Relatório Reações de deslocamento

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REAÇÕES DE DESLOCAMENTO
INTRODUÇÃO
Reações de deslocamento
Reações de deslocamento, também denominadas reações de substituição ou ainda desimples troca, são aquelas que ocorrem quando uma substância simples (formada por um único elemento) reage com uma substância composta, “deslocando” essa última em uma nova substância simples.
Mas, para que isso ocorra, a substância simples, no caso simbolizada por A, deve ser mais reativa que o elemento que será deslocado do composto, transformando-se em uma nova substância simples (Y).
Vejamos um exemplo em que essa reação ocorre:
Observe o experimento abaixo em que se coloca uma lâmina de zinco (Zn) em uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4). Com o passar do tempo, nota-se que a solução de sulfato de cobre passa da coloração azul para um azul menos intenso, pois se descoloriu e houve um depósito de cobre sobre a lâmina de zinco.
Podemos representar essa reação por meio da seguinte equação química:
Note que o zinco deslocou o cobre, o que significa que o zinco é o mais reativo.
Visto que ambos são metais, podemos verificar se a reação de simples troca irá ocorrer ou não, analisando a fila de reatividade dos metais mostrada abaixo:
Observe que o cobre é realmente menos reativo que o zinco, portanto, se resolvêssemos fazer o contrário do experimento anterior e colocar uma lâmina de cobre em uma solução de sulfato de zinco, a reação não ocorreria, pois o cobre não conseguiria deslocar o zinco.
As reações de deslocamento são um tipo de reação de oxirredução, pois há transferência de elétrons da substância simples para a composta. No processo explicado anteriormente, o zinco estava inicialmente na sua forma neutra, que é a metálica, e passou a fazer parte de um composto em que ele apresenta a carga 2+, ou seja, cada átomo de zinco perdeu dois elétrons. Já com o cobre ocorre o contrário, ele recebe dois elétrons para passar para o estado metálico, sólido.
No caso de reação de simples troca com ametais, o mesmo é considerado: a reação só ocorrerá se o ametal mais reativo for a substância simples que poderá deslocar outro ametal menos reativo. A reatividade dos ametais é mostrada abaixo:
OBJETIVOS
Estudar a atividade química de alguns metais (reação em água, em ácido).
Estudar o deslocamento de um metal por outro.
Realizar a reação do ácido nítrico com o cobre.
MATERIAIS NECESSÁRIOS
Cobre metálico em fragmentos 
Tubos de ensaio
Ferro metálico em fragmentos 
Estante para tubos de ensaio
Zinco metálico em aparas 
Béqueres de 50 e 100ml
Magnésio metálico em aparas ou em fita 
Lixa
Sódio metálico 
Placas de Petri
Água destilada 
Pipetas de 5 e 10ml
Ácido clorídrico concentrado 
Bico de Bunsen 
Sulfato de cobre 
Alicate
Solução de fenolftaleína 0,1% 
Pregos 
Solução de ferricianeto de potássio 0,1 mol/L 
Ágar-ágar
PROCEDIMENTOS
Inicialmente, estudou-se as reações dos metais com a água. Para isso, pedaços de cobre, ferro, zinco e magnésio foram lixados até apresentarem brilho e, então, colocados em tubos de ensaio contendo uma pequena quantia de água destilada. Os tubos foram mantidos em observação. 
A reação do sódio metálico com a água foi observada em uma cuba de vidro contendo água destilada e 10 gotas de fenolftaleína. Nesta cuba foram colocados pequenos pedaços de sódio metálico, com o auxílio de uma espátula.
A fim de compreender as reações dos metais com o ácido clorídrico, 15 ml de uma solução do ácido 0,1 mol/l foram colocados em tubos de ensaio. Nestes tubos, adicionaram-se cobre, ferro, zinco e magnésio. Observaram-se as reações e anotaram-se os resultados. 
