RELATORIO DE AULA EXPERIMENTAL: OBTENÇÃO DE COMPOSTOS INORGANICOS E REATIIVIDADE DE METAIS

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO PARÁ
GOVERNO DO ESTADO DO PARÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E TECNOLOGIA
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA DE PRODUÇÃO
ELIANI GAMA
PEDRO AUGUSTO MARINHO
SAMIRA MORAIS
RELATÓRIO DE AULA EXPERIMENTAL - OBTENÇÃO DE COMPOSTOS INORGÂNICOS E REATIVIDADE DE METAIS
Marabá-Pará
2017
ELIANI GAMA
 PEDRO AUGUSTO MARINHO
SAMIRA MORAIS
RELATÓRIO DE AULA EXPERIMENTAL - OBTENÇÃO DE COMPOSTOS INORGÂNICOS E REATIVIDADE DE METAIS
Relatório apresentado como atividade para obtenção de nota parcial da disciplina Química Experimental do curso de Engenharia de Produção, Universidade do Estado do Pará. 
Prof. Me Caio Serrão
Marabá-Pará 
2017
1 INTRODUÇÃO
Funções inorgânicas são os grupos de compostos que apresentam características semelhantes. (ARRHENIUS, 1903)As principais funções inorgânicas são:ácidos, bases, sais e óxidos.
 As reações desenvolvidas neste trabalho, em sua maioria, ocorrem em soluções aquosas, com ácidos e bases fortes reagindo, o ácido por sua vez tem a capacidade de ionizar em água, ou seja, tem a capacidade de mudar o odor, o sabor, fazendo com que o pH do experimento seja abaixo de 7 com baixo ponto de ebulição, já as Bases separa cargas, em união com os ácidos é possível que o resultado seja sais e água. Os sais são resultado da neutralização de duas dessas funções inorgânicas (ácido e base), os sais são sólidos, cristalinos e fazem ebulição em temperaturas altas.
 Os óxidos são composto por apenas dois elementos químicos, sendo o oxigênio com maior eletronegatividade.
 Os óxidos ácidos reagem com água e através dessa reação obtém-se um ácido e ao reagir com uma base geram água e um sal.
 Já os óxidos básicos ao reagirem com água geram uma base, e ao reagir com um ácido produzem sal e água.
 Os metais possuem poucos elétrons na sua última camada de valência, logo tem maior tendência a perder elétrons, isso explica a facilidade de oxidação.
 Oxidação significa a perda de elétrons, indica também o processo de oxidar, ou seja, de combinar um elemento com oxigênio, transformando-o em um óxido, quando um composto químico perde elétrons sofre oxidação.
 Reações às quais veremos no decorrer deste trabalho.
2 OBJETIVOS
Realizar reações químicas envolvendo as principais funções inorgânicas (ácido, base, sais e óxidos) e, observar aspectos qualitativos (características dos reagentes e produtos) relacionados às mesmas.
Observar quais dos metais (Cu, Fe, Mg, e Zn) têm facilidade de reagir ou não com o HCl (ácido clorídrico). 
3 MATERIAL E MÉTODOS
3.1 Materiais e Reagentes
Estante para tubos de ensaio; 
Tubos de ensaio;
Béquer de 100 mL;
Erlenmeyer de 500 mL;
Dispositivo de fio de cobre;
Rolha de borracha;
Pinça metálica;
Pipeta de Pasteur;
Pipeta graduada de 5,0 mL;
Pêra;
Papel indicador universal;
Capsula de porcelana;
Água destilada
Fenolftaleína 1%;
Ácido Clorídrico;
Limalha de Ferro;
Fita de Magnésio;
Cobre;
Sódio;
Lamparina de Álcool;
Capela de Exaustão. 
Procedimento Experimental
a) Selecionou-se uma pequena fita de magnésio com uma pinça metálica, a fita foi colocada em combustão no bico da lamparina de álcool. Recolheu-se o produto combustão em uma capsula de porcelana após, cautelosamente, introduziu-se em um tubo de ensaio. Com a pipeta de Pasteur adicionou-se aproximadamente 1 mL de água destilada e agitou-se até que as cinzas do sólido se dissolvessem. 
