Relatorio REATIVIDADE DOS METAIS

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UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ
 Química Geral
 
Turma: 3012
Professora: Barbara
Aluno: Chrisnanda Rocha 
Matrícula: 201308169205 
Aluno: 
Matrícula: 
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Matrícula: 
 Nome: 
 Matricula:
Macaé 2018
Capítulo 1- Introdução
A reatividade química dos metais 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. 
Por exemplo: colocando-se uma lâmina de ferro em uma solução de sulfato de 
cobre (II) (coloração azul), verifica-se que a lâmina de ferro fica recoberta por uma 
camada de metal vermelho (o cobre). Por outro lado, a solução fica amarela [ solução de sulfato de ferro(II)]. 
 Ocorre pois, uma reação química que pode ser representada pela seguinte 
equação: 
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) 
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
Conclui-se que o ferro é mais reativo do que o cobre, pois o desloca de seu 
composto. 
Por meio de reações deste tipo, colocam-se os metais em ordem crescente de 
reatividade química.
Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au .
 Maior reatividade da esquerda para direita
objetivos
Comprovar experimentalmente a ocorrência de reações de deslocamento entre 
metais através da fila de reatividade química. 
Identificar alguns elementos metálicos por meio das cores.
 
 
MATERIAIS E MATERIAIS E REAGENTES 
 Tubos de ensaio 
 Sulfato de cobre 5%
 Espátula 
 Sulfato de magnésio 5% 
 Suporte para tubos de ensaio 
 Nitrato de prata 5% 
 Pipetas 5 ou 10 Ml
 Sulfato de zinco 5% 
 Ácido clorídrico 5% 
 Cloreto de sódio 5% 
 Ácido nítrico 50% (1:1) 
 Sódio metálico
 Potássio metálico 
 Aparas de magnésio 
 Aparas de alumínio 
 Aparas de zinco 
 Fragmento de ferro 
 Fragmentos de cobre 
 Solução fenolftaleína
Procedimentos
A professora colocou água até a metade de uma cuba e adicionou 5 gotas de fenolftaleína, e com cuidado cortou uma fragmento de sódio metálico com uma espátula e colocou na cuba de vidro gerando então uma reação de cor rosa e gases se desprendendo.
Reações dos metais com ácido clorídrico
Pegamos 5 tubos e adicionamos a cada um 3ml de ácido clorídrico a 5%. Em seguida, colocamos aparas de magnésio em um tubo e observamos que o magnésio se dissolveu rapidamente. 
No segundo tubo adicionamos aparas de zinco e ocorreu uma reação lenta entre ambos.
No terceiro tubo acrescentamos ferro ao ácido clorídrico e a reação foi ainda mais lenta que a anterior.
No quarto e quinto tubo, acrescentamos alumínio e cobre e não houve reação visível.
Pegamos um tubo de ensaio e adicionamos 3ml de ácido nítrico a 50%. Em seguida, colocamos no tubo aparas de cobre após a junção verificamos imediatamente a libertação de gases de cor castanha amarelada que borbulham numa solução de cor verde lima intensa. Estes fatos, observáveis a olho nu constituem evidências de que ocorreu uma reação química. Originando novas substâncias com propriedades diferentes das primeiras, em que uma delas é um gas (óxidos de azoto – extremamente nocivos), e a outra constitui um sal de cobre (Nitrato de cobre (II)) que fica em solução, sendo a mistura destas substâncias novas formadas responsável pela cor verde lima da solução. 
4HNO3 (aq) + Cu ( s)→ Cu2+ (aq) + 2NO3- (aq) + 2NO2 (g)+ 2H2O (l).
Reações entre Metais
Pegamos um tubo de ensaio e adicionamos 3 ml de sulfato de cobre e em seguida colocamos aparas de zinco,  após um tempo, perceberemos um escurecimento do pedaço de zinco metálico. A reação é lenta. Ao se sacudir o recipiente, pedaços marrons se soltaram do zinco metálico, que é prateado. O líquido do recipiente também ficou azulado. 
Seja esta reação ilustrada pela equação abaixo: 
