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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA QUÍMICA GERAL CURSO Engenharia TURMA 3147 DATA 15/03/2017 Aluno/ Grupo Eduardo de Almeida Xavier Luana Albuquerque Castro* (Turma 3139) Murilo Joaquim Vasconcelos Ramos TÍTULO Configuração Eletrônica e Periodicidade OBJETIVOS Observar a cor da chama associada à presença de elementos químicos metálicos na constituição de sais. Identificar esses elementos pelo teste de chama. Estudar a reatividade dos metais, verificando a ocorrência ou não de reação proposta nos experimentos. INTRODUÇÃO Reatividade dos metais: Reação de metais com ácidos Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo, assim, as reações espontâneas. Essa reatividade 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 (AGUILAR et al., 2017). Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au 𝑀𝑎𝑖𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑎𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← 𝑀𝑒𝑛𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑎𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 Teste da chama Em 1913, Niels Bohr, influenciado pelas ideias de Planck e Einstein que a luz, em todas as suas formas, apresenta propriedades ondulatórias e de partícula, revolucionou o modelo atômico postulado que os elétrons que circundam o núcleo atômico estão em órbitas que possuem níveis de energia quantizados e que quando ocorre o salto de um elétron entre órbitas, a diferença de energia é emitida (ou suprida) por um simples quantum de luz (fóton), que tem energia igual à diferença de energia entre as órbitas em questão (SANTOS et al., 2015). O Teste de Chama é um experimento amplamente utilizado para detectar a presença de alguns íons metálicos, ele se baseia na postulação de Bohr supracitada. Quando uma quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico, os elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, passando para um estado excitado. Este estado não é estável e os elétrons excitados retornam ao estado fundamental, nisso eles liberam a energia recebida anteriormente em forma de radiação (fótons) (AGUILAR et al., 2017). A energia destes fótons, corresponde a um determinado comprimento de onda, que quando no espectro da luz visível [entre 370nm (violeta) e 750 nm (vermelho) ] é percebida na forma de luz. Para cada comprimento de onda pertencente à faixa de luz visível encontra-se associada a percepção de uma cor (BARROS, 2016). Cada elemento, por ter uma configuração eletrônica característica, libera a radiação em um comprimento de onda também característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é diferente em cada orbital atômico. Assim, é possível identificar a presença de certos elementos devido à cor característica que eles emitem quando aquecidos numa chama (AGUILAR et al., 2017). REAGENTES, MATERIAIS E EQUIPAMENTOS Reatividade dos metais: Teste da chama: 3 Tubos de ensaio; Estante; Ácido clorídrico 20%; Prego de ferro; Fio de cobre; Zinco em pó. Becker; Ácido clorídrico 20%; Alça de platina; 5 Vidros de relógio; Bico de Bunsen; Cloreto de bário; Cloreto de cálcio; Sulfato de cobre; Cloreto de estanho; Cloreto de sódio. PROCEDIMENTOS Reatividade dos metais: Reação de metais com ácidos Três tubos de ensaio foram preparados em uma estante, cada um contendo uma pequena quantidade de ácido clorídrico 20%. A cada um dos tubos foi adicionado um metal diferente: (1) zinco em pó; (2) um prego de ferro; e (3) um fio de cobre. Observou-se então se ocorram reações espontâneas nas misturas. Teste da chama Pequenas porções dos sais: (1) cloreto de bário; (2) cloreto de cálcio; (3) sulfato de cobre; (4) cloreto de estanho; e (5) cloreto de sódio foram preparadas para o teste da chama dispostas em vidros de relógio individuais para cada sal. Uma alça de platina foi preparada (i.e., limpa de qualquer substância contaminante) repetindo-se o procedimento de mergulhar sua argola num becker contendo ácido clorídrico 20% e na sequência posta no topo da chama acesa de um bico de Bunsen até que a coloração da chama não se alterasse. Com a alça de platina pronta, mergulhou-se sua argola em um sal de forma que a substância aderisse na alça para que então fosse levada à