No tubo de ensaio contendo a solução pingaram-se duas gotas do indicador fenolftaleína, em seguida mergulhou-se o papel indicador no tubo de ensaio, comparou-se sua cor com a tabela de cores padrão. Acrescentou-se aproximadamente 1 mL de agua destilada e reservou-se o tubo de ensaio na estante para tubos de ensaio.
b) Separaram-se quatro tubos de ensaio e adicionou-se respectivamente em cada tubo, um pedaço de cobre, um pedaço, um pedaço de magnésio em pedaço de ferro. Identificou-se cada tubo e levou-se à capela de exaustão onde foi adicionado com o auxilio da pêra adaptada a pipeta graduada 1 mL de ácido clorídrico em cada tubo.
c) Na capela de exaustão em um erlenmeyer de 500 mL, foram colocados 100 mL de água destilada e reservou-se uma rolha de diâmetro suficiente para que posteriormente pudesse vedá-lo. Com o auxílio da lamparina de álcool e de um dispositivo de cobre uma pequena amostra de enxofre foi levada para a combustão até que a chama azul na parte superior do composto foi extinta; depois de feito isto, essa pequena amostra contida no dispositivo de combustão foi introduzida no erlenmeyer, fixando o dispositivo na parte superior do frasco e fechou-se o erlenmeyer com a rolha de modo que a amostra não entrasse em contato com a água para que os gases provenientes da etapa anterior pudessem reagir com o solvente.
d) Transferiu-se o conteúdo do erlenmeyer para um Becker de 100 mL, após foi mergulhado o papel indicador universal, comparou-se sua cor com a tabela de cores padrão. Pipetou-se com a pipeta graduada e pêra 2,5 mL da solução formada na etapa (c) e adicionou-se em tubo de ensaio que continha a solução reservada na parte (a).
4 RESULTADOS E DISCUSSÕES
1.Combustão do Magnésio.
Depois de ter passado pelo processo de combustão o magnésio originou oxido de magnésio, ou seja, o magnésio no estado sólido reagiu com o oxigênio no estado gasoso e originou o óxido de magnésio no estado sólido. O produto obtido da queima ficou com aspecto branco e foi depositado no cadinho de porcelana, devido a combustão, os resíduos ficaram com aspecto de "cinzas". 
A reação é descrita pela equação: Mg (s) + ½ O2 (g) → MgO (s)
2 Formação de uma solução entre os resíduos da queima do magnésio e água destilada. O resíduo foi misturado com água estilada, obteve-se uma solução aquosa de hidróxido de magnésio Mg(OH)2, com impurezas. 
A reação é descrita pela equação: MgO + H2O → Mg(OH)2
3.Caracterização da solução através de um indicador.
Submeteu-se a solução obtida ao tratamento de um indicador, fenolftaleína, comprovou-se a formação de uma base. Pois se observou uma mudança da coloração da solução aquosa, após a adição do indicador esta solução modificou sua coloração para a cor rósea.
4.Notou-se que ao mergulhar o papel indicador universal na solução de Mg(OH)2, comparou-se o mesmo com a tabela de cores padrões das possibilidades, observou-se que a faixa de pH obtida segundo as cores tabeladas, foi faixa 8, portanto indicando que aquela solução tinha um caráter básico ou caráter alcalino.
5 Reação entre Cobre e Ácido Clorídrico.
Observou-se que o cobre ao ser misturado com o ácido clorídrico, não sofreu nenhuma alteração, pois não houve mudança de cor, liberação de gás e mudança de temperatura. Afirmou-se que não houve nenhuma reação entre os dois, devido à baixa reatividade do cobre. 
6. Reação entre Zinco e Ácido Clorídrico.
Observou-se que aconteceu a reação, por que às vezes ocorrem fatos visíveis que confirmam a ocorrência de uma reação, nesse experimento o fato que evidenciou a ocorrência da reação foi a liberação de gás. A partir da reação, percebeu-se que o zinco deslocou o hidrogênio do HCl e foi formada uma nova substância composta, o cloreto de zinco, e outra substância simples, o gás hidrogênio. Essa reação pode ser chamada de reação de simples troca ou deslocamento. 
 Equação da reação: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
7. Reação entre Magnésio e Ácido Clorídrico.
 Observou-se que o magnésio ao ser colocado em contato com ácido clorídrico se dissolveu de modo instantâneo com liberação de gás (H2) de coloração amarelada. Ao reagir com o ácido clorídrico o magnésio antes sólido reagiu com o Cl e passou para o estado aquoso formando o cloreto de magnésio e o hidrogênio antes na forma aquosa, passou ao estado gasoso liberando energia em forma de calor, ou seja, uma reação exotérmica.
 A reação é descrita pela equação: Mg (s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2(g)
8.Reação entre Limalha de Ferro e Ácido Clorídrico.
Notou-se que a limalha de ferro ao ser colocada em contato com ácido reagiu lentamente e após alguns minutos observou-se uma leve efervescência, que nada mais é do que as bolhas de hidrogênio sendo liberada, a reação ficaram com uma coloração verde-clara. Nessa reação o ferro substituiu o hidrogênio do ácido formando Cloreto de ferro II (FeCl2) ocorreu assim a liberação do hidrogênio. 
