RELATÓRIO PRÁTICA 2

Prévia do material em texto

Prática 2: Elementos Químicos e Reatividade
Ana Carolina dos Santos; Bruno Lopes Silva; Marcos Felipe Pereira; Renan Machado Sampaio; Yuri Uriel Moreira
SENAI CIMATEC
Curso de Engenharia Civil
Química Prática 
SALVADOR – BA
29 DE JUNHO DE 2018
1 - Introdução
A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade. Logo, quanto mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal devido a sua capacidade de doar elétrons, pois a eletropositividade aumenta conforme o raio atômico aumenta. E, quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelo elétron mais afastado. Portanto, os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência de perder elétrons e formam íons positivos com mais facilidade.
Fonte: Lee (1999)
Quanto mais reativo é o elemento, menos nobre ele será; e quanto maior a reatividade maior a capacidade de oxidar outros metais, ou seja, maior a força do agente redutor. Os metais alcalinos compõem o Grupo 1 da tabela periódica. As propriedades físicas e químicas desses elementos estão intimamente relacionadas com a sua estrutura eletrônica e seu tamanho. Todos os elementos deste grupo são metais, condutores de eletricidade, moles e altamente reativos. Possuem na camada eletrônica mais externa um elétron fracamente ligado ao núcleo e geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores. Os hidróxidos e os óxidos são bases muito fortes¹.
As reações químicas são fenômenos, transformações que modificam a composição química das substâncias. As reações são evidenciadas através de sinais como aquecimento, formação de precipitado, liberação de gases, etc. As reações podem ser classificadas quanto à quantidade de calor liberado em endotérmicas ou exotérmicas. Também podem ser classificadas quanto ao mecanismo da reação em: reação de síntese ou adição; reação de análise ou decomposição; reação de deslocamento ou simples troca e reação de dupla troca ou dupla substituição. Deste modo, a prática teve como objetivo identificar metais através de sua radiação visível, identificar a reações de metais com água e com ácidos e identificar a reatividade de ametais.
2 - Material e Métodos
A prática foi realizada através de quatro experimentos, descritos abaixo separadamente.
Experimento 1 – Teste de chama
Materiais:
6 Placas de Petri;
1 Béquer de 100mL;
Cloreto de Cálcio;
Cloreto de Cobre II;
Cloreto de Sódio;
Cloreto de Potássio;
Cloreto de Estrôncio;
Cloreto de Lítio;
Metanol;
Conta-gotas;
Fósforo.
Procedimentos:
A fim de analisar a interferência do sal na coloração da chama, adicionou-se uma pequena quantidade de Cloreto de Cálcio em uma placa de petri devidamente identificada;
Adicionou-se, aproximadamente, 2mL de Metanol à placa contendo o sal;
Aproximou-se um fósforo aceso à mistura e se observou a chama formada;
O procedimento foi repetido, utilizando os sais: Cloreto de Cobre II, Cloreto de Sódio, Cloreto de Potássio, Cloreto de Estrôncio, Cloreto de Lítio. 
Experimento 2 – Reatividade dos metais com água
Materiais:
2 Placas de Petri;
Fragmento de Magnésio Metálico;
Fragmento de Sódio Metálico;
Fenolftaleína;
Água destilada;
Pinça.
Procedimentos:
Adicionou-se água destilada a uma placa de petri até que metade do recipiente fosse preenchido;
Adicionou-se 5 gotas de fenolftaleína;
Com uma pinça, colocou-se um fragmento de magnésio na placa e foi observado o que ocorria;
Repetiu-se o procedimento em outra placa de petri, acrescentando fragmento de sódio metálico à água destilada.
Experimento 3 – Reatividade dos metais com ácidos
Materiais:
4 Tubos de Ensaio;
2 Béqueres de 100mL;
Solução de Ácido Clorídrico 20%;
Ácido Nítrico;
Fragmento de Magnésio Metálico;
Zinco;
Cobre Metálico;
Capela.
Procedimentos:
Foi adicionada solução de ácido clorídrico 20% a 3 tubos de ensaio, até preencher 1/3 do volume de cada;
Em cada tubo de ensaio foi adicionado uma pequena quantidade de um dos seguintes metais: magnésio, zinco e cobre;
Observou-se a ocorrência de reações e suas evidências;
Em outro tubo de ensaio, foi adicionado uma pequena quantidade de cobre e, na capela, a técnica responsável pelo laboratório adicionou ácido nítrico;
Observou-se a ocorrência de reação e suas evidências.
Experimento 4 – Reatividade dos ametais
Materiais:
1 Tubo de Ensaio;
Solução de Cloro Ativo;
Iodeto de Potássio;
Ácido ascórbico (Vitamina C);
Espátula.
