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Relatório 3 Identificação de substâncias e reatividade de metais

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL PRÁTICA 
PROFESSORA: FERNANDA SANTOS DOS ANJOS 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 
“IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS E 
REATIVIDADE DE METAIS” 
 
 
 
 
 
 
Trio: Edinaízio Machado Rocha 
 Fernanda Amorim Medeiros Patriota 
 Michele Mota Sampaio Lopes 
Turma: 1 A 
Data: 26/02/2013 
 
Juazeiro-Bahia 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL 
 
1. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
REATIVIDADE DE METAIS: A reatividade química dos metais é a tendência 
que o metal tem de ceder elétrons. Os metais mais reativos variam de acordo com a 
eletropositividade, têm tendência de doar elétrons facilmente e formam íons com maior 
facilidade. Quando metais mais reativos doam elétrons para os menos reativos ocorre 
uma reação espontânea, caso contrário quando um metal menos reativo cede elétrons 
pra os menos reativos ocorre uma reação não espontânea. Comparando vários metais, os 
químicos conseguiram determinar quais têm maior tendência e menor tendência de 
ceder elétrons [1]. A partir disso surgiu a fila de reatividade: 
 
 
 O hidrogênio não é um metal, mas aparece na lista porque quando está presente 
em algumas substâncias é capaz de formar o cátion hidrônio. Os metais menos reativos 
que o hidrogênio são chamados de metais nobres [1]. 
 IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS: A densidade, temperatura de fusão e 
temperatura de ebulição são propriedades físicas que caracterizam e diferenciam as 
substâncias. A densidade é a divisão entre a massa e o volume da substância: d = m/V , 
e o valor da densidade depende da temperatura. Quando um sólido é aquecido até virar 
líquido a temperatura chama-se ponto de fusão, se a substância não for pura ocorrerá 
uma variação de temperatura. Quando um líquido é aquecido até virar gás a temperatura 
chama-se ponto de ebulição, se a temperatura variar é sinal de que a substância é 
impura. A densidade e a temperatura determinam o grau de pureza de uma amostra de 
substância. Os materiais encontrados na natureza são mistura de substâncias, e até 
mesmo as substâncias consideradas puras tem uma porcentagem de impureza o que 
determina o grau de pureza da amostra [2]. 
2. OBJETIVOS 
Determinar a densidade de amostras sólidas, comprovar a ocorrência de reações 
de deslocamento entre metais através da fila de reatividade química e identificar cátions 
metálicos através do teste da chama. 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
Na primeira etapa experimental foi pesada cuidadosamente no vidro de relógio 
aparas de alumínio obtendo assim sua massa, utilizou-se uma proveta de 20 ml e 
colocou 10 ml de água destilada e deslocou o metal para seu interior determinando o 
volume deslocado e com a fórmula d = m/V obteve a densidade do metal. 
Esse experimento foi repetido com os metais: zinco, chumbo, cobre e ferro. 
Na segunda etapa pegaram-se três tubos de ensaio e lhes adicionou uma pequena 
porção de zinco em pó. No primeiro tubo foi adicionado 2 ml de uma solução de 
sulfato de cobre, no segundo tubo foi 2 ml da solução de cloreto de sódio e no terceiro 
tubo 2 ml da solução de nitrato de prata. Durante o período de dez minutos os tubos de 
ensaio foram agitados de vez em quando e os resultados obtidos foram devidamente 
anotados. 
Na terceira etapa da experiência foi enumerado quatro tubos de ensaio, colocado 
2 ml de ácido sulfúrico 0,5 mol/L em cada tubo e adicionado a cada um separadamente 
um pouco de: alumínio em pó, zinco em pó, cobre em pó e magnésio em pó. Foi 
observado se houve reação em cada um dos tubos e o tempo que levou cada uma pra 
ocorrer. 
Na quarta etapa foi pego dois tubos de ensaio limpos e adicionado 3 ml da 
solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L. No primeiro tubo foi colocado uma pequena 
porção de alumínio em pó e ao segundo cobre em pó. As substâncias foram aquecidas 
e foi observado em qual dos dois tubos ocorreu a reação. 
Na quinta e última etapa experimental a professora reuniu os alunos para realizar 
o teste de chama, foi enrolado um pedaço de algodão na ponta do bastão de vidro e 
mergulhado no béquer contendo: potássio, lítio, cobre, bário, cálcio e sódio 
separadamente, em seguida cada um foi levado à chama do bico de Bunsen e 
observado a cor adquirida pela chama. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
4.1 - DETERMINAÇÃO DE DENSIDADE DE UMA AMOSTRA SÓLIDA POR 
LEITURA DIRETA DE VOLUME 
Como mostrado na introdução, para realizar o cálculo da densidade dos metais é 
utilizada a seguinte fórmula: 
 d= 
 
