Relatório IV - Reatividade dos Metais - Química Geral

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���UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ – REATIVIDADE DE METAIS
 
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REATIVIDADE DE METAIS
Universidade Estácio de Sá
Faculdade: Universidade Estácio de Sá
Disciplina: Química Geral
Docente: Bárbara Diniz
Grupo: 
	
	
	
ÍNDICE
1- INTRODUÇÃO.................................................................................................................................4
2- OBJETIVO.......................................................................................................................................5
3- MATERIAIS E REAGENTES...........................................................................................................5
4- PROCEDIMENTO...........................................................................................................................5
5– RESULTADOS E DISCUSSÕES....................................................................................................6
6– QUESTÕES....................................................................................................................................9
7– CONCLUSÕES.............................................................................................................................10
8– REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS.............................................................................................10
 
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1– INTRODUÇÃO
1.1 – PARTE 1
A reatividade está diretamente relacionada com a capacidade de doar e perder elétrons, e a sua eletropositividade. Quanto mais eletropositivo o metal for mais reativo ele é. A série de relatividade também constitui os elementos com sua respectiva capacidade de se oxidar, quanto maior sua relatividade maior é sua capacidade de liberar gás, assim acabando por oxidar-se. 
 Segue abaixo uma representação da reação química de oxidação dos metais:
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
Quanto mais à esquerda da fila de reatividade mais eles se tornam extremamente reativos, à direita, menos reativos e os do meio, mantém uma relatividade moderada. Assim, os metais mais reativos são fortes agentes redutores e tem grande facilidade de oxidar, deslocando os metais menos nobres. O hidrogênio incluído na fila acima, mesmo não sendo um metal, ele separa os elementos que reagem com ácido e liberam hidrogênio e os que não reagem (direita e esquerda respectivamente). Os elementos a esquerda do H, com exceção do Au e Pt, reagem somente com ácidos oxidantes, que possuem ânions que são fortes agentes oxidantes. 
 Metais à direita do magnésio são tão reativos que reagem diretamente com água fria formando hidróxidos desses metais, como é o caso do sódio, já os metais antes do magnésio até o ferro só reagem com água em ebulição ou vapor de água. E os metais a esquerda do ferro antes do hidrogênio não reagem com água, e sim com ácido liberando H2(g).
1.2 – PARTE 2
Quando um objeto é aquecido ele emite radiação, que pode ser analisada por sua cor. Esta é uma análise qualitativa do objeto, pode-se descobrir a faixa de frequência da luz que está sendo emitida pela identificação da cor. E pela equação de Max Planck é possível definir a energia de uma radiação descobrindo a sua frequência e posteriormente o comprimento de onda. A equação está representada abaixo:
 Equação de Max Planck
“E” é a energia
“h” é a constante de Max Planck que tem o valor de 6,63×10-34 J.s.
 é o comprimento de onda, como já foi mencionado.
“c” é a velocidade da luz (3,00x108 m/s).
2- OBJETIVOs 
Comprovar experimentalmente a ocorrência de reações de deslocamento entre metais através da fila de reatividade química ou tabela de potenciais de oxirredução. E também identificar alguns elementos metálicos por meio das cores.
3– MATERIAIS E REAGENTES
3.1- PARTE 1
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Tubos de ensaio;
Espátula;
Suporte p/ tubos de ensaio;
Pipetas 5 ou 10 mL;
Aparas de alumínio;
Fragmento de ferro;
Aparas de magnésio;
Aparas de zinco;
Fragmentos de cobre;
Ácido clorídrico 5%;
Ácido nítrico 50% (1:1);
Potássio metálico;
Solução fenolftaleína;
Sulfato de cobre 5%;
Sulfato de magnésio 5%;
Nitrato de prata 5%;
Sulfato de zinco 5%;
Cloreto de sódio 5%;
Sódio metálico;
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3.2 – PARTE 2
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Bico de Bunsen;
Fio de platina ou similar;
Ácido clorídrico concentrado;
Cloreto de cálcio;
Cloreto de potássio;
Cloreto de bário;
Sulfato de cobre;
Cloreto de sódio;
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4- PROCEDIMENTOS
4.1 – PARTE 1
– Foi colocado água até a metade de uma cuba e adicionado 5 gotas de fenolftaleína. Em seguida, com bastante cuidado, foi cortado um pequeno fragmento de sódio metálico com uma espátula e adicionando-o na cuba de vidro, onde será observado o resultado obtido desse experimento.
