Relatorio - Reatividade dos metais.docx

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
CENTRO DE FORMAÇÃO DE PROFESSORES
UNIDADE ACADÊMICA DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II
PROFESSOR: FERNANDO ANTÔNIO PORTELA DA CUNHA
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
REATIVIDADE DOS METAIS
ALLINE MONTEIRO SILVA 
JOSEFA CRISTIANA DE ALMEIDA
SUZANE TORQUATO LEITE
MESSIAS OLIVEIRA SILVA
2.PERÍODO- 2017.1
LABORATÓRIO DE QUÍMICA/UFCG
Cajazeiras/PB
2017
RESUMO
	Com o objetivo de analisar reações entre metais de diferentes reatividades, realizou-se o procedimento de colocar em contato os metais zinco(Zn),cobre(Cu),e chumbo(Pb) em sua forma metálica com as soluções de; cloreto de cobre, ácido clorídrico , ácido sulfúrico, sulfato de zinco, nitrato de chumbo e cloreto férrico. Assim observou-se experimentalmente se ocorria reação ou não confrontando com os dados teóricos da química básica. Foi possível ter uma noção básica entre metais mais ou menos reativos, relacionando isso com a corrosão – reações de oxirredução com danificação da amostra e relacionar a teoria com a prática.
Palavras-chave: metais, reatividade, corrosão, oxidação.
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. Ou seja, formam-se uma fila de reatividade química, onde os metais menos nobres são mais reativos que os metais mais nobres. Entre os metais menos nobres incluem-se os metais alcalinos, metais alcalinos terrosos, e outros metais, já os mais nobres são os metais a direita do hidrogênio (H). O metal mais reativo reage em geral com substâncias iônicas cujos cátions são menos reativos
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)
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, Menor nobreza
OBJETIVO 
Trabalhar o conceito de reatividade química e estabelecer a ordem de reatividade entre alguns metais por suas forças relativas como agentes redutores.
SOLUÇÕES, REAGENTES E MATERIAIS 
	Soluções
	Reagentes
	Vidrarias
	HCL ácido clorídrico 10% 
	Zinco
	Tubos de ensaio - 5
	(H2SO4) Acido sulfúrico (3ml )
	Magnésio
	Pipeta graduada (5ml)
	Cloreto de cobre
	Cobre
	
	Sulfato de zinco
	Alumínio 
	
	Nitrato de chumbo
	Chumbo 
	
	Nitrato férrico
	Água destilada
	
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1.Reações de metais com ácidos. 
4.1.1. Adicionamos HCl a 10% em 5 tubos de ensaios (aproximadamente 2,0 mL). Em cada um dos cinco tubos também adicionamos as seguintes aparas de metais: Magnésio, Alumínio, Zinco, e Cobre. Anotamos as nossas observações de cada ensaio. 
Em um tubo de ensaio colocamos 3 ml de ácido sulfúrico concentrado 
(esta atividade foi realizada na capela). Adicionamos aparas de alumínio e observamos por 3 minutos e anotamos. Depois adicionamos 2ml de água destilada. Observamos e anotamos novamente.
4.2 Reações entre metais. 
Em um tubo de ensaio colocamos solução de cloreto de cobre (aproximadamente 2,0 mL). Adicionar chumbo metálico aguardou 5 minutos, agitamos e observamos. 
Cu2+(aq) + Pb →
Em um tubo de ensaio colocamos solução de nitrato ou acetato de chumbo (aproximadamente 2,0 mL). Adicionar cobre metálico, agitamos e observamos. 
Pb2+(aq) + Cu(s) →
Em um tubo de ensaio colocamos solução de cloreto de cobre (aproximadamente 2,0 mL). Adicionamos zinco metálico, aguardamos 5 minutos, agitamos e anotamos.
Cu2+(aq) + Zn(s) →
Em um tubo de ensaio colocamos solução de sulfato de zinco (aproximadamente 2,0 mL). Adicionamos aparas de cobre, agitamos e anotamos.
Zn2+(aq) + Cu(s) →
Em um tubo de ensaio colocamos solução de nitrato ou acetato de chumbo (aproximadamente 2,0 mL). Adicionamos pedaços de zinco, observarmos e anotamos.
Pb2+(aq) + Zn(s) →
Em um tubo de ensaio colocamos solução de sulfato de zinco (aproximadamente 2,0 mL). Adicionamos pedaços de chumbo, observarmos e anotamos.
Zn2+(aq) + Pb(s) →
Em tubo de ensaio colocamos (2ml) de cloreto férrico (FeCL3). Adicionamos pedaços de cobre, observarmos e anotamos. (experimento com placa de circuito eletrônico).
Fe3+(aq) + Cu(s) →
 Colocar os metais estudados em ordem decrescente da força redutora. 
RESULTADO E DISCUSSÕES 
Nas reações com o HCL obtivemos que:
O magnésio (Mg) reagiu instantaneamente, com a formação de bolhas e uma pequena liberaçao de calor.
O alumínio (Al) reagiu letamente após um certo tempo com a formação de minusculas bolhas.
O zinco (Zn) reagiu muito lentamente após agitação e a espera de um ttempo.
O cobre (Cu) não reagiu.
Nas reações com ácido sulfúrico:
O cobre iniciou uma reação lenta com o acido sulfúrico, porém, acelerou-se apenas após serem inseridas algumas mL de água dentro da solução. Isto ocorreu por conta de o ácido estar muito concentrado para que pudesse reagir com o cobre, esta diminuição na concentração pôde ser feita ao se colocar água e, logo foi possível a liberação do íon H+ que foi por meio da liberação de bolhas ocasionadas pelo gás hidrogênio liberado da reação. 
Nas reações entre metais:
4.2.1 O chumbo metálico (Pb) foi introduzido na solução de cloreto de cobre e após um tempo observou-se uma mudança na coloração do chumbo, uma cor avermelhada, típica do cobre, isso ocorreu por que o chumbo é mais reativo que o cobre e por isso ele o desloca e toma seu lugar na solução. 
4.2.2 Sabendo disso, seria notável predizer o resultado do próximo experimento que envolvia a adição de aparas de cobre metálico na solução de nitrato de chumbo, sabendo que o chumbo é mais reativo, ele não perderia lugar para o cobre na reação, portanto, o cobre não reagiu.
4.2.3 Aparas de zinco metálico foram introduzidas em uma solução de cloreto de cobre e observou-se uma mudança de cor após o início da reação, tendendo para o vermelho. Isso ocorre por que o zinco é mais reativo e por isso desloca o cobre da reação, fazendo com que este, por sua vez, se solidifique em parte no fundo do recipiente.
4.2.4 De modo análogo ao anterior mostrado na reação 4.2.2. O zinco, assim como o chumbo, é mais reativo que o cobre que é um metal nobre e pouco reativo, por conta disso o pedaço de cobre, ao entrar em contado com a solução aquosa de zinco, não reage por motivos citados anteriormente.
4.2.5 O zinco foi introfuzido em uma solução de nitrato de chumbo e, este reagiu alterando sua cor e com uma pequena elevação de temperatura. Isto ocorre pelo fato de o zinco ser um pouco mais reativo que o chumbo e o desloca da solução.
4.2.6 O inverso da reação anterior não seria possível pelo fato de a ordem de reatividade favorecer o zinco, mostrando ser mais reativo que o chumbo e, por conta disso, o chumbo não reage na solução aquosa de zinco.
4.2.7 Uma placa de circuito eletrônico foi inserida em um becker com uma solução de cloreto férrico e, observou-se que a placa começou a ser corroída pelo cloreto, mostrando que o cobre deslocou o ferro da solução. 
 
