmo papel do zinco. O magnésio em contato com a água do mar sofre oxidação e liberta elétrons que protegem o aço. 
Reação de sódio metálico e água
2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g)
	O sódio reage com água produzindo hidróxido de sódio e gás hidrogênio, fazendo com que a água se torne básica. Esta é uma reação exotérmica, pode ocorrer à queima do hidrogênio, com o oxigênio do ar, favorecida pelo calor produzido na reação do sódio.
O2(g) + 2 H2(g) → 2 H2O(l)
	Como foi adicionado o indicador ácido-base fenolftaleína, foi visto o aparecimento da coloração rosa que indica quando o pH do líquido torna-se alcalino (acima de 8,2 para a fenolftaleína).
Reação de metais com ácido clorídrico 
	Existe uma fila eletroquímica que é uma lista em ordem crescente de reatividade química de diversas espécies químicas, organizada com base nos potenciais padrões de redução, que lista ordenadamente de acordo com uma tendência crescente a se oxidarem. No caso específico dos metais, no topo da lista estão os metais com menor tendência a se oxidar e na parte inferior os com maior tendência a se oxidar. 
Ouro 
Platina 
Prata
Mercúrio
Cobre
Hidrogênio
Chumbo
Estanho
Níquel
Cobalto
Ferro
Cromo
Zinco
Manganês
Alumínio
Magnésio
Sódio
Cálcio 
Potássio
	Por conta disto diferenças marcantes foram observadas nas reações ocorridas.
Ácido clorídrico e cobre: Cu(s) + HCl(aq) → não ocorre reação 
	Não há reação, pois os metais nobres aqueles que estão situados acima do hidrogênio na fila de reatividade, não reagem de maneira espontânea ao serem colocados em contato com soluções ácidas. De maneira que o cobre não reage com íons H+ por ter um potencial de redução maior, de +0,34 V contra 0,0 V do ácido clorídrico.
	Porém foi observada uma coloração no tubo de ensaio que ocorre devido a formação do íon complexo CuCl42-(aq) resultante da reação do ácido com o fino filme de óxido que recobre o cobre.
Ácido clorídrico e ferro: Fe(s) + 2 HCl(l) → FeCl2(aq) + 2 H2(g)
	O ferro reage lentamente com o ácido clorídrico, pois esse interfere na velocidade da reação e por conta disto somente depois de certo tempo é que algumas bolhas de hidrogênio se tornam visíveis, juntamente com a coloração amarela decorrente da formação do íon Fe3+. 
Ácido clorídrico e zinco: Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
	Pela fila de reatividade dos metais, o zinco, é mais reativo que o hidrogênio e isso explica porque ao mergulharmos a lâmina de zinco no ácido clorídrico, ele formará o gás hidrogênio de forma mais rápida que o ferro. Foi observada a liberação de calor, caracterizando uma reação exotérmica. 
Ácido clorídrico e magnésio: Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
	Com uma reatividade ainda maior que os demais metais testados, nesta reação foi observada a total oxidação da apara de magnésio, em curto período de tempo. Ocorreu ainda a liberação de calor e gás hidrogênio, sobrando no final uma solução aquosa de cloreto de magnésio. 
Deslocamento de um metal por outro 
Sulfato de cobre e zinco em pó: Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
	Nesta reação foi observado com o passar do tempo que pó de zinco decantou e foi adquirindo uma coloração avermelhada, enquanto que a solução de sulfato de cobre antes azul passou a ficar incolor. Essas ocorrências aconteceram devido à reação de simples troca que houve entre o cobre e o sulfato. A cor azulada da solução de sulfato de cobre se devia a presença dos íons Cu2+ e, como estes foram deslocados ocorreu à formação da solução de sulfato de zinco, tornando a solução incolor. O depósito sobre a lâmina é o cobre metálico que foi formado.
Sulfato de cobre e apara de zinco: Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
	No experimento usando apara de zinco as mesmas reações foram observadas, porém de maneira mais lenta. A apara de zinco sofreu um escurecimento e ao sacudir o recipiente, pedaços marrons se soltam do zinco metálico, que é prateado. O líquido do recipiente continua azulado devido ao cobre em suspensão na água. 
	O zinco está acima do cobre na fila de reatividade de metais, portanto o zinco tem maior tendência de ceder elétrons que o cobre, ou seja, o zinco reduz o cobre. O cobre então é deslocado para fora do sal, ficando na forma de cobre metálico, enquanto o zinco liga-se ao ânion sulfato, formando o sulfato de zinco.