 
 
Utilizamos essa fórmula para calcular a densidade dos cinco metais utilizados no 
experimento, que foram: alumínio, ferro, cobre, chumbo e zinco. Ilustraremos abaixo 
como foi feito o cálculo da densidade para o alumínio. 
 
 
 
 
 Todos os valores da densidade expressos na tabela abaixo foram obtidos por 
meio desse cálculo. 
 
 Tabela 1: valores da massa, volume de deslocamento, densidade experimental e 
erros relativos adquiridos durante a pratica experimental. 
Metal Massa (g) 
Volume de 
deslocamento 
(mL) 
Densidade 
Experimental 
g/mL 
Erro 
relativo 
(%) 
Alumínio 2,8221 1,1 2,5655 4,9815 
Ferro 15,6940 2,0 7,8470 0,2922 
Cobre 6,8690 0,9 7,6323 14,5319 
Chumbo 23,0648 2,2 10,4840 7,2212 
Zinco 3,9190 0,6 6,5317 8,5196 
 
Tabela 2: Densidades dos metais conforme a literatura. 
Metal 
Densidade encontrada na literatura 
(g/mL) 
Alumínio 2,70 
Ferro 7,87 
Cobre 8,93 
Chumbo 11,30 
Zinco 7,14 
(Disponível em: 
http://www.euroaktion.com.br/Tabela%20de%20Densidade%20dos%20Materiais.pdf) 
 A partir dos valores da densidade encontrada na literatura, foi possível calcular 
os erros relativos, cujos valores se encontram na tabela 1. Exemplificaremos abaixo 
como o cálculo foi feito para o alumínio: 
 
Onde o ‘valor medido’ é a densidade encontrada em laboratório e o ‘valor real’ é a 
densidade encontrada na literatura. 
Erro relativo a densidade do alumínio: [(2,5655g/mL - 2,70g/mL / 2.10g/mL] X 100 
Erro relativo = 4,9815 % 
Os erros relativos referentes aos demais metais foram obtidos por meio desse 
mesmo método matemático. 
Foi possível notar facilmente que o metal mais denso desse grupo é o chumbo e 
o menos denso é o alumínio. Outro ponto que também é importante salientar foi que 
nenhuma densidade teve compatibilidade com a da literatura, o erro relativo foi 
acentuado, isso pode ter ocorrido por impurezas presente nas amostras. 
4.2 - REAÇÕES DE METAIS COM SAIS 
Em três tubos de ensaio foram adicionados um pouco de zinco. No primeiro 
tubo de ensaio foram adicionados 2mL de uma solução de sulfato de cobre, obtendo a 
seguinte equação de reação química: Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s). 
O zinco (Zn) está à frente do cobre (Cu) na fila de reatividade de metais, 
portanto tem maior tendência de ceder elétrons. Ocorreu então neste experimento uma 
reação chamada de deslocamento, substituição ou simples troca (um tipo de reação de 
oxirredução), que é quando uma substância simples reage com uma substância 
composta “deslocando-a” para uma nova substância simples, a seguinte fórmula explica 
como ocorreu essa reação com o zinco e sulfato de cobre: 
 