chama. A mudança na coloração da chama foi observada e registrada. O processo foi repetido para o teste com cada um dos cinco sais. RESULTADOS e DISCUSSÃO Reatividade dos metais: Reação de metais com ácidos O registro das observações é apresentado na Figura 1. O pó de zinco (Figura 1A) e o prego de ferro (Figura 1B) reagiram com a solução de ácido clorídrico 20% formando uma fase gasosa em forma de bolhas de ar. Notou-se também uma intensidade maior na reação do pó de zinco atribuída à maior superfície de contato deste sob a forma de pó em comparação ao prego de ferro, uma peça sólida única. (A) Pó de Zinco (B) Prego de Ferro (C) Fio de Cobre Figura 1. Registro fotográfico do observado na reação de metais com o ácido clorídrico. O (A) pó de zinco e o (B) prego de ferro reagem com o meio ácido apresentando a formação de uma fase gasosa (bolhas); enquanto que o (C) fio de cobre permanece inerte. As reações do zinco e do ferro com o ácido clorídrico são descritas respectivamente nas equações 1 e 2. Nos dois casos o metal reage com o ácido formando um sal que se dilui na solução e não é visível e o gás hidrogênio que é percebido pela formação das bolhas de ar. 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) (1) 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐹𝑒(𝑠) → 𝐹𝑒𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) (2) As reações com o pó de zinco e do prego de ferro com a solução de ácido clorídrico 20% ocorreram espontaneamente pois estes dois elementos possuem uma maior reatividade que o hidrogênio, portanto estes metais deslocam o hidrogênio do ácido para formar um sal com o cloro; os átomos de hidrogênio deslocados reagem entre si formando então o gás hidrogênio. Isto não ocorreu com o fio de cobre (Figura 1C) pois o este metal possui menor reatividade que o hidrogênio. Teste da chama Os resultados do teste da chama são sumarizados na Tabela 1. Nota-se que os sais são compostos formados por um elemento metálico e um ametal. No entanto é o elemento metálico que responde ao teste da chama provocando a emissão de luz nas cores de referência para cada elemento. As cores das chamas também são registradas na Figura 2. Tabela 1. Registro da cor da chama dos sais e identificação dos elementos metálicos. Amostra Elemento metálico Cor da chama de referência (AGUILAR et al. 2017) Cor da chama observada Cloreto de bário Ba Verde limão Amarelo pálido Cloreto de cálcio Ca Vermelho tijolo Vermelho Sulfato de cobre Cu Verde Verde Cloreto de estrôncio Sr Vermelho carmim Vermelho Cloreto de sódio Na Amarelo Amarelo (A) Cloreto de Bário (B) Cloreto de Cálcio (C) Sulfato de Cobre (D) Cloreto de Estrôncio (E) Cloreto de Sódio Figura 2. Registro fotográfico da coloração das chamas para os cinco sais reagentes: (A) cloreto de bário; (B) cloreto de cálcio; (C) sulfato de cobre; (D) cloreto de estanho; e (E) cloreto de sódio. CONCLUSÃO Tanto o zinco quanto o ferro metálico reagem numa solução de ácido clorídrico formando sais com o cloro e o gás hidrogênio. Essas reações ocorrem espontaneamente por estes apresentaremmaior reatividade que o hidrogênio presente no ácido. A reação com o cobre metálico não ocorre, pois este possui uma reatividade menor que o hidrogênio. O cloreto de bário emite uma coloração amarelo pálida / verde fraca, correspondente a cor verde limão referência para o elemento bário; O cloreto de cálcio emite uma coloração vermelha alaranjada, correspondente a cor vermelho tijolo referência para o elemento cálcio; O sulfato cobre emite uma coloração verde, correspondente a cor verde referência para o elemento cobre; O cloreto de estrôncio emite uma coloração vermelha viva, correspondente a cor vermelho carmim referência para o elemento estrôncio; e O cloreto de sódio emite uma coloração amarelo viva, correspondente a cor amarela referência para o elemento sódio. REFERÊNCIAS AGUILAR, M. S.; LOPES, G. B. L.; LANDEIRO, R. Apostila de Aulas práticas de Química Geral. Niterói: Universidade Estácio de Sá Campus Niterói. 2017. 32p. Apostila. BARROS, L.M. Física teórica experimental II.1. ed. Rio de Janeiro: Seses. 2016. 184p. SANTOS, C. M., CARVALHO, M. A. LIMA, N. S. Química Geral.1. ed. Rio de Janeiro: Lexikon. 2015. 216p.
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