Relatório de reatividade dos metais

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REATIVIDADE DE METAIS
 Aluno RA¹, Aluno2 RA²;
Universidade Paulista – Campus de Brasília-DF, Asa Sul.
Resumo: 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. 
Palavras-chave: Eletropositivo e metal.
	
1. INTRODUÇÃO 
 A ocorrência de reações de oxirredução depende da reatividade dos metais, isto é, a tendência de doar elétrons, que será maior quanto menor for a energia de ionização. A espécie reagente (átomo, íon ou molécula) que perde um ou mais elétrons é a que sofre oxidação. Já a espécie química que recebe elétrons sofre redução, esse tipo de reação é chamado de reação de simples troca ou de deslocamento. 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. [1] 
No caso das reações de oxirredução, a afinidade quer dizer que um dos reagentes tem a tendência de ganhar elétrons e o outro tende a perder elétrons. Essa tendência corresponde à reatividade dos elementos químicos envolvidos. 
Sarcófagos recobertos de ouro continuam em ótimo estado até hoje devido à baixa reatividade desse metal, as reações de oxirredução, “Oxirredução” são reações nas quais ocorre simultaneamente perda e ganho de elétrons. 
O átomo ou íon que perde elétrons sofre uma oxidação e o que ganha sofre a redução.
Por exemplo, se colocarmos uma placa de zinco em uma solução de sulfato de cobre, que contém cátions cobre II, o zinco irá oxidar, doando elétrons para o cobre, que irá reduzir:
Zn0(s) → Zn2+(aq) + 2 elétrons
Cu2+(aq) + 2 elétrons → Cu0(s)Zn0(s)+ Cu2+(aq)  → Zn2+(aq)  + Cu0(s)
Nesse caso, temos dois metais, o cobre e o zinco, porém o zinco tem maior tendência de doar elétrons, por isso ele é que sofrerá a oxidação.[2]
Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea. [3] 
Na eletroquímica de metais e potenciais de redução, quando alguns metais são colocados em contato com uma solução de ácido clorídrico, concentrado pode ocorrer ou não liberação de bolhas de gás hidrogênio e a velocidade com que essas bolhas se formam dão uma ideia da reatividade do metal com o ácido, e alguns metais em ordem crescente de suas tendências a se oxidarem.
ouro < platina < prata < mercúrio < cobre < hidrogênio < chumbo < estanho < níquel < cobalto < ferro < cromo < zinco < manganês < alumínio < magnésio < sódio < cálcio < potássio [4]
Os metais em geral são muito reativos, eles reagem com a água, com ácidos, com bases, entre
outros, vejamos alguns exemplos de cada uma dessas ocorrências:
Reação com ácidos 
O ouro é um exemplo de metal que sofre esse tipo de reação, mas possui uma condição: não reage com ácidos isolados. Para que o ataque aconteça é preciso uma mistura de ácidos, é a chamada água régia. Esta solução se forma da junção de ácido clorídrico (HCl) e ácido nítrico (HNO3). Acompanhe a reação:
Au (s) + 3 HNO3 (aq) + 4 HCl (aq) → HAuCl4 (aq) + 3 H2O (l) + 3 NO2 (g)
Reação com água
A água reage com alguns metais originando como produto gás hidrogênio (H2) e hidróxido de sódio (NaOH). Estes metais são pertencentes à classe de Metais alcalinos e Metais alcalino-terrosos, como: Lítio (Li), Bário (Ba), Césio (Cs), Potássio (K), Rádio (Ra), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), entre outros.
Equação do processo:
2 Ba (s) + 2 H2O (l) → 2 BaOH (aq) + H2 (g)
Reação com bases 
Somente alguns metais possuem a propriedade de reagir com bases, são eles: Zinco (Zn), Chumbo (Pb), Estanho (Sn), Alumínio (Al).
Zn (s) + 2 NaOH (aq) → Na2ZnO2 (aq) + H2 (g)
O produto será um sal e gás hidrogênio (H2).[5]
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
2.1 Reatividade de metais em condições não oxidantes
Preenche-se 4 tubos com 3 mL das soluções de ácido acético (1:4), ácido clorídrico (1:3),ácido clorídrico (1:1) e solução de hidróxido de sódio, separadamente. Adicionou, individualmente, um pedaço do metal em cada um dos tubos e observou o que aconteceu (aquecimento, desprendimento de gás, coloração, etc..)
