Experimento 5 - Metais - Obtenção e propriedades - Relatório

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Universidade Federal de Itajubá
Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Física e Química
Metais: Obtenção e propriedades.
Gabriel da Silva Dias 24394
Lucas Raposo Carvalho 23872
 
ITAJUBÁ
2013
Universidade Federal de Itajubá
Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Física e Química
Gabriel da Silva Dias 24394
Lucas Raposo Carvalho 23872
Metais: obtenção e propriedades.
Relatório submetido à Prof.ª Geise, como requisito parcial para aprovação na disciplina de QUI029 - Química Inorgânica Experimental I - do curso de graduação em Química Bacharelado da Universidade Federal de Itajubá. 
ITAJUBÁ
2013
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO
	Neste relatório, iremos mostrar os procedimentos e resultados de vários experimentos para obtenção de metais através de vários processos, como os processos de oxirredução.
	Metais podem ser elementos isolados, ligas metálicas ou substâncias com características metálicas [1]. Essas características que definem uma substância como sendo metálica são as seguintes: [2]
	•	Boa capacidade de condução elétrica;
	•	Possuem um brilho característico;
	•	São maleáveis e dúcteis (podem ser transformados em fios);
	•	São sólidos com alto ponto de fusão na sua grande maioria.
	A estrutura metálica, na sua grande maioria, apresenta uma caracterísitca similar a dos sólidos iônicos, pois sua estruturação é normalmente feita por um arranjo Cúbico de Corpo Centrado (BCC), no qual um átomo é posicionado no meio de oito outros átomos, ou por um arranjo Cúbico de Face Centrada (FCC), no qual um átomo é posicionado no meio de outros 6 [3].
(Figura 1: Estrutura cristalina Cúbica de Corpo Centrado (BCC) – Fonte: <http://amigonerd.net/images/23812f.gif>)
(Figura 2: Estrutura cristalina Cúbica de Face Centrada (FCC) – Fonte: < http://amigonerd.net/images/23812.gif>)
	Por terem uma estrutura com características cristalinas, a ligação entre os átomos nessa estrutura se torna forte, proporcionando ao metal um alto ponto de ebulição.
	Aliada à essa condição, temos que levar em conta a características eletropositiva de todos os metais, ou seja, sua tendência a doar densidades eletrônicas, fazendo que os elétrons em um metal fiquem dispersos na superfície dele (“mar de elétrons” ou “nuvem de elétrons”), em contraste com o arranjo rígido de sua estrutura. [1][3] 
	Essa presença de elétrons na superfície dos metais faz com que eles sejam bons condutores de eletricidade, na maioria das vezes de calor e faz com que eles tenham seu brilho característico, pois essa camada de elétrons aumenta a quantidade de luz refletida pelos metais, fazendo com o quociente entre a luz refletida e a luz incidente aumente, esse quociente, por sua vez, é a reflectividade de uma substância. [1]
	Dentre os processos de obtenção de metais, temos os chamados processos de oxirredução.
	Os processos de oxirredução são reações que envolvem transferências de elétrons entre duas ou mais espécies químicas, na qual a espécie que doa seus elétrons é chamada de agente redutor e a espécia que recebe os elétrons é chamada de agente oxidante. [4]
	Os termos “oxidar” e “reduzir” significam, respectivamente, perder elétrons e ganhar elétrons [4]. Como foi mencionado anteriormente, os metais possuem um caráter eletropositivo e, portanto, tendem a perder elétrons em uma reação de oxirredução, tendo o papel de agentes redutores na maior parte do tempo.
	Em uma reação de oxirredução, o método usado para saber qual espécia será o agente redutor e irá oxidar (perder elétrons) e qual será o agente oxidante e irá reduzir (ganhar elétrons) através do uso da seguinte Tabela de Potenciais de Redução:
(Figura 3: Tabela de Potenciais de Redução – Fonte: ATKINS, Peter. Princípios básicos de química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 2006)
	Em primeiro lugar, reações que possuem um potencial de redução maior do que outras pertencem à elementos que tendem a reduzir. Além disso, através de uma subtração do potencial de redução do agente oxidante pelo potencial do agente redutor, podemos prever se a reação é espontânea ou não.
