Relatório 10 Reatividade dos metais

Prévia do material em texto

1 
 
Universidade Federal do Rio de Janeiro – UFRJ 
Centro Tecnológico – CT 
Instituto de Química - IQ 
Curso: Bacharel em Química 2015/2 
Alunos: Andressa Carvalho e Mariana Gomes 
Professor: Roberto Salgado Amado 
Disciplina: Química Geral Experimental II 
Data do experimento: 19 de janeiro de 2016 
 
REATIVIDADE DOS METAIS 
 
1. Introdução 
 
Para que qualquer reação ocorra é necessário satisfazer determinadas condições. 
Uma delas é que deve haver afinidade química entre os reagentes, isto é, eles devem 
interagir de modo a possibilitar a formação de novas substâncias.No caso das reações de 
oxirredução, esta afinidade significa dizer que um dos reagentes tem a tendência de 
ganhar elétrons e o outro a perder elétrons. Essa tendência corresponde à reatividade dos 
elementos químicos envolvidos. ¹ 
 
A série eletroquímica de metais também é conhecida como “escala de nobreza” 
ou de “fila de reatividade química”. Nesta os elementos estão em ordem decrescente de 
reatividade, ou seja, cada elemento é mais reativo do que os vêm depois dele e em 
ordem crescente de nobreza, ou seja, cada elemento é menos nobre do que os que vêm 
depois dele. Esta fila de reatividade pode ser observada na figura abaixo: 
 
Com isso, pode-se observar que existem metais mais reativos que outros. A 
reatividade dos metais está ligada àeletropositividade, isto é, a tendência que o metal 
possui de perder elétrons. Quanto mais reativo for o metal, maior será sua 
eletropositividade, ou seja, menos nobre ele é.² E quanto mais nobre for o metal, menor 
sua reatividade. Os metais nobres recebem este nome pois tem baixa reatividade, logo 
estes têm mais dificuldade de sofrer “ataques” químicos de outras substâncias. 
Quando dois metais estão próximos, cria-se uma diferença de potencial entre 
eles que gera a condução de corrente elétrica. Um desses materiais terá maior facilidade 
de receber os elétrons livres do outro metal. Essa facilidade de receber elétrons gera o 
potencial de redução do metal. Portanto, quanto maior o potencial de redução, maior 
será a avidez por elétrons.¹ 
 
2 
 
A fila de reatividade é basicamente a tabela de potenciais normais de 
oxirredução. Pode-se calcular a força eletromotriz (FEM) ou voltagem dessas reações 
utilizando esta tabela, através da fórmula: 
ΔE0 = E0red(catodo) - E
0
 red (ânodo) 
 
2. Objetivo 
 
Estudar o conceito de reatividade química e estabelecer a ordem de reatividade 
entre alguns metais por suas forças relativas como agentes redutores. 
 
3. Procedimentos Experimentais 
 
 3.1. Materiais e Reagentes 
 
Os seguintes equipamentos e vidrarias disponíveis no laboratório foram 
utilizados: 
 Béquer 
 Espátula 
 Estante de Tubo de Ensaio 
 Pipeta graduada 
 Placa de aquecimento 
 Vidro de Relógio 
 
As seguintes substâncias, disponíveis no laboratório, foram utilizadas: 
 Ácido Clorídrico 1,0 Mol. L-1 (HCl) 
 Ácido Clorídrico 10% (HCl) 
 Ácido Clorídrico concentrado (HCl) 
 Ácido Nítrico 1,0 Mol. L-1 (HNO3) 
 Ácido Nítrico concentrado (HNO3) 
 Ácido Sulfúrico 1,0 Mol. L-1 (H2SO4) 
 Ácido Sulfúrico 18 Mol. L-1 (H2SO4) 
 Água destilada 
 Alumínio Metálico 
 Chumbo Metálico 
 Cloreto de Mercúrio II 0,1 Mol. L-1 (HgCl2) 
 Cobre (Cu) 
 Ferro (Fe) 
 Ferro Metálico 
 Ferrocianeto de Potássio (K3[Fe(CN)6]) 
 Folha de Alumínio 
 Hidróxido de Sódio 6,0 Mol. L-1 (NaOH) 
 Magnésio (Mg) 
 Sulfato de Cobre (CuSO4) 
 Sulfato de Zinco (ZnSO4) 
 Tiocianato de Potássio (KSCN) 
3 
 
