3º RELATÓRIO - Identificação de Substâncias e Reatividade dos Metais - 8,85

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO
CURSO DE ENGENHARIA ELÉTRICA
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL
PROFESSORA: ANDRÉA FERRAZ
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO
“IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS
E REATIVIDADE DOS METAIS”
Alunos: Audenor dos Santos Ribeiro Júnior 
 Bruno Rafael da Silva Santos
 Paulo Marcelo Mudo
Turma: Engenharia Elétrica 2012.2 
Data: 22/01/2013
Juazeiro-Bahia
INTRODUÇÃO TEÓRICA
Reações químicas são fenômenos ou transformações que ocorrem com as substâncias, modificando a composição química das mesmas. Laboratorialmente identifica-se uma reação visualmente através de aquecimento, formação de precipitado, liberação de gases, entre outros fatores. Para que uma reação química ocorra entre duas substancias, os ios ou moléculas constituindo os reagentes devem entrar em contato uns com os outros. Por esta razão, a velocidade na qual uma reação ocorre depende de quão facilmente as espécies reagentes são capazes de intermisturarem-se. [1]
Identificar substancia é um procedimento essencial na química, onde utilizando métodos físicos, como densidade, volume, e massa conseguiram separar e agrupar as mesmas com as mesmas características, assim como a formação da tabela periódica dos elementos.
É comum em algumas situações diárias presenciarmos reações químicas, porém na maioria das vezes verificarmos o porquê dessas reações é deixado de lado e com isso obtemos um produto que utilizarmos no dia-dia e nem sequer sabemos como foi originado. 
Existem fatores que influenciam na velocidade das reações como a natureza dos reagentes, concentração, temperatura, pressão, catalisador ou reatividade química. Os metais reagem facilmente devido a capacidade de doar elétrons, eles são altamente reativos e eletropositivos, ou seja, tendência a perder elétrons, assim considera-se essa característica como caráter metálico. 
Na química a reatividade se trata na tendência em que uma reação tem em ocorrer, assim é como já foi dito elementos como pressão, temperatura podem alterar ou modifica uma reatividade. A reatividade dos metais nada mais é do que a tendência que o átomo tem de doar ou perder elétrons. Com isso, foi feito uma fila de reatividade onde nela consta em ordem crescente os metais que tem maior tendência em oxidar e menor tendência em oxidar, assim, aqueles que apresentam maior reatividade e aqueles que têm menor reatividade. Sabendo disto, podemos realizar as equações das reações com metais, e saber se ocorrerá ou não.
OBJETIVOS
Aprender a calcular/determinar a densidade de amostras sólidas relacionando a massa das amostras com o volume da água utilizada. Verificar a ocorrência de reações de deslocamento entre metais comprovando a equação da reação com a análise do experimento considerando a fila de reatividade dos metais além de fazer a identificação de cátions metálicos utilizando o teste da chama comparando assim com o que diz a literatura. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Material Utilizado
Vidrarias
Béquer de 100 mL
Proveta de 100 mL
Tubos de Ensaio
Vidro de Relógio
Bastão de Vidro
Pipeta Graduada 10 mL 
Equipamentos
Bico de Bunsen
Estante para Tubos de Ensaio
Pinça Metálica
Pinça de Madeira
Espátula
Aparas dos Metais Sólidos (Zn, Pb, Cu, Al e Fe) 
Aparas dos Metais em Pó (Cu, Zn, Al e Mg)
Algodão
Balança Analítica
Reagentes
Sulfato de Cobre 0,05 mol/L 
Nitrato de Prata 2 %
Hidróxido de Sódio 0,05 mol/L
Cloreto de Sódio 0,05 mol/L
Ácido Sulfúrico 0,05 mol/L
Sulfato de Zinco 0,05 mol/L
Procedimento
O experimento realizado foi bem diversificado, porém gerou-se em torno dos metais, determinando a densidade de alguns, comprovando a reatividade de outros e identificando cátions metálicos, dividimos assim o experimento em 3 etapas:
Etapa 1: Densidade dos Metais.
Utilizamos os metais sólidos de Ferro (Fe), Chumbo (Pb), Zinco (Zn), Cobre (Cu) e Alumínio (Al). Inicialmente Pesamos cada um deles separadamente com o vidro de relógio na balança analítica e anotamos o resultado, após preenchemos com 6 mL de água destilada uma proveta de 10 mL, introduzimos o metal na proveta, verificamos a altura apresentada e anotamos o resultado, repetimos o processo por três vezes para cada metal.
Etapa 2: Reatividade dos Metais.
Essa etapa será dividida em 3 partes:
Parte 1 – Reação de Metais com Sais.
Verificamos aqui a reação do zinco (Zn) com três sais, primeiro adicionamos um pouco do mesmo a três tubos de ensaio, após, ao primeiro tubo adicionamos 2 mL de Sulfato de Cobre () ao segundo 2 mL de Cloreto de Sódio (NaCl) e ao terceiro 2 mL de Nitrato de Prata () 2%, agitamos algumas vezes, verificamos se ocorria ou não a reação, anotamos os resultados e realizamos as equações.