	No caso dos metais, como sua forma mais comum é de cátion, ou seja, com excesso de cargas positivas (falta de elétrons), é preciso fazer com que eles passe por um processo de redução para que possamos obtê-los na forma metálica. A tabela abaixo mostra as formas mais comuns de se encontrarem elementos metálicos na natureza.
(Figura 4: Metais importantes e alguns de seus minérios mais representativos – Fonte: CANTO, Eduardo Leite. Minerais, menérios, metais: de onde vêm, para onde vão? São Paulo:Moderna, 1996. (Coleção polêmica). p. 16.)
	Como se pode observar, no caso do Fe (Ferro) por exemplo, a sua carga é positiva nos minérios dos quais ele é retirado. Para essa extração ser realizada, portanto, é necessária uma redução do íon através de vários processos conhecidos.
	Um desses processos, que é facilmente aplicado, é a redução simples de um metal a partir de outro que tenha um Potencial de Redução (E0 red) menor do que ele, como acontece, por exemplo, em uma obtenção hipotética de Cu (Cobre) utilizando Mg (Magnésio). Nesse caso, o Cu (Cobre) seria obtido pois seu Potencial de Redução é maior que o do Mg (Magnésio).
	Dentre outros processos de redução, é possivel citar:
	• Redução com CO (Monóxido de Hidrogênio);
	• Redução com carvão;
	• Redução térmica;
	• Redução de íons metálicos com NaBH4 (Borato de Sódio).
	Por fim, foi usado no experimento, como base teória um diagrama chamado Diagrama de Ellingham, diagrama que mostra a dependência térmica da estabilidade de compostos. O diagrama é usado na metalurgia para predizer a temperatura de equilíbrio entre um metal, o seu óxido e o oxigênio.
(Figura 5: Diagrama de Ellingham – Fonte: <http://dc367.4shared.com/doc/GMD71SXh/preview_html_m2d48bd9a.gif> ).
MATERIAIS E MÉTODOS
	2.1 Redução química com metais mais eletropositivos.
	Usando a tabela de potenciais de redução (E0 red), calculamos os potenciais de redução de cada metal a ser analisado (Mg – Magnésio, Zn – Zinco, Fe – Ferro e Cu – Cobre). As reações de redução desses metais são dadas pelas equações a seguir, acompanhadas de suas respectivas voltagens [2].
	• Reação de redução do Mg (Magnésio):
		E0 (V) = - 2,36 [2]
	• Reação de redução do Zn (Zinco):
		E0 (V) = - 0,76 [2]
	• Reação de redução do Fe (Ferro):
		E0 (V) = - 0,44 [2]
	• Reação de redução do Cu (Cobre):
		E0 (V) = + 0,34 [2]
	Sabendo a voltagem de cada equação de redução dos metais e serem utilizados, verificou-se qual reação de oxirredução entre eles ocorreria.
	Para fazer essa verificação, foi necessário estabelecer uma comparação entre os dois metais envolvidos no processo, seguindo os seguintes passos:
	•	Utilizando os respectivos potenciais de redução (E0 red) de cada metal, sabe-se que o metal que possui o maior potencial irá reduzir. No caso, o Cu (Cobre) possui o maior potencial, portanto, ele irá reduzir em contanto com qualquer um dos outros metais.
	•	Sabendo os agentes oxidantes e redutores da oxirredução, realizou-se o seguinte cálculo [2]:
	Onde E0 (red) é o potencial de redução do agente oxidante e E0 (oxi) é o potencial de redução do agente redutor. O ∆E é a voltagem da pilha que compreende a reação.
	• Se o valor de ∆E for positivo, a reação é espontânea e ocorrerá em condições ambiente. Caso contrário, ela não é espontânea e necessita de energia para que ocorra em condições ambiente.
	Sabendo a voltagem de cada reação possível, procedemos para a análise da possibilidade de obtenção, utilizando os metais disponíveis, das seguintes espécies:
	a) Mg (Magnésio) metálico, a partir de uma solução de Mg2+.
	b) Cu (Cobre) metálico, a partir de uma solução de Cu2+.
	c) Sn (Estanho) metálico, a partir de uma solução de Sn2+.