1.2 – Em cinco tubos de ensaio distintos, foram adicionados 3ml de ácido clorídrico 0,5M (HCl) e a seguir, em cada tubo adicionado em cada um, alumínio (Al), zinco (Zn), cobre (Cu), ferro (Fe) e magnésio (Mg). Foi constatado que todas as substâncias reagiram com o ácido clorídrico, com exceção do cobre, que não sofreu reação nenhuma. Porém, houve uma diferença no tempo de reação de cada um, algumas substâncias reagiram com mais rapidez e outras num processo mais vagaroso.
1ª REAÇÃO: Mg + 2HCl -> MgCl2 +H2
2ª REAÇÃO: Zn + 2HCl -> ZnCl2 +H2
3ª REAÇÃO: 2Al +6HCl -> 2AlCl3 +3H2
4ª REAÇÃO: Fe + 2HCl -> FeCl2 +H2
1.3 – Foi pegue um tubo de ensaio e acionado 3 mL de ácido nítrico a 50%. Em seguida, foram adicionados aparas de cobre, e assim verificar o resultado adquirido.
1.4 – Foi pegue um tubo de ensaio e adicionado 3ml de solução de sulfato de cobre (CuSO4) e a seguir, inserido aparas de zinco no tubo e verificar o resultado da reação. Logo depois, foram pegos mais 9 tubos de ensaios para repetir o experimento utilizando a solução e aparas de metais, nos quais são mencionados nos pedidos a seguir, com isso, verificando o resultado obtido de cada experimento.
4.2 – PARTE 2
Inicialmente, mergulhou-se a ponta do fio de Ni-Cr na solução de HCl e levou-o à chama, para verificar se não estava contaminado. Procedendo esta operação, mergulhou-se o fio nas soluções a serem analisadas e levando-os ao ponto da chama que permitiu a melhor visualização da cor emitida. Entre a comparação de uma substância à outra, o fio era mergulhado na solução de HCl para após a descontaminação ser reutilizado. Repetindo o procedimento a fim de analisar detalhadamente cada solução, anotou-se o nome da substância presente na solução e a coloração da chama.
5– RESULTADOS E DISCUSSÕES
5.1 – PARTE 1
1.1 – Reação do sódio e potássio metálico com água:
O sódio quando reage com água produz hidróxido de sódio, alcalinizando o meio no qual ocorre a reação. Além disto, o gás hidrogênio é produzido durante a reação. Nesta situação, frequentemente ocorre a queima do hidrogênio, com o oxigênio do ar, favorecida pelo calor produzido na reação do sódio.
Na(s) + H2O(l) –> NaOH(aq) + H2(g)
H2(g) + O2(g) –> H2O(l)
A cor rosa, aparece por causa da adição de fenolftaleína na água. A fenolftaleína passa de incolor a rosa quando o pH do líquido torna-se alcalino (acima de 8,2 para a fenolftaleína).
1.2 – Reações dos metais com ácido clorídrico (HCl):
Magnésio - O magnésio reagiu imediatamente e bastante vigorosamente, liberando hidrogênio e “desaparecendo” (os íons magnésio ficam dissolvidos, gerando uma solução de cloreto de magnésio).
Zinco - O zinco reagiu um pouco menos vigorosamente que o magnésio.
Alumínio - O alumínio, que está entre o magnésio e o zinco na série de relatividade, também reagiuvigorosamente, mas somente após um certo tempo (o alumínio metálico está recoberto com um filme protetor de óxido de alumínio, resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar; a demora na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com o filme de óxido, assim removendo-o).
Ferro – O ferro reagiu bem mais lentamente com o ácido clorídrico. Assim, somente depois de um certo tempo é que algumas bolhas de hidrogênio se tornarão visíveis, juntamente com uma coloração amarela decorrente da formação do íon ferro (III), Fe3+. 