Procedimentos:
Adicionou-se a solução de cloro ativo ao tubo de ensaio até que 1/3 do seu volume fosse preenchido;
Com o auxílio de uma espátula, adicionou-se uma pequena quantidade de iodeto de potássio;
Agitou-se o tubo e foi observado se houve alterações;
Após as observações, acrescentou-se – no mesmo tubo de ensaio – uma pequena quantidade de ácido ascórbico (vitamina C);
Agitou-se o tubo e foi observado se houve alterações.
3 - Resultados e Discussão
Experimento 1 – Teste de chama
	O teste de chama teve como objetivo identificar a coloração da chama de cada sal, misturado a uma pequena quantidade de metanol. Esse teste serve para comprovar a teoria de Niels Bohr com o espectros de linhas atômicas, no qual cada átomo possui o seu espectro particular, que é mostrado com o experimente do teste da chama que ao aquecer um determinado elemento químico, fornecendo energia, onde os elétrons da sua camada mais externa (camada de Valência) absorve essa energia passando para um nível mais elevado fazendo com que esse átomo fique no seu estado excitado e, ao retornar para sua camada, libera energia especifica do átomo e é através desse comprimento onda que podemos ter uma visualização da cor especifica liberada por esse elemento químico. A coloração de cada sal pode ser observada na tabela a seguir.
Tabela 1. Coloração das chamas de cada sal.
	Sal analisado
	Metal presente
	Cor da chama
	Cloreto de cálcio
	Cálcio
	Laranja
	Cloreto de cobre
	Cobre
	Verde
	Cloreto de sódio
	Sódio
	Amarelo
	Cloreto de potássio
	Potássio
	Violeta
	Cloreto de estrôncio
	Estrôncio
	Vermelho
	Cloreto de lítio
	Lítio
	Rosa alaranjado
Fonte: Autores (2018)
Ao se comparar com a teoria pode-se notar uma semelhança na maioria dos metais, como o cálcio, cobre, potássio, estrôncio e sódio, o único que foi possível observar coloração divergente da teoria foi o lítio, que de acordo com Russell (1999) possui uma coloração avermelhada. Essa diferença pode ter ocorrido devido à pouca adição do sal no recipiente analisado ou devido a quantidade elevada de luz no local, gerando uma diferença na coloração observada. 
Experimento 2 – Reatividade dos metais com água
O sódio (Na) é um metal alcalino com baixa densidade, muito reativo, solúvel em água e fortemente eletropositivo. Além disso, o sódio possui apenas um elétron na camada de valência, sendo assim, ele tem forte tendência a se oxidar, doando esse elétron e adquirindo uma configuração de um gás nobre. Quando juntado com água, o sódio ocasiona em uma reação rápida e violenta, com liberação de gás hidrogênio e formação de um hidróxido. Neste experimento, como resultado é uma base hidróxido de sódio (NaOH). A reação química que ocorreu neste experimento segue abaixo: 
Na(s)+ 2H2O(l) → Na(OH) 2(aq)+ H2(g)
A reação do sódio metálico é exotérmica e consiste essencialmente na oxidação do Na0 à Na+, que permanece em solução na forma de íons de Na+, hidratados. Ao mesmo tempo um átomo de hidrogênio da molécula da água, é reduzido do seu número de oxidação +1 na água a zero na molécula de H2 (H+H2O).
Para cada molécula de H2O que tenha reagido forma-se íon de OH- que permanece em solução. Para formar hidróxido de sódio a solução torna-se rosa, pois a fenolftaleína assume esta coloração. 
A fenolftaleína é um indicador sintético que ao se dissolver em água se ioniza originando íons. Tem como função indicar o pH da solução, sendo incolor para maior concentração de H+ em meio ácido e rosa para maior concentração de OH- em meio básico. Os íons liberados H+ e OH- estabelecem um equilíbrio em meio aquoso,tornando-se rosa quando ocorre o aumento da concentração de OH- como se pôde observar no experimento (Figura 1), indicando a basicidade da solução. Portanto, de acordo com reação ácido-base de Lewis os óxidos são básicos e reagem com água formando íons de hidroxila pela extração de H+ da água de óxidos são básicos e reagem com água, formando íons hidroxila pela extração de H+ da água. Sendo assim, a reação química é dada da seguinte forma:
2Na(s) + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + H2
Figura 1. Reação de hidróxido de sódio com fenolftaleína na placa de petri.
Fonte: Autores (2018)
Na segunda parte do experimento foi-se adicionado magnésio (Mg) em um petri com água e algumas gotas de fenolftaleína. O magnésio reagiu lentamente com a água e a fenolftaleína, deixando uma leve coloração rosa na água. A reação pode ser descrita como segue abaixo:
Mg(s) + 2H2O (l)  Mg(OH)2 (aq) + H2 (g)
A reação ocorre lentamente devido a leve camada de óxido presente no Mg, esta dificulta a reação de várias substâncias, especialmente a temperatura ambiente. Com o passar do tempo foi-se notando que a água ficou com uma coloração mais rosada, o que indica a reação e que ocorreu a formação do hidróxido de magnésio (Mg(OH)2). A figura 2 mostra o início da reação do Mg.