	Além dos metais mencionados, foi proposta análise de obtenção desses metais caso estivesse disponível no laboratório alguma fonte de Ag (Prata).
	2.2 Redução de metala partir de óxidos (demonstrativa na capela!).
	Foram misturados 10g de PbO (Óxido de Chumbo) e 0,8g de carvão ativado em uma cápsula de porcelana (cadinho). A mistura foi aquecida, usando um Bico de Bunsen, na capela, até que pudesse ser observada a formação do metal.
	2.3 Oxidação de metais com água.
	2.3.1 Teste demonstrativo – na capela.
	Em um recipiente de vidro, no caso um béquer de 1L, contendo metade de sua capacidade de água, foram adicionadas algumas gotas de fenolftaleína e pequenos pedaços de sódio (um de cada vez).
	2.3.2 Análise do pH de uma solução contendo metais e água, na presença de um indicador.
	Colocou-se aproximadamente 15 gotas de água destilada em 4 tubos de ensaio, colocando 2 gotas de fenolftaleína em cada um deles. Em cada um dos tubos de ensaio colocou-se, respectivamente, Mg (Magnésio), Zn (Zinco), Cu (Cobre) e Sn (Estanho). Depois de um tempo em repouso, os sistemas foram analisados quanto à mudança de coloração. Foi orientado que os resíduos metálicos fossem descartados nos frascos rotulados.
	2.4 Reação do alumínio metálico com iodo (demonstrativa – na capela!).
	Colocou-se sobre uma tela de amianto, uma cápsula de porcelana contendo uma mistura de Al (Alumínio) em pó e uma mesma quantidade de I (Iodo) sólido também. Após isso, foi adicionado água ao sistema e após 2 ou 3 segundos a reação começou a ocorrer.
	2.5 Magnésio em atmosfera de dióxido de carbono.
	Colocou-se um pouco de CaCO3 (Carbonato de Cálcio) em erlenmeyer e acendeu-se uma vela. Ao mesmo tempo, introduziu-se a vela no erlenmeyer enquanto era adicionado uma solução de HCl (Ácido Clorídrico) de concentração 6 mol/L. Após o teste com a vela, substitui-se a vela por um pedaço de Mg (Magnésio) queimando. Foi orientado que fosse descartado o conteúdo do erlenmeyer em um frasco rotulado localizado na capela.
	2.6 Redução de íons metálico por tetra-hidretoborato de sódio (NaBH4).
	Foi colocada uma ponta de uma espátula de NaBH4 (Tetra-hidretoborato de sódio) em um tubo de ensaio com água e verificou-se o pH, usando fenolftaleína. Após isso, adicionou-se 1 a 2 mL de FeCl3 (Cloreto de Ferro (III)) em um tubo de ensaio e foi adicionada gota a gota de uma solução de NaBH4 (Tetra-hidretoborato de sódio) à solução até precipitar. Para testas a presença do metal, foi usado um ímã, passando-o na superfície no tubo.
	2.7 Efeito da amalgamação na reatividade do alumínio.
	Foi colocado, sobre um vidro de relógio, um pedaço de folha de papel alumínio. Fizeram-se traços, com o auxílio de um bastão de plástico molhado com uma solução de HgCl2 (Cloreto de Mercúrio (II)). Após isso, o papel alumínio foi secado com papel e deixado exposto ao ar.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
	3.1 Redução química com metais mais eletropositivos.
	Na teoria, o Mg (Magnésio) não reduz, não importando o outro metal usado, já que o seu potencial de redução é o menor de todos os analisados. O Cu (Cobre) reduz com qualquer outro metal usado, pois o seu potencial de redução é o maior dentre os metais analisados. Por fim, o Sn (Estanho) reduz com Fe (Ferro), Mg (Magnésio) e Zn (Zinco), pois seu potencial de redução é maior que o dos metais mencionados, fazendo com que a diferença entre seus potenciais dê um número positivo.