Sulfato de cobre e ferro: CuSO4(aq) + Fe(s) → FeSO4(aq) + Cu(s)
	Observou-se que o prego utilizado no experimento foi adquirindo uma cor avermelhada e ao sacudir o tubo de ensaio essa capa avermelhada caia e outra era formada logo em seguida.
	Essa reação ocorre porque o ferro é mais eletropositivo que o cobre, portanto desloca o cobre do sulfato de cobre, tomando o seu lugar e formando sulfato de ferro e o cobre metálico formado deposita-se na superfície do prego. A solução, a princípio, vai se tornando esverdeada, devido ao sulfato ferroso, que tem esta cor, mas depois de algum tempo, torna-se amarelada, pois o sulfato ferroso se oxida a sulfato férrico, que é amarelo. A oxidação é causada pelo oxigênio do ar. Na experiência feita não foi possível observar a cor amarelada, pois as observações foram feitas em curto período de tempo.
Sulfato de cobre e magnésio: CuSO4(aq) + Mg(s) → MgSO4(aq) + Cu(s)
	Neste experimento observou-se o escurecimento da apara de magnésio com a liberação de bolhas e ainda uma deposição no fundo do tubo.
	As bolhas observadas não se tratam de liberação de gás, mas caracterizam a ocorrência de uma reação com deslocamento de moléculas. A deposição formada no fundo do tubo se trata do cobre que se dissocia do sulfato, sendo formado assim o sulfato de magnésio e comprovando a sua oxirredução. A tendência do tubo era que a solução se tornasse incolor, o cobre fosse todo depositado no fundo e que a apara de magnésio se tronasse azulada.
Sulfato de zinco e cobre: Cu(s) + ZnSO4(aq) → não ocorre reação
	Não foi observada nenhuma mudança, pois por ser menos reativo, o cobre nãodesloca o zinco da solução.
Reação de ácido nítrico com o cobre
3Cu(s)  +  8HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq)  +  4H2O  +  2 NO
2 NO(g) (gás incolor)  +  O2(g) → 2 NO2(g)  (gás castanho)
	No experimento feito na capela observou-se que após o contato do ácido nítrico ao cobre ocorreu uma imediata liberação de gases de cor castanha amarelada que borbulhavam numa solução de cor verde lima. Isso se deve porque, o ácido nítrico reage com o cobre, originando novas substâncias, uma delas é o óxido de azoto (extremamente nocivo), e a outra constitui o nitrato de cobre que fica em solução, e a mistura destas substâncias novas formadas é o que dá a cor verde lima da solução final. O óxido de azoto em contato com oxigênio forma o óxido nítrico que é o gás castanho observado e que também é muito tóxico.
CONCLUSÃO 
	A partir dos experimentos feitos em laboratório, concluímos que dos metais testados a ordem de reatividade se dá da seguinte forma: magnésio>zinco>ferro>cobre. Por meio de toda a pesquisa feita acima dos experimentos podemos concluir ainda que cada metal terá o seu grau de reatividade característico, podendo ou não formar novos compostos pelo ato da perda ou ganho de elétrons. O experimento é dito satisfatório, pois de forma simples nos mostrou claramente essa diferença de reatividade dos metais. 
	
REFERÊNCIAS
ALMEIDA, Ricardo. Entenda a Oxidação do Ferro. Especial Folha de São Paulo. Disponível em: <http://vestibular.uol.com.br/ultnot/resumos/ult2767u27.jhtm>. Acesso em: 02 dez. 2015.
Deterioração de materiais. Disponível em: <http://www.foz.unioeste.br/~lamat/downmateriais/materiaiscap9.pdf>. Acesso em: 02 dez. 2015.
Geochemistry DM Sherman, University of Bristol. Aqueous Solutions Acid-Base and Solubility Equilibria. Disponível em: <http://mineral.gly.bris.ac.uk/geochemistry/pdflectures/AqueousSolutions.pdf>. Acesso em: 02 dez. 2015.
HOLZIE, Luís Roberto Brudna. Reação de sódio e água. Disponível em: <http://www.tabelaperiodica.org/reacao-de-sodio-em-agua/>. Acesso em: 02 dez. 2015.
FOGAÇA, Jennifer. Reatividade dos Metais. Disponível em: <http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm>. Acesso em: 02 dez. 2015.
MATHEUS, Felipe. Reação do cobre com ácido nítrico. Disponível em: <http://projetoseeduc.cecierj.edu.br/eja/recurso-multimidia-professor/quimica/novaeja/m2u12/Reacao%20do%20Cobre%20com%20o%20acido%20nItrico.pdf>. Acesso em: 02 dez. 2015.