Para estudar o deslocamento de um metal por outro, foram feitos vários procedimentos. De início, 0,1 g de sulfato de cobre foram dissolvidos em 10 ml de água destilada e, então, adicionados de zinco, observando a ocorrência da reação. Em outro tubo de ensaio, 0,1 g do mesmo composto foram dissolvidos em 50 ml de água, sendo adicionados de 0,2 ml de ácido sulfúrico. Inseriu-se um pedaço de ferro nesta solução e observaram-se os acontecimentos.
Na sequência, 0,1 g ainda do mesmo composto foram dissolvidos em 10 ml de água, sendo adicionados de algumas aparas de zinco. Agitou-se e observou-se o resultado da reação. Após, uma solução de sulfato de zinco foi colocada preenchendo 1/3 do volume de um tubo de ensaio, onde se adicionaram algumas aparas de cobre, observando os resultados. O mesmo volume deste composto foi colocado em outro tubo de ensaio, mas agora adicionando-se algumas aparas de magnésio. Após agitamento, observou-se a reação.
Para estudar a reação do ácido nítrico com o cobre, HNO3 a 50% foi colocado preenchendo ¼ do seu volume e, então, adicionaram-se algumas aparas de cobre. Tomou-se o cuidado de não deixar entrar em contato com a pele o ácido nítrico, em vista de que trata-se de um composto muito corrosivo.
Para estudar a corrosão do ferro, preparou-se 50 ml de solução de ágar. Para isto, 50 ml de água destilada foram aquecidos ao bico de Bunsen até a fervura. Em seguida, 0,5 g de ágar em pó foram adicionados, mantendo sob agitação até que todo o ágar estivesse completamente dissolvido. Depois, adicionaram-se 3 gotas de ferrocianeto de potássio 0,1 mol/l e 2 gotas de fenolftaleína 0,1%. Agitou-se toda a solução afim de se obter perfeita homogeneização.
Quatro pregos de ferro foram lixados. Eles foram, então, colocados numa placa de Petri, tomando-se o cuidado para não deixar que entrassem em contato. Em um dos pregos, enrolou-se pequenos pedaços de magnésio em aparas. Finalmente, a solução de ágar foi transferida para a placa de Petri até que todos os pregos ficassem cobertos. Observou-se os resultados das reações, que foram anotados. 
RESULTADOS E DISCUSSÕES
 REAÇÃO DE METAIS COM ÁGUA
Primeiramente lixamos os pedaços de cobre, ferro, zinco e magnésio até que ficassem brilhantes. Colocamos os pedaços dos metais em 4 tubos de ensaio, cobrimos com água destilada e observamos periodicamente se ocorreriam modificação na cor da solução, na superfície do metal (aspecto, cor, brilho), etc.
Houve apenas uma reação entre as substâncias, isso ocorreu porque os metais menos reativos que o magnésio (Mg) e mais reativos que o hidrogênio (H) só reagem com a água em altas temperaturas.
O Mg reage lentamente na água fria e vigorosamente com H2O(v) (vapor), pois na água fria ele se torna revestido com Mg(OH)2 que é insolúvel, de modo que impede que a água entre em contato com o magnésio. 
Mg(s) + H2O(l) MgO(s) + H2(g)
Se realizássemos o experimento com a água vapor, o ferro e o zinco também reagiriam:
3Fe(s) + 4H2O(v) Fe3O4(s) + 4H2(g)
Zn0(s) + H1+2O(v) Zn2+O(s) + H20(g)
As duas reações são de deslocamento. Na reação do zinco com a água, o zinco sofre oxidação e perde elétrons, se tornando Zn2+. Enquanto o hidrogênio sofre uma redução, ganhando elétrons e se tornando o H2 no estado gasoso.
 REAÇÃO DE SÓDIO METÁLICO COM ÁGUA
Colocamos água em uma cuba até sua metade e adicionarmos 10 gotas de fenolftaleína. Cuidadosamente, cortamos com uma espátula um pequeno pedaço de sódio metálico e colocamo-lo na cuba de vidro. Observamos e respondemos as questões relativas a este item.
