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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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