Figura 2. Reação do magnésio com água e fenolftaleína
Fonte: Autores (2018)
	O comportamento os dois metais utilizados nos experimentos anteriores não são iguais devido à posição na tabela periódica. O Na é um elemento do grupo alcalino, já o Mg pertence ao grupo dos metais alcalinos terrosos. O primeiro reage ligeiramente com água, enquanto o segundo reage lentamente. Ambos formam (OH-) hidroxila através da reação [3].
Experimento 3 – Reatividade dos metais com ácidos
	A maioria das reações químicas entre um ácido e um metal, irá liberar gás hidrogênio (H2) e formar um sal correspondente, algumas reações também liberam outras substâncias, em sua maioria tóxicas. Comumente se estabelece na, Química Inorgânica, uma regra em relação a reações entre ácidos e metais, essa regra sugere que metais reagem com ácidos, liberando gás hidrogênio. Entretanto, tal regra torna-se válida quando se tem um metal mais reativo do que o hidrogênio, conforme a ordem de reatividade mostrada abaixo:
(+) Li > Cs > Rb > K > Ba > Sr > Ca > Na > Mg > Be > Al > Zn > Cr > Fe > Cd > Co > Ni > Pb > H > Sb > Bi > Cu> Hg > Ag > Pd > Pt > Au (-)
Dessa forma, pode-se observar que os metais zinco (Zn) e níquel (Ni) são mais reativos do que o hidrogênio, logo, pode reagir quimicamente com ácidos e descolar esse elemento em sua forma gasosa. No entanto, o mesmo não se pode falar dos metais cobre (Cu) e prata (Ag), sendo ambos menos reativos do que o hidrogênio e, portanto, não reagindo quimicamente com ácidos. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência a perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade [4].
No experimento – empregando fragmentos de magnésio, zinco e cobre metálico – foram observados os seguintes resultados:
O magnésio reagiu facilmente com o ácido clorídrico, o que comprova que o mesmo é bastante reativo. Na reação ocorreu uma efervescência, com isso uma liberação de calor, e, também, houve uma liberação de gás, que é o hidrogênio e uma formação de cloreto de magnésio no fundo do tubo de ensaio. A equação balanceada é dada por:
2HCl (aq) + Mg (s) → H2 (g) + MgCl2 (aq)
O zinco teve uma reação rápida com o ácido clorídrico. Foi notado a liberação de gás Hidrogênio do material decantado no fundo do tubo de ensaio. Houve a formação de Cloreto de Zinco. Notou-se que não houve alteração na coloração da solução de Ácido Clorídrico nem na superfície do metal. A reação é endotérmica, pois não houve liberação de calor. A equação balanceada dessa reação é dada por: 
2HCl (aq) + Zn (s) → H2 (g) + ZnCl2 (aq)
O cobre ao ser adicionado ao ácido clorídrico não ocorreu reação, pois o cobre é mais resistente e menos reativo;
Quando o cobre foi adicionado ao ácido nítrico foi observado que houve uma reação entre as duas substâncias, onde ocorreu a diluição do cobre e a presença de vapor de dióxido de nitrogênio (NO2). Isso ocorreu porque o cobre doa elétrons, sendo o agente oxidante da reação. Ao final a solução aquosa ficou com uma coloração azul, devido a presença do nitrato de cobre.
Experimento 4 – Reatividade dos ametais
	Alguns ametais também são mais reativos que outros. Porém, a diferença é que, no caso dos ametais, a reatividade tem a ver com a eletronegatividade, isto é, com a tendência de atrair elétrons (redução). Quanto mais reativo o metal for, maior será a sua tendência de reduzir-se. Quando a água de cloro (Cl2(aq)) e o iodeto de potássio (KI(aq)) reagem, observa-se a formação de um precipitado amarelado, como mostra a Figura 2. As reações a seguir demonstram o que ocorre:
Cl2(aq) + 2 KI(aq) → 2 KCl(aq) + I2(aq)
ou
Cl2(aq) + 2 K+(aq) + 2 I-(aq) → 2 K+(aq) + 2 Cl-(aq) + I2(aq)
ou
Cl2(aq) + 2 I-(aq) → 2 Cl-(aq) + I2(aq)
Figura 3. Reação do iodeto de potássio com cloro ativo
Fonte: Autores (2018)
O precipitado amarelado é o iodo (I2) que foi formado. Na reação o cloro desloca o íon iodeto (I-) do iodeto de potássio (KI), o que mostra que o cloro é mais reativo que o iodo. Se analisarmos a transferência de elétrons, veremos que o cloro reduziu (ganhou elétrons), pois seu número de oxidação (NOX) diminuiu de zero para -1. O íon iodeto foi quem perdeu esses elétrons (oxidou), tendo seu NOX aumentado de -1 para zero [3]. 