A fenolftaleína ficou rosa indicando um, meio básico, libera energia, o potencial do sódio é baixo -2,71 v, por isso é altamente reativo.
2 Na(S) + 2H2O 2 NaOH(aq) + H2(g)
Oxidação Redução
 REAÇÕES DE METAIS COM ÁCIDO CLORÍDRICO
Diluímos em um béquer 15ml de ácido clorídrico com 60mL de água. Após, colocamos em 4 tubos de ensaio15ml da solução ácida resultante. Introduzimos nos tubos 1, 2, 3 e 4 respectivamente, osseguintes metais: cobre, ferro, zinco e magnésio, recém limpos. Observamos e comparamos a velocidade de desprendimento de gás em cada um dos tubos.
Comprovamos que o metal que tem potencial de redução menor é mais reativo do que o metal com potencial de redução maior. Por isso definimos que o magnésio, que possui potencial -2,37 reage mais rápido, logo em seguida temos o zinco (-0,76), ferro (-0,44) e o cobre (+ 0,34) que não reage com o ácido.
Quando colocamos uma fita de magnésio metálico na solução de ácido clorídrico, vimos a formação de bolhas, o que indica a formação do gás hidrogênio:
E Mg = -2,37 v
E H = 0,0 v
Δ E 0 = E maior – E red .menor
Δ E 0 = 0,0 – (-2,37)
Δ E 0 = + 2,37 v 
Mg(s)  + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq)  + H2(g)
magnésio  metálico     ácido clorídrico        cloreto de magnésio    gás hidrogênio
Nesse caso, houve a oxidação do magnésio e a redução do íon H+:
Oxidação: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e- (agente redutor)
Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g) (agente oxidante)
É por isso que os ácidos não podem ser guardados em recipientes feitos desses metais mais reativos que o hidrogênio (como, por exemplo, um copo de alumínio). 
No entanto, os metais nobres, aqueles que estão situados à direita do hidrogênio na fila de reatividade (Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au), não reagem de maneira espontânea ao serem colocados em contato com soluções ácidas. Exemplo:
Cu + HCl → não há reação
O cobre (Cu), por exemplo, é um metal nobre, que não reage ao ser colocado em contato com o ácido clorídrico:
Resumidamente, temos que os metais não nobres reagem com ácidos e que os metais nobres não reagem com ácidos.
 DESLOCAMENTO DE UM METAL POR OUTRO
No tubo 1 dissolvemos 0,1g de sulfato de cobre em 10ml de água. Adicionamos zinco em pó sob agitação até que a solução se tornasse incolor.
Zn+ CuSO4→ ZnSO4 + Cu
Já que o zinco possui um potencial de redução menor, ele é mais reativo que o cobre. Por conseqüência disso, o zinco sofre uma oxidação, se ligando ao composto SO42- e precipitando no fundo do tubo de ensaio, tornando a solução incolor.
E Zn = -0,76v
E Cu = +0,34v
Δ E 0 = E maior – E red .menor
Δ E 0 = 0,34 – (-0,76)
Δ E 0 = + 1,1v a reação é espontânea 
No tubo 2 dissolvemos 0,1g de sulfato de cobre e 0,2ml de ácido sulfúrico em 50ml de água. Introduzimos nesta solução um pequeno pedaço de ferro e observamos.
O ferro desloca o cobre do CuSO4, pois é mais eletropositivo que o cobre, ou seja, oxida-se justamente por causa do cobre. 
Isso resulta então em sulfato de ferro (II), gás hidrogênio e cobre como produtos da reação.
CuSO4(aq) + Fe(s) + H2SO4 FeSO4 + 2H + Cu
E Fe = -0,44v
E Cu = +0,34v
Δ E 0 = E maior – E red .menor
Δ E 0 = 0,34 – (-0,44)
Δ E 0 = + 0,78v a reação é espontânea 
No tubo 3 dissolvemos 0,1g de sulfato de cobre em 10ml de água. Adicionamos algumas aparas de zinco e esperamos 1 ou 2 minutos. Agitamos e observamos.