Parte 2 – Reação de Metais com Ácidos.
Analisamos aqui a reação dos metais em pó do alumínio (Al), zinco (Zn), Cobre (Cu) e Magnésio (Mg) com o Ácido Sulfúrico () 0,5 mol/L. Identificamos quatro tubos com a nomenclatura dos metais, colocamos em cada tubo 2 mL do Ácido Sulfúrico, após adicionamos em cada tubo um pequena quantidade dos respectivos metais, observamos se ocorria a reação, quanto levou para ocorrer cada uma e anotamos os resultados.
Parte 3 – Reação de Metais com Bases.
Verificamos agora a reação dos metais em pó do alumínio (Al) e Cobre (Cu) com o Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,5 mol/L, adicionamos 3 mL do mesmo a dois tubos, após ao primeiro introduzimos um pouco do alumínio em pó, aquecemos, verificamos se ocorreu a reação e anotamos o resultado, ao segundo colocamos um pouco de cobre em pó, aquecemos, verificamos se houve reação e anotamos o resultado. 
Etapa 3: Identificação de Cátions Metálicos.
Aqui utilizamos o teste da chama, para identificação dos cátions metálicos no Potássio (K), Cobre (Cu), Cálcio (Ca), Bário (Ba), Lítio (Li) e Sódio (Na), primeiro retiramos as luvas, enrolamos pedaços de algodão em seis bastões de vidros, mergulhamos cada bastão na solução líquida de cada sal, aproximamos o bastão um de cada vez ao bico de Bunsen, verificamos a cor apresentada, repetimos o processo nos casos de dúvidas e anotamos os resultados. 
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Como já citamos, o nosso procedimento experimental foi bem variado, levando-se em conta que o estudo dos metais não é complexo, porém abrangente, inicialmente vamos discutir e analisar sobre a densidade dos metais utilizados. Primeiramente então vamos apresentar uma tabela que informa a densidade de cada um desses metais de acordo com a literatura padrão.
Tabela 1: Densidade dos Metais.
	Nº
	METAL (s)
	NOMENCATURA
	DENSIDADE (g/cm³)
	1
	Alumínio
	Al
	2,7
	2
	Chumbo
	Pb
	11,3
	3
	Cobre
	Cu
	8,9
	4
	Ferro
	Fe
	7,9
	5
	Zinco
	Zn
	7,14
Tendo conhecimento dessas densidades, o próximo passo será calcularmos a nossa densidade utilizando os resultados apresentados no experimento, assim faz-se necessário saber como calcular através da fórmula da densidade.
Fórmula 1: [ d = M ]
 V
(d: densidade/ M: Massa (g)/ V: Volume (cm³)
Antes de utilizarmos a fórmula 1 para calcularmos a densidade e realizar a comparação, precisamos apresentar quais os valores que encontramos em nossas anotações, lembrando que a massa que anotamos para cada metal foi subtraída da massa do vidro de relógio, e a proveta em todas as vezes foi preenchida até 6 mL e que a temperatura da água em todos as tentativas foi de 25 ºC.
Tabela 2: Massa dos Metais e Volume deslocado.
	METAL (s)
	MASSA (g)
	VD (mL)
	M (mL)
	Al
	2,786
	1,2 
	1,1
	1,2
	1,167
	Pb
	7,749
	0,8
	0,8
	0,9
	0,834
	Cu
	5,8216
	0,9
	0,7
	0,7
	0,767
	Fe
	11,2983
	1,8
	1,7
	1,6
	1,700
	Zn
	0,4643
	0,1
	0,1
	0,1
	0,100
	Vidro de Relógio
	21,5580
	VP 6 mL 
(VD: Volume Deslocado / VP: Volume Preenchido / M: Média dos Volumes Deslocados )
O cálculo da média dos volumes deslocados é dado pela seguinte formula:Fórmula 2: [ M = ( M1 + M2 + M3 ) ]
 3
(MR: Média Aritmética das Massas / M1: Massa 1 / M2: Massa 2 / M3: Massa 3
Utilizando as tabelas e as fórmulas 1 e 2, podemos agora fazer os cálculos e apresentarmos os resultados, porém antes calculamos o desvio padrão dos volumes apresentados utilizando a fórmula:
Fórmula 3: 
[ S = ( ∑ ( Vi – V )² ]
 N – 1
(S: Desvio Padrão / ∑: Somatório dos volumes / N: Numero de Termos / Vi: Volume / V: Volume Médio)
Apresentamos os valores obtidos na formula 3 através do seguinte gráfico:
Gráfico 1: Desvio padrão médio x Média dos Volumes Deslocados na Proveta.
Temos êxito em apresentar esse gráfico, porque o desvio padrão foi bem satisfatório variando entre 0 e 0,1155 exatamente, contribuindo para maior precisão e erros mínimos nos resultados.