Por outro lado, se colocarmos alguns cristais de ácido ascórbico (Vitamina C) para reagir com o cloro nota-se que a reação ficou incolor, o que demonstra que o ácido ascórbico é um agente mais redutor que o iodo, sendo necessário uma maior quantidade deste para que ocorra uma reação [3].	
4 - Conclusão
Os resultados obtidos nos experimentos realizados permitiram perceber como os metais emitem uma radiação visível ao alcançarem níveis energéticos de maior excitação, exposta pela coloração de chama que cada um deles emitiu ao serem queimados. Foi possível, também, perceber a diferença de reatividade química entre os metais. O Sódio foi o mais reativo dentre os utilizados nos testes, fato confirmado pela ordem de reatividade dos metais exposta no livro "Química inorgânica não tão concisa" de Lee (1999), que relaciona a eletropositividade e o raio atômico dos elementos químicos com a sua reatividade. Os testes também possibilitaram perceber a existência de diferentes evidências de ocorrência de reação, já que o Sódio ao reagir com a água mais fenolftaleína fez com que a coloração do meio ficasse rosa, assim como o Magnésio, porém liberando mais calor e formando faísca; o Magnésio e o Zinco ao reagirem com o ácido clorídrico liberaram o gás hidrogênio e a reação do Cobre mais Ácido Nítrico fez com que um meio incolor assumisse coloração azul. Todas essas alterações são indicativos da ocorrência de reação. Assim, a partir da prática foi possível identificar a radiação visível de metais e identificar e comparar a reatividade dos metais e dos ametais.
5 - Referências
1 - LEE, J.D. Química inorgânica não tão concisa. 5° ed. São Paulo: Blucher, 1999.
2 - RUSSELL, John B.; Química Geral vol.1, São Paulo: Pearson Education do Brasil, Makron Books, 1994.
3 - KOTZ, John C.; TREICHEL JUNIOR, Paul M. Química Geral e Reações Químicas. vol. 1, 5ª. ed., São Paulo: Pioneira Thomson, 2005, 671p.
4 - PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.
6 - Anexos
Qual o princípio do teste de chama?
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 anteriormenteem forma de radiação. 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. A radiação liberada por alguns elementos possui comprimento de onda na faixa do espectro visível, ou seja, o olho humano é capaz de enxergá-las através de cores. Assim, é possível identificar a presença de certos elementos devido à cor característica que eles emitem quando aquecidos numa chama.
Porque usamos metanol (apesar da sua toxicidade) ao invés do etanol no teste de chama?
A chama do metanol algumas vezes na sua queima pode ser invisível, ou violeta, já o etanol na queima apresenta coloração avermelhada, amarelada, logo poderá alterar a identificação da cor emitida proveniente do elemento químico em maior abundância.
O teste da chama pode ser aplicado a todos os metais?
Não, alguns metais podem difundi a mesma cor entre si, ou a cor da chama, não sendo possível identifica-las através deste teste. A identificação dos metais é limitada, devido suas características diferenciadas. Existem metais cuja a identificação é facilmente visível como, por exemplo aqueles que necessitam de menos energia calorífica para mudarem de nível, o caso dos metais alcalinos que possuem um elétron livre. 
O que difere "espectro eletromagnético" e "espectro atômico"?
Espectro eletromagnético é a distribuição da intensidade da radiação eletromagnética com relação ao seu comprimento de onda ou frequência, são os comprimentos de onda da região do visível. Espectro atômico é a luz emitida ou absorvida por um átomo quando projetada em um anteparo, uma espécie de cédula de identidade do átomo, são todos os comprimentos de onda.
Por que o cloro atua como um poderoso oxidante?
Por causa do seu potencial de ionização ser muito alto, as amostras sendo solúveis ao entrar em contato com o cloro aderem.
Por que o cobre consegue deslocar o hidrogênio do ácido nítrico?
Apesar de ser previsto que o cobre não consegue deslocar o hidrogênio devido à fila de reatividade dos metais, quando em presença de um ácido bastante oxidante (o ácido nítrico é muito oxidante), acaba reagindo e formando um sal.
Qual a função do ácido ascórbico na reação do iodeto com cloro ativo?
O ácido ascórbico em suas propriedades ácidas torna-se um depósito de minerais, que junto a reação de iodeto com cloro ativo ajuda a limpeza de determinadas superfícies.