As aparas de zinco escureceram, obtendo a cor marrom. Estando o zinco à frente do cobre na fila de reatividade de metais, o zinco tem maior tendência de ceder elétrons que o cobre, ou seja, o zinco reduz o cobre. O cobre então é deslocado para fora do sal, ficando na forma de cobre metálico de nox zero (tinha nox +2 quando no sal), enquanto o zinco liga-se ao ânion sulfato, formando o sulfato de zinco. Esta é uma "reação de deslocamento". 
A crosta marrom que se formou em volta do pedaço de zinco metálico no experimento é precisamente o cobre metálico, produto da reação. Cobre tem coloração marrom. É interessante notar que nem todo o pedaço de zinco foi consumido na reação, durante o tempo observado. A coloração azulada do líquido remanescente é provocada pelo cobre em suspensão na água. 
CuSO4*5H2O + Zn ZnSO4 + 5 H2O + Cu
No tubo 4 colocamos a solução de sulfato de zinco até 1/3 do seu volume. Adicionamos algumas aparas de cobre. Agitamos e observamos.
Não ocorreu reação, pois o zinco tem o potencial de redução menor, sendo mais reativo do que o cobre. Isso faz com que a ligação do zinco com o ânion sulfato seja mais forte do que a do cobre. 
No tubo 5 colocamos a solução de sulfato de cobre até 1/3 do seu volume. Adicionamos algumas aparas de magnésio e esperamos 1 a 2 minutos. Agitamos e observamos.
Vimos que a reação entre sulfato de cobre 2 e magnésio ocorreu, pois ocorreu efervescência e formação de pequenas quantidades de uma substância vermelha (Cu), sendo o metal (Mg) decomposto. Isso aconteceu porque o magnésio é mais reativo que o cobre, formando sulfato de magnésio.
Mg + CuSO4→ MgSO4 + Cu
E Mg = -2,37v
E Cu = +0,34v
Δ E 0 = E maior – E red .menor
Δ E 0 = 0,34 – (-2,37)
Δ E 0 = + 2,71v a reação é espontânea 
 REAÇÃO DO ÁCIDO NÍTRICO COM O COBRE 
Após a junção de ácido nítrico ao cobre que se encontrava no fundo do tubo de ensaio verifica-se imediatamente a libertação de gases de cor castanha amarelada que borbulham na solução. Efetivamente, o ácido nítrico reage com cobre, originando novas substâncias com propriedades diferentes das primeiras, em que uma delas é um gás (óxidos de azoto – extremamente nocivos), e a outra constitui um sal de cobre  (Nitrato de cobre (II)) que fica em solução. 
4HNO3 (aq) + Cu( s) Cu2+ (aq) + 2NO3- (aq) + 2NO2 (g)+ 2H2O (l)
 EXPLICAÇÃO DA CORROSÃO PELA ATIVIDADE ELÉTRICA DOSMETAIS – CORROSÃO DO FERRO
O potencial de redução do Fe2+ é menor do que o potencial de redução do O2 em H2O. Sendo assim, o ânodo é o ferro, pois oxida e perde elétrons. A reação é dada por:
Fe0 (s) Fe 2+(aq) + 2 elétrons
O cátodo da reação é o oxigênio, pois reduz e ganha elétrons. A reação é dada por:
O2(g) + 2H2O + 4 elétrons 4OH-
Os pregos que não possuíam as fitas de magnésio em volta deles se oxidaram, ficando evidenciados pela cor azul. 
3Fe2+(aq) + 2[Fe(CN)3-] Fe3 [Fe(CN)6]2
Fe2+ Fe3+ + Fe2O3 .3H2O
Ferrugem
O prego que estava envolvido pelas fitas de magnésio não ficou azul, porque não ocorreu a oxidação do Fe que tem potencial de redução mais alto (-0,44) que o Mg (-2,37). Portanto, quem oxidou foi o Mg.