Cobre - Já o cobre não sofreu nenhuma reação, embora uma leve coloração amarela possa ser observada no béquer em decorrência da formação do íon complexo CuCl42-(aq) resultante da reação do ácido com o fino filme de óxido que recobre o cobre. O comportamento do cobre pode ser previsto com base na fila de relatividade, pois ela indica que o hidrogênio tem maior tendência a se oxidar que o cobre.
1.3 – Reações dos metais com ácido nítrico (HNO3):
A reação entre cobre metálico e ácido nítrico origina a libertação de vapores castanho-avermelhados que são chamados "vapores rutilantes". Estes vapores são uma misturas dos gases monóxido e dióxido de azoto.
O monóxido de azoto (incolor) resulta da reação entre o cobre metálico e o ácido nítrico: 3Cu (s) + 8HNO3 (aq) -› 3Cu(NO3)2 (aq) + 2NO (g) + 4H2O (g)
O dióxido de azoto (castanho) é produto da reação entre monóxido de azoto e o oxigénio do ar: 2NO (g) + O2 (g) -› 2NO2 (g)
No final a solução aquosa fica com uma cor azul que se deve à presença de nitrato de cobre (II).
1.4 – Reações entre metais:
Sulfato de cobre (CuSO4) com aparas de zinco - Ocorreu de maneira lenta. A apara de zinco sofreu um escurecimento e ao sacudir o recipiente, pedaços marrons se soltaram do zinco metálico, que é prateado. O líquido do recipiente continua azulado devido ao cobre em suspensão na água. 
 O zinco está acima do cobre na fila de reatividade de metais, portanto 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, enquanto o zinco liga-se ao ânion sulfato, formando o sulfato de zinco. 
Sulfato de cobre (CuSO4) com aparas de magnésio - Observou-se o escurecimento da apara de magnésio com a liberação de bolhas e ainda uma deposição no fundo do tubo. 
As bolhas observadas não se tratam de liberação de gás, mas caracterizam a ocorrência de uma reação com deslocamento de moléculas. A deposição formada no fundo do tubo se trata do cobre que se dissociado sulfato, sendo formado assim o sulfato de magnésio e comprovando a sua oxirredução. A tendência do tubo era que a solução se tornasse incolor, o cobre fosse todo depositado no fundo e que a apara de magnésio se tornasse azulada. 
Sulfato de zinco (ZnSO4) com aparas cobre – Não foi observada nenhuma mudança, pois por ser menos reativo, o cobre não desloca o zinco da solução. 
Sulfato de magnésio (MgSO4) com aparas de cobre – Não ocorreu reação, pois o cobre não consegue deslocar o magnésio da solução , que é mais reativo.
Cloreto de sódio (NaCl) com aparas de zinco – Não houve reação, pois isso ocorre devido a posição do sódio presente na solução. O Na está em posição anterior ao zinco, assim se tornando mais reativo.
Cloreto de sódio (NaCl) com aparas de alumínio – Não houve reação, pois isso ocorre devido a posição do sódio presente na solução. O Na está em posição anterior ao alumínio, assim se tornando mais reativo.
Cloreto de sódio (NaCl) com aparas de cobre – Não houve reação, pois isso ocorre devido a posição do sódio presente na solução. O Na está em posição anterior ao cobre, assim se tornando mais reativo.
Nitrato de prata (AgNO3) com aparas de magnésio – A solução apresenta uma avaria na coloração, tornando-se marrom. Tal forma que nos leva suposição de uma reação entre o magnésio e a solução, uma vez que magnésio é mais reativo que a prata.
Nitrato de prata (AgNO3) com aparas de zinco – Obteve-se um rápido crescimento de um sólido de cor esverdeada antes de chegar ao fundo do tubo de ensaio. O zinco reage com o nitrato de prata numa reação de simples-troca, formando o nitrato de zinco e prata, e isso ocorre pelo zinco ser um metal mais reativo que a prata. Reação: 2AgNO3 -> 2Ag + Zn(NO3)².
Nitrato de prata (AgNO3) com aparas de alumínio – Formou-se precipitados de cor preta. Devido a maior reatividade do alumínio em relação à prata (mais nobre). Houve oxidação e cristalização. Reação: Al0 + 3Ag+ -> Al+3 + 3Ag0.