	No caso de Ag (Prata), observou-se que ocorre a sua formação na presença de qualquer um dos metais analisados, pois o seu potencial de redução (E0 red) é o maior dentre todos os metais, até mesmo do Cu (Cobre). No entanto, nenhum dos outros metais se reduziria na presença de íons Ag+ (Prata), pela mesma razão da Ag (Prata) reduzir na presença de todos os outros metais.
	3.2 Redução do metal a partir de óxidos (demonstrativa – na capela!).
	A reação do PbO (Óxido de Chumbo (II)), de coloração amarela, com o carvão ativado (composto basicamente de C (Carbono)), de coloração preta, é uma oxirredução. Depois do aquecimento da mistura das duas espécies, verificou-se a formação de uma espécie de coloração cinza, que caracteriza a formação de Pb (Chumbo) metálico.
	A formação de Pb (Chumbo) metálico indica a redução do Pb (Chumbo) presente no óxido, redução feita pela presença de carbono, que possui um potencial de redução menor que o do Pb (Chumbo).
	3.3 Oxidação de metais com água.
	3.3.1 Teste demonstrativo – na capela.
	Foi observada a presença de fogo no pedaço de Na (Sódio) metálico a partir do momento que ele toca a superfície da água, além de uma liberação de gás e luz.
	Esse evento pode ser explicado através das mudanças físicas que a seguinte reação resulta:
		∆H > 0.	[5]
	Essa reação é extremamente exotérmica, liberando uma alta quantidade de energia para o meio em forma de calor, originando a luminosidade observada.	O gás liberado, como pode-se observar na equação é o gás hidrogênio (H2), que é altamente combustível e, utilizando a alta quantidade de energia liberada na reação, origina o fogo observado na superfície do metal.
	2.3.2 Análise do pH de uma solução contendo metais e água, na presença de um indicador.
	O Mg (Magnésio), como esperado, não reagiu com a água e a solução, portanto, não mudou de cor. O Mg (Magnésio) só reage com a água em altas temperaturas, formando o Mg(OH)2 (Hidróxido de Magnésio) e liberando o H2 (Gás hidrogênio). [6]
	O Zn (Zinco), por sua vez, reagiu com a água, formando uma solução de Zn(OH)2 (Hidróxido de Zinco) que, pelo seu caráter básico, deixou a solução com uma coloração rosada. A reação ocorrida é expressa na seguinte equação:
	O Cu (Cobre) não reagiu com a água, como esperado, pois ele só reage com ela quando dissolvido lentamente em soluções contendo NH3 (Amônia) e na presença de oxigênio. Quando o Cu (Cobre) está nesse meio, ele forma compostos que são reativos com a água em temperatura ambiente [7]. 
	Como não é o caso, não houve reação, assim como não houve mudança de coloração da solução.
	O Sn (Estanho) não reagiu com a água também, na alterando a coloração da solução. Essa não-reatividade era esperada pois o Sn (Estanho) resiste à corrosão quando exposto à água, não oxidando para reagir com ela, formando hipoteticamente Sn(OH)2 (Hidróxido de Estanho). [8]
	3.4 Reação do alumínio metálico com iodo (demonstrativo – na capela!).
	A reação do Al (alumínio) com o I (iodo), que ocorre naturalmente, ou seja, sem a adição de água, envolve uma série de fatores a serem analisados.
	Após a adição de água (que oferece a energia necessária para que o limite da Energia de Ativação (Ea) seja atingido [9]) percebeu-se a liberação de um vapor roxo, coloração que é característica do vapor de I2 (Gás Iodo). A formação do gás iodo se deve pelo fato da reação que o produz ser extremamente exotérmica [9], como mostram as equações a seguir [9]:
	3.5 Magnésio em atmosfera de dióxido de carbono.
	Ao adicionar o HCl (Ácido Clorídrico) 6 mol/L ao erlenmeyer contendo CaCO3 (Carbonato de Cálcio), ocorreu a formação de CO2 (Dióxido de Carbono), como mostram as seguintes reações:
	Observa-se a formação do CO2 (Dióxido de Carbono) proveniente do H2CO3 (Ácido Carbônico), pois é um ácido instável. Com a formação desse gás, que é comburente (faz com que o fogo apague), tanto a vela quanto o Mg (Magnésio) apagaram quando entraram em contato com essa atmosfera. Vale observar que a queima do Mg (Magnésio) foi bem intensa, com uma grande intensidade luminosa e liberação de energia e, ainda sim, a atmosfera conseguiu extinguir o fogo em pouco tempo.