A reação é descrita pela equação: Fe(s) + 2HCl(l) FeCl2(aq) + H2(g)
9 Combustão Do Enxofre 
Notou-se que ao passar pelo processo de combustão o enxofre não liberou apenas energia, o mesmo reagiu com o oxigênio do ar e originou o oxido de enxofre. 
A reação é descrita pela equação: S(s) + O2(g) → SO2(g)
10. Reação entre Óxido de enxofre e oxigênio contido no interior do erlernmeyer
Observou-se quando o enxofre ainda em processo de combustão foi levado ao erlernmeyer o oxido de enxofre formado através do processo de combustão, reagiu novamente com o oxigênio do interior do erlenmeyer e passou por um novo processo de oxidação formando assim o trióxido de enxofre, substancia inorgânica, gasosa, incolor e bastante irritante.
A reação é descrita pela equação: SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g)
11. Reação entre trióxido de enxofre e água destilada.
 Depois de formado trióxido de enxofre, o mesmo reagiu com a água no interior erlernmeyer e formou o ácido sulfúrico.
 A reação é descrita pela equação: SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
12. Caracterização da solução de ácido sulfúrico através do papel indicador universal.
Depois que se mergulhou o papel indicador universal na solução de ácido sulfúrico e comparou-se sua cor com a tabela de cores padrão, foi observado que a faixa de pH que a solução pertence, é a faixa 3, caracterizando-a assim com uma substância ácida.
13. Mistura entre Hidróxido de magnésio Mg(OH)2 e Ácido Sulfúrico.
No tubo de ensaio contendo o hidróxido de magnésio produzido no item 2 , foi adicionado o ácido sulfúrico produzido no item 11. A quantidade aproximada de cada um foi de 2,5 mL, quando essas duas substâncias foram misturadas a solução tornou-se incolor, pois o hidróxido de magnésio reagiu com o ácido sulfúrico, ocorrendo assim uma reação de neutralização que nesse experimento foi uma reação entre uma base e um ácido, o resultado dessa reação foi a formação do sal sulfato de magnésio e duas moléculas de água.
A reação é descrita pela equação: Mg(OH)2+ H2SO4 → MgSO4 + 2H2O
5 CONCLUSÃO
Conclui-se que o oxido de magnésio é um oxido básico, pois apresenta um metal e o oxigênio na sua constituição e tem uma boa solubilidade em agua. Quando misturados com a agua os óxidos básicos formam um base inorgânica; no caso do experimento feito a base orgânica formada foi o hidróxido de magnésio, considerada uma base fraca, pois ao verificar seu pH com papel indicador universal obteve-se o valor 8, e quando adicionado o indicador fenolftaleína a solução de hidróxido de magnésio ficou rósea. Desta maneira a caracterização de suas propriedades foi feita de duas maneiras, e nas duas maneiras comprovou-se que o hidróxido de magnésio tem caráter básico.
Dependendo do grau de sua reatividade, os metais conseguem deslocar o hidrogênio dos ácidos, dando-se o nome de reação de deslocamento. Entre os quatro metais que foram usados nos experimentos o zinco, ferro e magnésio reagiram com o ácido clorídrico, esses metais são chamados de não nobres, esses metais que aparecem à esquerda do hidrogênio na fila de reatividade são mais reativos que o hidrogênio e, assim, deslocam o hidrogênio dos ácidos, formando o cátion H+. 
Os metais nobres são aqueles que estão situados à direita do hidrogênio na fila de reatividade (são menos reativos que o H), não reagem de maneira espontânea ao serem colocados em contato com soluções ácidas, como o Cu é um metal nobre e tem pouca reatividade ele não consegue deslocar H dos ácidos (isso para reações que há o íon H+), por isso não houve reação entre o cobre e o ácido clorídrico, comprovando que o cobre é menos reativo e não promoveu nenhuma interação com os átomos do ácido clorídrico.
Quando o trióxido de enxofre entrou em contato com a água que estava dentro erlernmeyer foi formado o ácido sulfúrico, caracterizando assim o trióxido de enxofre como um oxido ácido, umas das características dos óxidos ácidos é que quando em contato com a agua formam um ácido. O ácido formado no experimento foi o ácido sulfúrico, que é considerado um ácido forte, pois quando se mediu seu pH através do papel indicador, sua marcou valor 3 na escala de pH, caracterizando-o assim como uma solução de caráter extremamente ácido. 
Quando hidróxido de magnésio foi misturado com o ácido sulfúrico, ocorreu uma reação de neutralização, onde se misturou um oxido básico com um oxido ácido, quando isso ocorre tem-se por resultado a formação de um sal e agua, a solução adquiriu um caráter neutro, pois marcou valor 7 na escala de pH , ficando assim no tubo de ensaio uma solução contendo apenas sal (o sal produzido no experimento foi o sulfato de magnésio) e água.
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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