 Zinco (Zn) 
 Zinco Metálico 
 
 3.2 Parte Experimental 
 
Os experimentos foram divididos em duas partes, uma etapa foi realizada pelo 
professor e a outra pelos alunos. Na etapa feita pelos alunos foi realizado diversos 
experimentos a fim de observar e entender o que ocorre nas reações com a presença de 
metais. 
3.2.1. Parte feita pelo professor 
I. Reação em alumínio amalgamado 
Colocou-se quatro pedaços de folha de alumínio em um béquer de 100 mL, 
juntamente com uma fina camada de solução 0,1 Mol. L
-1 
de cloreto de mercúrio (II). 
Feito isso, colocou-se a solução em uma placa de aquecimento, agitando-a até a 
ebulição. Com o auxílio de uma pinça, retirou-se os pedaços de alumínio, colocando-os 
em um vidro de relógio e em seguida foi adicionado água destilada, sulfato de cobre, ar 
e nitrato de chumbo. Observou-se o resultado. 
 3.2.2 Parte feita pelos alunos 
I. Reações de Metais com ácidos 
Em 5 tubos de ensaio, adicionou-se 2,0 mL de HCl 10% com as seguintes aparas 
de metais: Magnésio, Alumínio, Zinco, Ferro e Cobre, respectivamente. Observou-se o 
resultado obtido em cada um dos casos. 
II. Reações de Metais com bases 
Colocou-se 2,0 mL de NaOH 6,0 Mol. L
-1
 em dois tubos de ensaio adicionando, 
em seguida, aparas de alumínio metálico em um tubo e aparas de zinco metálico em 
outro. Observou-se o resultado em ambos os casos. 
III. Reações entre metais 
Antes de dar início a prática foram feitos alguns cálculos, com o auxílio da 
tabela de potencial padrão de redução, para verificar qual reação seria espontânea. 
Portanto, após realizados os cálculos, foi feita a prática apenas dos quais a reação é 
espontânea. 
a) Colocou-se, em um tubo de ensaio, 2,0 mL de solução de sulfato de cobre e 
adicionou-se chumbo metálico. Após aguardar 5 minutos, agitou-se a 
solução e observou-se o resultado. 
b) Em outro tubo de ensaio, colocou-se 2,0 mL de solução de sulfato de cobre e 
adicionou-se zinco metálico. Após aguardar 5 minutos, agitou-se a solução e 
observou-se o resultado. 
c) Colocou-se, em um tubo de ensaio, 2,0 mL de solução de sulfato de zinco e 
adicionou-se chumbo metálico. Após aguardar 5 minutos, agitou-se a 
solução e observou-se o resultado. 
4 
 