2. Reatividade de metais em condições oxidantes
 Preencheu 2 tubos com 3 mL das soluções de ácido acético (1:4), ácido nítrico (1:2,5).Adicionou, um pedaço do metal no tubo contendo ácido nítrico e observe o que acontece (aquecimento, desprendimento de gás, coloração, etc..) No tubo contendo ácido ácetico, adicionou o pedaço de metal e adicione 5 gotas de solução de peróxido de hidrogênio
2.3 Passivação de metais – Reatividade do Alumínio
Separou quatro tubos de ensaio e duas folhas de alumínio ,tampou dois dos tubos com a folha e fez uma depressão na folha de alumínio (em um dos tubos use o lado brilhante e no outro use o lado opaco). Lixou as folhas de alumínio restantes ( Uma delas o lado opaco e a outra o lado brilhante) restante e repita o procedimento anterior no outro tubo.Coloquou quantidade suficiente de ácido clorídrico (1:3) com auxílio de uma pipeta o suficiente para preencher a depressão.
3. RESULTADO E DISCUSSÃO 
Ácido acético: Formação de gás com ácido acético porque aparece em determinadas substâncias (como os ácidos) e é capaz de formar o cátion hidrônio (H3O+) ou simplesmente o cátion hidrogênio (H+), que, por sua vez, pode receber elétrons, formando gás hidrogênio e água.[6]
Ácido clorídrico (1:3): Notou-se uma ação efervescente e formação de gás quando o ácido entrou em contato com o metal. Isso ocorre devido ser uma reação de oxido-redução, uma vez que, o alumínio oxida, mudando seu nox de 0 para 3, sendo o agente redutor. O hidrogênio reduz, mudando seu nox de +1 para 0, sendo o agente oxidante. É um fenômeno químico, pois altera a composição das substâncias envolvidas.[7] 
Ácido clorídrico (1:1): Nota-se uma ação efervescente e formação de gás assim com o ácido clorídrico 1:1 com a diferença de que ocorreu bem mais rápido.[8]
Hidróxido de sódio: Libera calor a reação é exotérmica, ou seja, libera calor. A temperatura da mistura sobe rápido e chega a ferver a água. O NaOH libera calor para dissolver na água e a reação do alumínio com a solução também libera calor.   O Aluminato está diluído na água, ele que deixa a água com a cor preta, o Hidrogênio é um gás que se dissipa no ar. [9]
Ácido Nitrico: Houve liberação de calor, e o desprendimento do gás hidrogênio com formação do sal nitrato de alumínio. Devido a sua natureza oxidante, ácido nítrico não doa seu próton (isto é, ele não libera hidrogênio) em reação com metais e os sais resultantes são normalmente nos estados de oxidação mais altos. Por esta razão, corrosão pesada pode ser observada e deve ser prevenida pelo uso apropriado de metais ou ligas resistentes à corrosão. Ácido nítrico tem o alta distinção entre os ácidos minerais por atacar (reagir) e dissolver todos os metais da tabela periódica com exceção do ouro e da platina (série dos metais preciosos) e certas ligas. Esta característica permite ao ácido nítrico ser usado em testes ácidos qualitativos para identificação de metais, tais como os realizados com as soluções chamadas de água forte e água régia.[10]
4. CONCLUSÃO
A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, logo quanto mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência de perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade.
5. REFERÊNCIAIS
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/ordem-reatividade-dos-metais[1]
http://www.trabalhosfeitos.com/ensaios/Relatividade-Dos-Metais[2]
http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp07 [3]
http://www.mundovestibular.com.br/articles/1104/1/REATIVIDADE-DE-METAIS-/Paacutegina1.html[4]
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais.htm[5]
http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm[6]
http://alunosonline.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais.html[7]
http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm[8]
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais.htm[9]
https://pt.wikipedia.org/wiki/Nitrato_de_alum%C3%ADnio[10]