O zinco estava inicialmente em seu estado neutro e perdeu dois elétrons para 
fazer parte da substância composta, e ao contrário dele o cobre precisou ganhar dois 
elétrons para passar para seu estado neutro. Observou-se que a reação ocorrida neste 
primeiro tubo de ensaio foi uma reação espontânea, onde o zinco deslocou o cobre. 
No segundo tubo de ensaio foram adicionados2mL de cloreto de sódio, porém 
percebemos que neste tudo não ocorreu reação devido ao sódio (Na) ser mais reativo 
que o zinco (Zn), e portanto este não consegue deslocá-lo. Esta reação pode ser 
realizada, mas forçadamente, ou seja, ocorrendo uma reação não espontânea, como por 
exemplo se aplicasse uma corrente elétrica de alta tensão. 
No terceiro tubo de ensaio foram adicionados 2mL de uma solução de nitrato de 
prata. Percebemos nesse último tubo de ensaio que ocorreu a mesma reação de 
deslocamento realizada com o cobre, porém o resultado foi obtido com maior 
expressividade, pois a prata (Au) é menos reativa que o cobre (Cu) de acordo com a fila 
de reatividade. Obtemos então a seguinte equação de reação química: 
Zn + 2AgNO3 ---> 2Ag + Zn(NO3)2. 
4.3 – REAÇÕES DE METAIS COM ÁCIDOS 
Separou-se quatro tubos de ensaio, em cada um deles colocou-se 2mL de ácido 
sulfúrico 0,5 mol/L. No primeiro tubo de ensaio foi adicionado alumínio (Al) e 
percebeu-se que não ocorreu reação e que o alumínio ficou na superfície do tubo de 
ensaio. Para que esta reação pudesse ser realizada seria necessário que o ácido sulfúrico 
estivesse aquecido, pois assim aumentaria a sua ação oxidante. 
No segundo tubo de ensaio foi adicionado zinco (Zn) e percebeu-se que ocorreu 
reação. O zinco reagiu e houve a liberação do hidrogênio o que possibilitou a formação 
do sulfato de zinco, expresso na seguinte equação de reação química: 
 Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2. 
No terceiro tubo de ensaio foi adicionado cobre (Cu) e percebeu-se que não 
ocorreu reação. Para que esta reação pudesse ser realizada o ácido sulfúrico deveria 
estar concentrado e aquecido. 
 No quarto tubo de ensaio foi adicionado magnésio (Mg) e percebeu-se uma 
forte reação, com liberação de hidrogênio e calor e a total diluição do magnésio 
expresso na seguinte equação de reação química: 
Mg (s) + H2SO4 (aq) → MgSO4 (s) + H2 (g). 
4.4 – REAÇÕES DE METAIS EM MEIO ALCALINO 
 Foram separados dois tubos de ensaio e adicionados em cada um deles 3mL de 
hidróxido de sódio. No primeiro tubo de ensaio foi adicionado um pouco de alumínio 
(Al) em pó e observou-se que houve reação mesmo em temperatura ambiente, porém 
com velocidade menor e ao ser aquecido a velocidade da reação aumentou, facilitando o 
desprendimento do hidrogênio e a formação de aluminato de sódio, podemos observar a 
seguinte equação de reação química: 2 Al(s) + 6 NaOH(aq) → 3 H2(g) + 2 
Na3AlO3(aq). 
 No segundo tubo de ensaio foi adicionado um pouco de cobre (Cu) em pó e 
percebeu-se que mesmo sendo aquecido não houve reação, porque o cobre é um metal 
nobre de acordo com a fila de reatividade, pois ele está abaixo do hidrogênio, ou seja, o 
hidrogênio não tem a capacidade de deslocá-lo, isso só seria possível se fosse 
adicionado algum oxidante para forçar a oxidação do cobre. 
4.5 – IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS METÁLICOS PELO TESTE DA CHAMA 
 Em alguns bastões de vidro foram colocados algodão enrolados e em seguida 
umedecido, separadamente, cada um com soluções saturadas de: Potássio(K), 
Sódio(Na), Bário(Ba), Lítio(Li), Cobre(Cu) e Cálcio(Ca). Em seguida cada um dos 
bastões foi levado ao bico de Bunsen para ser aquecido, foi observado então que cada 
um apresentou uma cor diferente. As cores obtidas se formaram a partir da estrutura 
eletrônica dos átomos. Quando aquecidos os elétrons se excitam e ao retornarem ao ser 
estado inicial liberam energia em forma de luz. A cor é um comprimento de onda que 
depende da estrutura eletrônica do átomo. As cores obtidas em cada um dos 
aquecimentos dos bastões foram: 
A=Cálcio B=Lítio C=Potássio D=Bário E=Sódio F=Cobre 
 
