Relatório Dirigido Estrutura Atômica

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Universidade Federal Fluminense
Instituto de Ciências Exatas – ICEx
Química Experimental
Professor:Leandro Maranghetti Lourenço
	
QUESTÕES RELATIVAS Á PRÁTICA 4: ESTRUTURA ELETRÔNICA
1) Descreva o modelo atômico que veio a explicar o porquê das diferentes cores no teste de chama e qual a razão das cores e diferentes cores entre os sais analisados.
Bohr elaborou três postulados muito importantes para a compreensão que temos hoje a respeito da estrutura atômica.
Enquanto o elétron está numa determinada órbita, sua energia é constante.
Se o elétron receber energia suficiente, ele saltará para uma órbita com energia superior.
Ao retornar a sua órbita de origem, o elétron emite, na forma de ondas eletromagnéticas, a mesma quantidade de energia absorvida.
 	Os postulados de Bohr ajudam na compreensão do que ocorre no teste de chama. A queima de um sal metálico implica na promoção de elétrons, cujo retorno é revelado pela emissão de luz. Quando isso acontece, dizemos que o elétron foi excitado e que ocorreu uma transição eletrônica. A transição de retorno deste elétron ao nível inicial acompanha-se pela liberação da energia na forma de ondas eletromagnéticas, como, por exemplo, a luz visível, que é percebida por nossos sentidos como uma coloração.
 Como cada sal é composto por átomos que têm níveis de energia de valores diferentes, a luz emitida por cada um dos sais será em um comprimento de onda bem característico de cada um. É por isso que ao colocarmos, por exemplo, Cloreto de Sódio (NaCl) na chama, vemos uma coloração amarela intensa, em razão da presença do sódio; enquanto que se colocarmos o Sulfato de Cobre (CuSO4), o cobre fará com que a chama adquira coloração verde.
2) O que ocorre ao colocar o palito de fósforo da região oxidante e redutora da chama? Explique o porquê.
Na zona redutora da chama os gases estão misturados e não há oxigênio disponível para combustão completa do palito de fósforo, o palito começa a queima de fora para dentro. Já na chama oxidante, ocorre a combustão completa pois o contato com o oxigênio é muito mais intenso tornando a chama “mais quente”, a queima do palito ocorre do centro para as extremidades.
3) Na reação de sódio metálico com água, descreva:
a) A reação química envolvida.
2 Na(s) + 2 H2O(l) ---› 2 NaOH(aq) + H2(g)
b) O porquê do líquido na placa de vidro ter ficado rosa.
Pode-se observar na reação da página anterior que um dos produtos formados é o NaOH (Hidróxido de Sódio) que é uma base forte. Em contato com a fenolftaleína (indicadora de base) o líquido ficou inteiramente rosa, indicando seu meio básico. 
c) O porquê da pedra de sódio ter flutuado e “dançando” sobre a superfície da água.
Por conta da liberação de H2(g). Como o H2(g) é menos denso que a água, enquanto ele é liberado pela pedra de sódio ela vai flutuando sobre a água até a reação acabar. 
d) O motivo de faíscas terem saído em alguns casos.
Quando o sódio entra em contato com a água ocorre um aumento significativo na temperatura, que às vezes causa a ignição do hidrogênio. Este fato, combinado com a natureza corrosiva do sódio metálico, faz com que seja uma reação perigosa.
4) No Experimento 3.2, onde foi estudada a reatividade dos metais com ácidos, descreva cada reação química e explique o porquê de ter havido ou não uma reação química com base na fila de reatividade.
Cobre: Cu(s) + HCl(aq) → não há reação 
De acordo com a fila de reatividade o Cobre está atrás do Hidrogênio e não reage por ser menos reativo que ele. 
Magnésio: Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
	Estando à frente do Hidrogênio e por isso sendo mais reativo que ele, o Magnésio reage e libera H2 em HCl. 
Alumínio: 2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq)+ 3 H2(g)
	Sendo mais reativo que o Hidrogênio, no meio contendo ácido clorídrico a reação resulta numa liberação de H2 e uma grande liberação de calor.
Zinco: Zn(s) +  2HCl(aq)  →  ZnCl2(aq)  +  H2(g)
	Zinco metálico reage com ácido clorídrico por ser mais reativo que o Hidrogênio, produzindo cloreto de zinco e liberando gás hidrogênio, ocorre também uma grande liberação de energia em forma de calor. 
Ferro: Fe(s) + 2HCl(l) →  FeCl2(aq) + 2H2(g)
	Ferro reage com o ácido por ser mais reativo que o mesmo, observa-se uma leve efervescência pela liberação de hidrogênio na reação.
	
5) Assim como no item 3.2, descreva cada reação química do experimento 3.3 e explique o porquê de ter ou não havido cada reação química com base na fila de reatividade.
Sulfato de Cobre e Zinco: Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
	O Zinco é mais reativo que o Cobre fazendo assim que ocorra a reação. Após 3 minutos as aparas de zinco que eram acinzentadas ficaram pretas e a solução permaneceu azul. 
Sulfato de Zinco e Cobre: Cu(s) + ZnSO4 → -
	Como o Cobre é menos reativo que o Zinco a reação não acontece. 
Sulfato de Cobre e Magnésio: Mg(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + MgSO4(aq)
	Sendo mais reativo que o Cobre o Magnésio sofre reação. Em menos de 2 minutos as aparas de Magnésio estavam liberando calor e a solução estava turva.
Cloreto de Sódio e Cobre: Cu(s) + NaCl(aq) → -
Cloreto de Sódio e Zinco: Zn(s) + NaCl(aq) → -
Cloreto de Sódio e Alumínio: Al(s) + NaCl(aq) → -
Nos três experimentos não ocorrem mudanças, pois os metais não reagem com o sódio visto que estão atrás deles na fila de reatividade.