IV. Reações em um metal e diferentes ácidos 
IV.1. Testar a ação dos diferentes ácidos sobre o ferro metálico. 
Foi colocado, em dois tubos de ensaio, 3 raspas de ferro metálico, junto com 2,0 
mL de ácido. Em seguida, querendo verificar a presença de Fe2+ ou Fe3+ nas soluções 
resultantes, foi adicionado algumas gotas ferricianeto de potássio e tiocianato de 
potássio, um em cada tubo. Este experimento foi realizado utilizando quatro ácidos de 
diferentes concentrações e cada ácido foi colocado em dois tubos: Ácido Clorídrico 
concentrado e 1,0 Mol. L
-1
; ácido sulfúrico concentrado e 1,0 Mol. L
-1
. Observou-se os 
resultados obtidos. 
IV.2. Testar a ação dos diferentes ácidos sobre o alumínio metálico. 
Foi colocado em 6 tubos de ensaio algumas folhas de alumínio e em cada um 
deles foi colocado 2,0 mL de ácidos com diferentes concentrações: Ácido Clorídrico 
concentrado e 1,0 Mol. L
-1
; ácido sulfúrico concentrado e 1,0 Mol. L
-1
; ácido nítrico 
concentrado e 1,0 Mol. L
-1
. Observou-se os resultados obtidos. 
4. Resultados e Discussão 
4.1.Experiencia realizada pelo professor 
4.1.1. Reação do Alumínio amalgamado 
Devido a película de óxido de alumínio presente sobre a superfície, o alumínio 
não sofre oxidação ao ar. Contudo, ao se colocar cloreto de mercúrio, o a película de 
óxido é permeiada e forma uma liga , liberando o mercúrio para amalgamar alumínio. 
Quando limpo, deixamos exposto o alumínio puro, sem sua camada. O Alumínio é 
extremamente reativo e facilmente oxidavél. Por isso, ao se adicionar: 
a. Água  o aluminio fica prateado e forma-se bolhas sob sua superfície. Isso é 
devido a reaçaõ que ocorre com a água formando hidróxido de alumío: 
2Al + 3H2O  2Al(OH)3 + 3H2 
b. Sulfato de cobre  o aluminio fica preto e é corroído. A reação que ocorre, 
é a seguinte:2Al + 3CuSO4 Al2(SO4)3 + 3Cu 
c. Nitrato de chumbo II  O alumínio fica preto, mas muito lentamente. A 
reação: 
2Al + Pb(NO3)2  2Al(NO3) + Pb 
d. Ar  O metal é atacado, formando bolhas. Isso é pq ele buscar formar 
novamente a película de óxido de alumínio, sendo a reação: 
4Al + 3O2  2 Al2O3 
 
4.2.Experiencia realizada pelos alunos 
4.2.1. Reações de metais com ácidos 
 
5 
 
Os metais chamados de não nobres, isto é, aqueles que aparecem na fila de 
reatividade dos metais à esquerda do H, reagem com substâncias de caráter ácido (vide 
fila de reação no item 1). Isso ocorre porque são mais reativos que o hidrogênio e, 
assim, deslocam o hidrogênio dos ácidos, formando o cátion H
+
 ou H3O
+
. 
Quando foi posto magnésio ao ácido clorídrio, houve liberação de gás 
hidrogênio e consumo do metal, havendo a seguinte reação: 
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
O mesmo aconteceu com o zinco e o ferro. Ambos liberaram gás hidrogênio e 
os metais foram consumidos. Entretanto, a solução que continha zinco ficou 
esbranquiçada e a solução que continha ferro ficou amarela. Indicando a presença dos 
íons de Fe
3+
 e Zn
2+
. Houveram foramações de cloreto de zinco e cloreto de ferro. 
Já o alumínio, apesar de ser um metal não-nobre e devido a reatividade com o ar, 
não reagiu tão rapidamente. Houve formação de bolhas sob a superfície do metal, mas 
essa foi toda a observação feita. O aluminio reage com ar e cria uma camada protetora 
de óxido de alumínio sob a superfície. Por isso não teve uma reatividade tão expressiva 
quanto os outro metais. Mas se não houvesse essa camada, a reação teria sido como as 
anteriores. É por isso que os ácidos não podem ser guardados em recipientes feitos 
desses metais mais reativos que o hidrogênio (como, por exemplo, um copo de 
alumínio). 
Contudo, os metais nobres, aqueles que estão situados à direita do hidrogênio na 
fila de reatividade (Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au), não reagem de maneira espontânea ao 
serem colocados em contato com soluções ácidas³. Por isso não houve reação ao se 
colocar cobre metálico com ácido. 
Cu + HCl → não há reação 
Quando foi aquecido, o cobre reagiu com o ácido formando bolhas e deixando a 
solução amarelada. Isso por que, quando aquecido, o ácido cloridrico rompe suas 
ligações e se torna uma solução mais iônica. Assim cria uma diferença de potenciais que 
faz com que o cobre reaja. 
 