 6. CONCLUSÃO
A prática teve a finalidade de observar a reatividade de diferentes metais de modo que se comprovasse suas capacidades de oxidação e de oxidoredução por meio de experimentos envolvendo ácido clorídrico, ácido sulfúrico e soluções aquosas de metais, concluindo que a reação também dependeria da concentração do ácido em alguns casos mas, em reações entremetais, dependeria da reatividade dos mesmos, sendo que a reação inversa não pode ocorrer por conta de um metal ser mais reativo do que o outro, favorecendo assim apenaa a reaçao direta.
REFERENCIAS 
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna, o meio ambiente. Reimpressão. Porto Alegre: Bookman, 2002. 914 p.
QUESTIONÁRIO 
8.1. Desenvolva, os cálculos e procedimentos experimentais para preparar 100ml da solução de ácido clorídrico utilizada neste experimento (4.1.1). verifique a concentração dedo HCl existente no laboratório.
8.2. Escreva as reações completas desde 2 até 8.
8.3. Escreva as reações completas de todos os metais do item 4.1.1.
8.4. como você explica as observações dos passo experimental 4.1.2.
8.5. com base nas suas observações, complete as reações desde a equação 2 até 8.
8.6. com base nos experimentos do item 3.2 coloque os metais trabalhados em ordem crescente de reatividade.
8.7. na introdução afirmou que o ferro metálico (Fe) é muito reativo que o Cu2+ (Eq.1). o passo experimental 4.2.7 parece mostrar que o cobre (Cu) é mais reativo que o ferro. Estas afirmações parecem contraditórias, pois vimos nos experimentos que; As equações 6 e 7 apenas uma deve ocorrer espontaneamente, pois são reações inversas. Seguindo este principio as reações 1 e 8 também parecem inversa mas as duas ocorrem. Com base numa tabela de potencial de oxidação/redução explique este fato.
8.8. com base nos experimentos do item 4.1 coloque os metais trabalhados em ordem crescente de reatividade. 
RESPOSTAS
8.1
 A solução estoque tem 37% de HCl em massa. Para preparar uma solução a 10% em 0,1L. M1V1= M2V2→ 37.V1= 10.0,1→ v1=1/37→ v1= 0,0270. Logo, será preciso retirar da solução estoque 0,027 L ou 27 Ml.
8.2
1- Cu2+ (aq) + Pb(s) →Cu(s) + Pb2+
2- Pb2+(aq) + Cu(s) → Não há produtos
3- Cu2+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + Cu(s)
4- Zn2+(aq) + Cu(s) → Não há produtos
5- Pb2+ (aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + Pb(s)
6- Zn2+ (aq) + Pb(s) → Não há produtos
8.3
2HCl (aq) +Mg (s) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
6HCl (aq) + 2Al(s) → 2AlCl3 (aq) + 3H2 (g)
2HCl (aq) + Zn(s) → ZnCl2 (aq) + H (g)
6HCl(aq) + 2Fe(s) → 2FeCl3 + 3H2 (g)
HCl(aq) + Cu → Não há produtos
8.4
Ao adicionar o Alumínio em uma solução de H2SO4 é perceptível a formação de gás. Com a adição de água a solução de H2SO4 fica diluída, ou seja, a concentração de íons H+ diminui o que diminui a velocidade de formação de gás Hidrogênio. 
8.6
Cu < Pb < Fe < Zn < Al < Mg
8.8
 Cu < Fe < Zn < Al < Mg