	Mesmo a atmosfera de Dióxido de Carbono extinguindo o fogo, percebeu uma mistura de diferentes cores de radiação emitidas pelo Magnésio durante a queima, assim como durante a exposição dele á atmosfera de CO2 (Dióxido de Carbono) gerada, variando da cor branca intensa, para uma coloração rósea e avermelhada, até se apagar.
	3.6 Redução de íon metálico por tetra-hidretoborato de sódio (NaBH4).
	Observou-se a reação de formação de um sólido acinzentado, que tinha características similares, quanto à cor, ao ferro.
	Comprovou-se a formação do metal utilizando um ímã, que atraiu o precipitadopara a parede do tubo, quando este foi aproximado do tubo.
	Tendo em vista a formação de um metal, acredita-se que a formação do Fe (Ferro) é feita através da seguinte reação:
(Fonte: http://jzhang.eng.uml.edu/NUE/Module%201/Module%201%20Procedure.pdf)
	3.7 Efeito da amalgamação na reatividade do alumínio.
	Percebeu-se a formação de um aparente sólido na folha de papel alumínio, que é característico das superfícies que se formam de Hg (Mercúrio) quando em contanto com metais que façam o Hg (Mercúrio) presente no HgCl2 (Cloreto de Mercúrio (II)) reduzir, formando Hg0 (Mercúrio metálico).
CONCLUSÃO
	Depois de realizados todos os experimentos e coletados todos os dados referentes a alguns dos possíveis processos de obtenção de metais, perceberam-se várias coisas.
	Em primeiro lugar, o processo de obtenção através da redução com metais eletropositivos é fácil de ser prevista quanto à possibilidade de ocorrer, mas não parece muito aplicável, pois necessita de uma quantidade relativamente alta do outro metal para que ela aconteça, enquanto uma reação de redução com carvão, por exemplo, mesmo precisando de uma grande quantidade, o gasto do processo é infinitamente menor.
	Além disso, percebeu-se que a reação do alumínio metálico com o iodo é extremamente perigosa, assim como a do sódio metálico com a água, pois ambas liberam uma quantidade de calor extrema e oferecem perigos para quem a faz, caso o devido cuidado não seja tomado.
	Percebeu-se também que o Magnésio é extremamente reativo e inflamável, pois quando aquecido percebeu-se uma liberação luminosa extrema e de energia também. Além disso, ao entrar em contato com a atmosfera de Dióxido de Carbono, não só o fogo apagou como foram percebidas algumas mudanças da cor da luz emitida pelo metal.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
	•	[1]	Metal. Disponível em: < http://pt.wikipedia.org/wiki/Metal>. Acesso em: 27 de abril de 2013.
	• 	[2]	ATKINS, Peter. Princípios básicos de química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
	•	[3]	Metal. Disponível em: < http://en.wikipedia.org/wiki/Metal>. Acesso em: 27 de abril de 2013.
	•	[4]	Reação de Oxirredução. Disponível em: < http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_de_oxirredu%C3%A7%C3%A3o>. Acesso em: 25 de abril de 2013.
	•	[5]	Sódio com água! Disponível em: <http://espectacular.no.sapo.pt/Dez1999.html>. Acesso em 26 de abril de 2013.
	•	[6]	Magnésio. Disponível em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Magn%C3%A9sio>. Acesso em 26 de abril de 2013.
	•	[7]	Cobre. Disponível em: < http://pt.wikipedia.org/wiki/Cobre>. Acesso em 26 de abril de 2013.
	•	[8]	Estanho. Disponível em <http://pt.wikipedia.org/wiki/Estanho>. Acesso em 26 de abril de 2013.
	•	[9]	Alumínio e Iodo – A explicação passo a passo! Disponível em < http://xquimica.blogspot.com.br/2008/09/2-ali3.html> e < http://www.youtube.com/watch?feature=player_embedded&v=m6vMBqyFdjE>. Acesso em: 25 de abril de 2013.