Lilás – Vermelho – Laranja – Amarelo esverdeado – Laranja – Verde 
As radiações varia de acordo com a diferença de átomos, e por isso houve 
coloração diferente para cada elemento químico. 
5.CONCLUSÃO 
 
 Os experimentos realizados tornaram possível a observação de reações que 
reagem ou não e também permitiu a prova de que os postulados de Bohr estavam 
corretos, pois se cada elemento metálico libera energia num comprimento de onda 
definido então os elétrons do átomo giram em níveis de energia definidas ao redor do 
núcleo. Os resultados mencionados são a comprovação de que é possível identificar a 
presença de alguns metais em substancias desconhecidas com um experimento simples, 
como o do Teste da Chama. 
 
6. REFERÊNCIAS 
 
[1] FOGAÇA, Jennifer. Reatividade dos metais. Disponível em: 
<http://www.alunosonline.com.br/quimica/reatividade-dos-metais.html> Acesso em 24 
fev.. 2013, as 17:30. 
[2] FOGAÇA, Jennifer. Densidade. Disponível em: 
<http://www.brasilescola.com/quimica/densidade.htm> Acesso em 24 fev.. 2013, as 
18:00. 
 
7.QUESTÕES 
 
1. Equações químicas: 
Zinco + Sulfato de cobre = Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu 
Zinco + Cloreto de sódio = Não houve reação, pois o sódio é mais reativo que o zinco, e 
este não consegue deslocá-lo. (Como pode ser identificado na tabela de reatividade 
exposta no relatório) 
Zinco + Nitrato de prata = Zn+ 2AgNO3--->2Ag+ Zn(NO3)2 
 
Ácido sulfúrico + Alumínio = não houve, pois para haver tal reação, o ácido sulfúrico 
precisava estar quente. 
Ácido sulfúrico + Zinco = Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 
Ácido sulfúrico + Cobre = O cobre não reagiu, pois para tal acontecimento o ácido 
sulfúrico deveria ser concentrado e aquecido. 
Ácido sulfúrico + Magnésio = Mg (s) + H2SO4 (aq) → MgSO4 (s)+ H2 (g) 
2. K>Na>Li>Ca>Mg>Al>Zn>H>Cu>Ag 
3. Ao formular seu modelo atômico Bohr postulou: 
1- Um elétron em um átomo se move em órbita circular ao redor do núcleo sob a 
influência da atração coulombiana entre o elétron e o núcleo, obedecendo às leis da 
mecânica clássica. 
2- Os elétrons movimentam-se nas orbitais estacionárias e nesse movimento não emitem 
energia espontaneamente. 
3- Quando um elétron recebe energia, ele tende a pular para outra orbita. Após receber 
essa energia ele tende a voltar a orbita original emitindo a energia recebida. Sendo 
observado expressivamente no teste da chama. 
4. ΔE = h.f > E = 6,63x10-34. 5,3x1014 > E = 35,13x10-20 J 
5. Não. A substância emite frequência de luz azul quando exposta à chama, como o 
cobalto, por exemplo. Como a chama é azul, não é facilmente visível a emissão de luz. 
Ou a substância pode emitir frequência em uma faixa de luz não visível, como o 
infravermelho e ultravioleta.

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