4.2.2. Reações de metais com bases 
 
Quando colocamos os metais para reagirem com os ácidos, a grande maioria 
possui essa afinidade química e reage. No entanto, o mesmo não ocorre quando postos 
para reagir com bases e com a água. 
Os únicos metais que reagem com as bases são o alumínio (Al), o zinco (Zn), o 
chumbo (Pb) e o estanho (Sn). 
Abaixo encontra-se a reação entre a base hidróxido de sódio (NaOH) com o 
alumínio e com o zinco, feita em aula, respectivamente: 
2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + H2O → 2 NaAlO2(aq) + 3 H2(g) 
metal base aluminato de sódio gás hidrogênio 
 
Zn(s) + 2 NaOH(aq) → 2 Na2ZnO2(aq) + H2(g) 
 metal base zincato de sódio gás hidrogênio 
 
6 
 
Nos dois casos os produtos formados foram um sal e o gás hidrogênio. 
Portanto, quando os metais citados reagem com uma base forte, os produtos sempre 
serão sais incomuns e o gás hidrogênio.
4 
 
4.2.3. Reações entre metais 
 
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.
5 
Para que fosse realizada essa experiência, primeiro foram feitos calculos de 
diferença de potenciais para que se saiba se a reção é, ou não, espontânea. Os três 
metais utilizados. 
 
Tabela 1. Tabela de potenciais de redução dos metais trabalhados. 
Semirreação Potencial de redução (E
0
red) 
Cu
2+
 + 2e
- Cu +0,34 
Pb
2+
 + 2e
- Pb -0,13 
Zn
2+
 + 2e
- Zn -0,76 
 
Em seguida foram realizados cálculos para que evidenciassem a espontaneadade 
da reação. 
ΔE0 = E0red(catodo) - E
0
 red (ânodo) 
Sendo o resultado, 
ΔE0 > 0 , reação espontânea, e 
ΔE0 < 0 , reação não espontânea. 
 Apenas as reações espontâneas forma realizadas. 
I. Cu2+(aq) + Pb(s) 
Na reação do sulfato de cobre com o chumbo metálico (ΔE0 = 0,47 V), esperava-
se uma coloração preta se dispersar pela solução, indicando oxidação do metal. No 
entanto, apenas houve formação de bolhas sob o chumbo. A reação acontece, pois o 
chumbo é mais reativo que o cobre, deslocando-o e formando o sulfato plumboso. 
CuSO4 + Pb  PbSO4 + Cu 
 Provavelmente, a reação não saiu como o esperado devido a superfície de 
contato do chumbo. 
 
II. Cu2+(aq) + Zn(s) 
 
A reação do sulfato de cobre com o zinco metálico (ΔE0 = 1,1 V), é comprovada 
pela coloração preta que se dispersa na solução, indicando a oxidação do metal. A 
reaçãoocorre, pois o zinco é mais reativo que o cobre, deslocando-o e formando o 
sulfato de zinco. 
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu 
 
7 
 
III. Pb2+(aq) + Zn(s) 
 
Na reação do nitrato de chumbo com o zinco metálico (ΔE0 = 0,63 V) ocorreu a 
formação de bolhas e o zinco, antes com coloração metalica, ficou preto fosco. A reação 
ocorre, pois o Zn é mais reativo que o Pb, formando assim o nitrato de zinco. 
Zn + Pb(NO3)2Zn(NO3)2 + Pb 
 
4.2.4. Reação entre um metal e diferentes ácidos 
 
I. Ação de diferentes ácidos sobre o ferro metálico 
 
Ao se adicionar ferricianeto de potássio e tiocianato de potássio, foram 
encontradas as seguintes colorações: 
 