Mg(s) Mg2+ (aq) + 2 elétrons (ânodo)
O2(g) + 2H2O + 4 elétrons 4OH-
Nesse caso, o magnésio foi o metal de sacrifício, que são metais usados para proteger outros da oxidação, pois sendo mais reativos, com maior potencial de oxidação, serão atacados primeiro.
QUESTÕES PROPOSTAS
Com base nos resultados obtidos nos procedimentos 3.1 e 3.2 e 3.3, ordene os metais em ordem crescente de suas atividades. 
Mg(-2,37), Zn(-0,76), Fe(-0,44), Cu(+0,34).
Com base nas conclusões da questão 1 explique os resultados obtidos no procedimento 3.4. 
Os resultados obtidos corresponderam com a série de reatividade dos metais, pois o metal mais reativo (Mg) foi o que mais reagiu com o sulfato de cobre (tubo 5). O segundo metal mais reativo (Zn) também reagiu com o sultato de cobre, porém a reação foi mais lenta. O terceiro metal mais reativo do experimento (Fe) também reagiu com o sulfato de cobre se oxidando, pois é mais eletropositivo do que o cobre.
Escreva todas as reações que ocorrem nos itens 3.1, 3.2 e 3.3 e 3.4.
2 Na(S) + 2H2O 2 NaOH(aq) + H2(g)
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
Zn+ CuSO4→ ZnSO4 + Cu
CuSO4(aq) + Fe(s) + H2SO4 FeSO4 + 2H + Cu
CuSO4*5H2O + Zn ZnSO4 + 5 H2O + Cu
Mg + CuSO4→ MgSO4 + Cu
Para o procedimento 3.6 fazer o esquema do experimento desenhando as placas no início do experimento e após 1-3 dias, indicando as cores observadas. Anotar nos desenhos os compostos formados. 
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Existe algum ácido com o qual o cobre reagirá?
Sim, o ácido nítrico. O cobre é oxidado, produzindo íons Cu+2, já que o ácido nítrico é reduzido para dióxido de nitrogênio.
Qual é a equação química balanceada que representa a reação entre alumínio metálico e ácido clorídrico? E entre níquel metálicoe ácido clorídrico?
2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2
2 Ni + 6 HCl 3 H2 + 2 NiCl3
CONCLUSÃO
O conhecimento prévio da fila de reatividade é muito importante para prever a ocorrência ou não de reação de deslocamento entre metais. Qualquer metal dessa fila pode ceder elétrons, ou seja, reduzir cátions de outro metal colocado á sua direita na fila. As reações observadas são de simples troca ou deslocamento, pois resultam da reação entre uma substância simples com uma substância composta, dando origem a uma nova substância simples e outra nova substância composta. Além da afinidade química, outros fatores influenciaram a ocorrência de reações entre os metais, como a quantidade de amostra que interferiu na velocidade da reação, e o aquecimento do meio que acelerou a reação.
7. REFERÊNCIAS
[1] Ordem de reatividade dos metais. Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br/quimica/ordem-reatividade-dos-metais.htm Acesso em 20 de novembro de 2016.
[2] Reatividade dos metais. Disponível em: http://alunosonline.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais.html Acesso em 20 de novembro de 2016.
[3] Reações de deslocamento, de substituição ou de simples troca. Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-deslocamento-substituicao-ou-simples-troca.htmAcesso em 20 de novembro de 2016.
[4] Mundo Educação, Reatividade de metais com ácidos. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-acidos.htm>. Acesso em 8 de novembro de 2016
[5] Mundo Educação, Corrosão dos Metais. Disponível em: < http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/corrosao-dos-metais.htm >. Acesso em 5 de dezembro de 2016
[6] Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-deslocamento-substituicao-ou-simples-troca.htm Acesso em 24 de novembro de 2016.