5.2 – PARTE 2
	AMOSTRA
	COR DA CHAMA
	ELEMENTO METÁLICO
	Cloreto de Cálcio
	Vermelho
	Cálcio - Ca
	Cloreto de Potássio
	Rosa/Lilás
	Potássio - K
	Cloreto de Bário
	Laranja/Amarelo
	Bário - Ba
	Sulfato de Cobre
	Verde
	Cobre - Cu
	Cloreto de Sódio
	Laranja
	Sódio - Na
6- QUESTÕES
O que acontece quando sódio metálico entra em contato com a água? Explique e escreva as reações envolvidas, balanceando a equação química.
O sódio quando reage com água produz hidróxido de sódio, alcalinizando o meio no qual ocorre a reação. Além disto, o gás hidrogênio é produzido durante a reação. Nesta situação, frequentemente ocorre a queima do hidrogênio, com o oxigênio do ar, favorecida pelo calor produzido na reação do sódio.
Na(s) + H2O(l) –> NaOH(aq) + H2(g)
H2(g) + O2(g) –> H2O(l)
A cor rosa, aparece por causa da adição de fenolftaleína na água. A fenolftaleína passa de incolor a rosa quando o pH do líquido torna-se alcalino (acima de 8,2 para a fenolftaleína).
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.
	AMOSTRA
	COR DA CHAMA
	ELEMENTO METÁLICO
	Cloreto de Cálcio
	Vermelho
	Cálcio - Ca
	Cloreto de Potássio
	Rosa/Lilás
	Potássio - K
	Cloreto de Bário
	Laranja/Amarelo
	Bário - Ba
	Sulfato de Cobre
	Verde
	Cobre - Cu
	Cloreto de Sódio
	Laranja
	Sódio - Na
O teste de chama é baseado no fato de que quando uma certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação (luz). Cada elemento libera a radiação em um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento.
Como é possível identificar o cátions presentes em uma mistura sólida?
Através da radiação liberada pelos elementos que possuem comprimento de onda na faixa do espectro visível, podendo serem vistas através de cores.
7- CONCLUSÕES 
Concluímos, que a partir da fila de reatividade dos metais podemos observar a ocorrência de algumas reações de deslocamento. E a partir dos potenciais de redução podemos selecionar substâncias que são bons agentes oxidantes e redutores. Nas reações de metais com ácidos, o hidrogênio só será deslocado pelos metais mais reativos que ele. Sendo assim, com metais nobres não ocorrem esses tipos de reações.
Então, a partir dos experimentos realizados no laboratório, percebemos que os metais que foram utilizados para teste, formam uma ordem de reatividade, onde é representada em ordem crescente da reação de cada um: Mg > Zn > Al > Fe > Cu. 
Por meio de toda a pesquisa realizada em cima dos experimentos, podemos concluir, que cada metal terá o seu grau de reatividade característico, podendo ou não formar novos compostos pelo ato da perda ou ganho de elétrons. 
O experimento foi realizado de forma satisfatória, sendo de maneira simples nos mostrando claramente essa diferença de reatividade dos metais. 
 
8– REFERÊNCIAS bibliográficas
https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htmhttps://alunosonline.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais.html
http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/reacao-do-cobre-com-o-acido-nitrico/535
https://www.tabelaperiodica.org/reacao-de-sodio-em-agua/
http://agracadaquimica.com.br/reatividade-de-metais-com-acido-cloridrico/
Sobre ácidos oxidantes:
– Silva, R. R. da, Bocchi, N., Rocha-Filho, R. C. Introdução à Química Experimental. São Paulo, McGraw-Hill, 1990. pp. 39-41.
Sobre balanceamento de equações químicas:
– Rocha-Filho, R. C. & Silva, R. R. da. Introdução aos Cálculos da Química. São Paulo, Makron Books, 1992. pp. 87-93.
FOGAÇA, Jennifer. Reatividade dos Metais. Disponível em: <http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm>. Acesso em: 02 dez. 2015.
MATHEUS, Felipe. Reação do cobre com ácido nítrico. Disponível em: <http://projetoseeduc.cecierj.edu.br/eja/recurso-multimidia-professor/quimica/novaeja/m2u12/Reacao%20do%20Cobre%20com%20o%20acido%20nitrico.pdf>. Acesso em: 02 de z. 2015.
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