Zn(s) + CuSO4 (aq) à ZnSO4 (aq) + **(s) 
Aparas de magnésio em solução de sulfato de zinco 
Percebemos alteração na cor ficando azul, liberação de gás e desprendimento de partículas do magnésio.
Aparas de cobre em solução de sulfato de zinco.
Houve reação espontânea, percebemos alteração para a cor azul porém o cobre não se desfez facilmente.
Aparas de cobre em solução de sulfato de magnésio
Não houve reação, não alterou nada visivelmente.
Aparas de de zinco em solução de cloreto de sódio
Não houve reação.
Aparas de alumínio em solução de cloreto de sódio
Não houve reação.
Aparas de cobre em solução de cloreto de sódio
Não houve reação.
Aparas de magnésio em solução de nitrato de prata
Não houve reação.
Aparas de zinco em solução de nitrato de prata
A solução ficou de cor turva, as amparas de zinco se desfizeram.
Aparas de alumínio em solução de nitrato de prata
Houve aquecimento do tubo, a solução escureceu e o alumínio se desfez.
2.0 Reatividade dos metais frente a uma fonte de energia térmica
Materiais e Reagentes
Bico de Bunsen
Fio de platina
Ácido clorídrico 
Cloreto de cálcio
Cloreto de potássio
Cloreto de bário
Cloreto de cobre
Cloreto de sódio
Procedimento
Primeiro limpamos o fio de platina e mergulhamos ele no ácido NaCl/cloreto de sódio, e em seguida aquecemos na zona de fusão do bico de gás, sendo visível a cor alaranjada.
Limpamos o fio de platina com água, e mergulhamos no ácido clorídrico colocando-o no fogo até que não haja mais reação. 
Repetimos o procedimento com demais sais metálicos, mergulhamos o fio de platina no cloreto de Bário, levando a cor amarelo/laranja.
Mergulhamos também no Cloreto de cálcio que nos levou a cor vermelha. 
No cloreto de Cobre ficou esverdeado e por fim no cloreto de potássio que nos levou a cor roxa.
Questões
O que acontece quando o sódio metálico entra em contato com a água? Explique e escreva as reações envolvidas, balanceando a equação química.
Escreva as cores emitidas pelos sais metálicos examinados no experimento da parte 2, e explique o fenômeno da emissão de radiação luminosa pelos elementos examinados.
As cores foram vermelho, roxo, laranja e verde..
A luminescência é a luz produzida a partir emissão de energia, na forma de luz, por um elétron excitado, que volta para o nível de energia menos energético de um átomo. Este fenômeno, a luminescência, pode ser explicado da seguinte forma: 1) Um átomo, de um elemento químico qualquer, possui elétrons em níveis de energia. Ao receber energia, estes elétrons são excitados, ou seja, são promovidos a níveis de energia mais elevados. A quantidade de energiaabsorvida por um elétron é quantizada, ou melhor, é sempre em quantidades precisas, não podendo ser acumulada. 2) O elétron excitado tem a tendência de voltar para o nível menos energético, pois é mais estável. Quando ocorre esta passagem, do nível mais energético para o menos, ocorre também a liberação da energia absorvida, só que agora, na forma de um fóton, ou seja, na forma de luz. 
Como é possível identificar o cátions presentes em uma mistura sólida?
Cada cátion contém características diferentes uns dos outros, uma dessas características é a cor da chama que eles produzem, por exemplo, se você queimar o cátion Na+ produzirá uma chama amarela, se queimar o cátion K+ a chama será de cor violeta e assim por diante, para fazer isso basta pegar um pouco dessa mistura sólida e misturá-la com alguns poucos ml de água afim de homogeneizar tudo, depois disso colocar o resultado da mistura num borrifador e borrifá-lo contra uma chama e ver qual cor se formará e depois comparar com uma tabela colorimétrica.
CONCLUSÃO
Referencias Bibliográficas 
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAe19wAB/relatorio-1-av-pratica-testes-identificacao-cations-anions