Tabela 2. Coloção do indicador de íons de ferro em reações de ferro metálico com 
diferentes ácidos. 
Solução de + K3[Fe(CN)6] + KSCN 
Fe(s) + H2SO4(conc.) Verde escuro Branco leitoso 
Fe(s) + H2SO4(1,0 mol.L
-1
) Azul da Prússia Vinho 
Fe(s) + HCl(conc.) Azul da Prússia Marrom 
Fe(s) + HCl(1,0 mol.L
-1
) Azul da Prússia Vinho 
 
Azul da Prússiaé produzido pela reação de K3[Fe(CN)6] com íons ferrosos(Fe
2+
): 
 
Se [SCN]
−
 é adicionado a uma solução contendo íons de ferro (III) (Fe
3+
), uma 
solução vermelho sangue é formada devido a presença de [Fe(NCS)(H2O)5]
2+
. 
 Na solução de Fe(s) + H2SO4(conc.), quando se adicionou KSCN, a parede ficou 
vermelha, o que indicou a presença de Fe
3+. 
 
 Na reação do ferro com os ácidos: 
2Fe(s) + 6HCl(aq) 2FeCl3(aq) + 3H2(g) 
Fe(s) + H2SO4(aq)  FeSO4(aq) + H2(g) 
 Nota-se que ao reagir com ácido clorídrico, é formado ferro III e, ao reagir com 
ácido sulfúrico, é produzido ferro II. Mas, como pode ser visto da tabela 2, ambas 
soluções deram positiva para ambos os íons. Isso foi um erro experimental. 
Provavelmente o ferro já estava oxidado ou contaminado. 
 
 
II. Ação de diferentes ácidos sobre o alumínio metálico 
 
De todos os ácidos adicionados aos aluminio, o único a apresentar resposta ao 
contato foi o ácido clodríco concentrado, onde liberou gás hidrogênio e a solução ficou 
amarelada e opaca. Entretanto, esperava-se que o aluminio reagisse com todos os 
ácidos, pois, vide item 4.2.1., o aluminio é um metal não-nobre. Isto significa que, na 
fila da reatividade, o aluminio fica à esqueda do hidrogênio e reagiria com substâncias 
8 
 
de caráter ácido. Porque são mais reativos que o hidrogênio e, assim, deslocam o 
hidrogênio dos ácidos. 
 Como dito, não houve reatividade expressiva. Isso pode ser devido a camada de 
óxido de aluminio (citado no item 4.1.1.) existente sob o metal que lhe dá proteçãocontra oxidações. 
5. Conclusão 
A partir da fila de reatividade dos metais, é possível prever a ocorrência de 
algumas reações de deslocamento. E a partir dos potenciais de redução, pode-se 
selecionar as substâncias que são bons agentes oxidantes e redutores. Como isso, foi 
possível prever quais metais reagiriam com o ácido clorídrico e quais não. Pois, nas 
reações de metais com ácidos, o hidrogênio só será deslocado pelos metias mais 
reativos que ele. Sendo assim, com os os metias nobres não ocorrerá esse tipo de reação. 
Também foi possível prever quais reações entre metais seriam possíveis pelo cálculo de 
seus potenciais. 
6. Bibliografia 
¹FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Ordem de reatividade dos metais"; Brasil 
Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/ordem-reatividade-dos-
metais.htm>. Acesso em 20 de janeiro de 2016. 
² FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Reatividade dos metais"; Manual da Química. 
Disponível em <http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/reatividade-dos-
metais.htm>. Acesso em 20 de janeiro de 2016. 
³FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Reatividade de metais com ácidos; Mundo 
Educação. Disponível em <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-
metais-com-acidos.htm>. Acesso em 20 de janeiro de 2016 
4
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Reatividade dos metais com água e bases;Brasil Escola. 
Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-
bases.htm>. Acesso em 20 de janeiro de 2016. 
5
Info Escola. Reatividade dos metais com água e bases. Disponível em 
<http://www.infoescola.com/quimica/reatividade-quimica-de-metais-e-nao-metais/>. Acesso em 
20 de janeiro de 2016.