Por fim mostraremos agora a tabela que apresenta os valores das densidades padrão em comparação com os resultados obtidos.
Tabela 3: Densidade Padrão e Densidades dos Resultados.
	Nº
	METAL (s)
	DP (g/cm³)
	DR (g/cm³)
	1
	Alumínio
	2,7
	2,38
	2
	Chumbo
	11,3
	9,29
	3
	Cobre
	8,9
	7,59
	4
	Ferro
	7,9
	6,65
	5
	Zinco
	7,14
	4,64
(DP: Densidade Padrão / DR: Densidade dos Resultados)
Para analisarmos com mais eficiência apresentaremos outro gráfico:
Gráfico 2: Comparação das Densidades.
(DP: Densidade Padrão / DR: Densidade dos Resultados)
Analisando de modo crítico tivemos um resultado razoável, o Alumínio apresentou a menor diferença de 0,22 (g/cm³), o Chumbo, Cobre e Ferro, apresentaram diferenças medianas entre 1,31 (g/cm³) e 2,01 (g/cm³) e o zinco apresentou a maior diferença de 2,54 (g/cm³), devido o mesmo ter no experimento uma massa bem pequena, em geral tivemos alguns resultados aceitáveis.
Analisado as densidades partiremos agora para próxima etapa, a reação dos metais em diferentes meios, são eles os salinos, ácidos e básicos ou alcalinos, antes porém precisamos tomar conhecimento da fila de reatividade, que e apresenta em ordem decrescente a reatividade dos metais, iniciando com os alcalinos e alcalinos-terrosos, metais comuns, hidrogênio e os metais nobres.
Figura 1: Fila de Reatividade dos Metais. [2]
Iniciaremos a partir da reação dos metais com sais, o primeiro tubo contendo o metal Zinco (Zn) e o Sulfato de Cobre (), ocorreu reação que é chamada de reação de deslocamento, de substituição ou de simples troca, a equação da reação do primeiro tubo é essa:
Equação 1: Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)
 
Nessa reação ocorreu mudança de cor e uma aparente dissolução do zinco, mas não é, pois o cobre incide sobre o mesmo, notamos então que a reação ocorreu porque o zinco que esta como substância simples desloca o cobre que esta em um composto, formando assim Sulfato de Zinco e Cobre, através da fila de reatividade vemos que o zinco é mais reativo que o cobre, sendo assim ele o desloca.
O zinco estava em sua forma neutra metálica e passa a fazer parte de um composto salino cedendo íons 2+, o cobre por sua vez que esta fazendo parte de um composto liquido recebe íons 2- e tende a passar para seu estado metálico sólido, dessa maneira a reação ocorre, contrariamente se adicionássemos o cobre de forma simples metálica sólida a um composto de zinco a reação não ocorreria, porque o cobre é menos reativo que o zinco, foi então o que aconteceu com o segundo tubo, o zinco dessa vez não reagiu com o Cloreto de Sódio (NaCl), porque o mesmo é menos reativo que o sódio que é um metal alcalino terroso e está estre os mais reativos.
Equação 2: Zn(s) + NaCl(aq) →
 X
No terceiro tubo ocorre a reação como no primeiro, porém com mais intensidade e de forma mais rápida, devido ao zinco ser mais reativo que a prata em comparação ao cobre, ocorrendo também a mudança de cor que nesse caso é o escurecimento da prata, a reação formou nitrato de zinco e prata.
Equação 3: Zn(s) + 2AgNO3(aq) → 2Ag(s) + Zn(NO3)2
 
Confirmamos assim o que diz a literatura sobre a reatividade dos metais. Verificaremos agora a reação dos metais em meio ácido, utilizamos então o Ácido Sulfúrico 0,5 mol/L, que reage com a maioria dos metias, ao primeiro tubo adicionamos Alumínio em Pó, levou aproximadamente sete a oito minutos para ocorrer à reação, houve precipitação, aumento de temperatura, e liberação do gás hidrogênio, formando sulfato de alumínio e gás hidrogênio.
Equação 4: Al(s) + H2SO4(aq) → AlSO4(aq) + H2(g)
No segundo tubo tínhamos o metal zinco em pó, que do mesmo modo anterior também reagiu, porém com menos intensidade que o alumínio, pelo fato que o zinco esta mais próximo que o hidrogênio na fila de reatividade.
Equação 5: Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)
Da mesma maneira, ocorreu também um aumento na temperatura, formando assim o Sulfato de Zinco e a liberação do gás hidrogênio, houve ainda um aparente aumento de volume, devido à reação de deslocamento. 
No terceiro tubo tínhamos o Cobre que não reagiu com o Ácido Sulfúrico, sendo um metal nobre, ele é menos reativo que o hidrogênio.
Equação 6: Cu(s) + H2SO4(aq) →
 X
Porém se adicionássemos algo mais oxidante o cobre reagiria, para que o cobre possa reagir, usa-se então o Ácido Sulfúrico concentrado e aquecido, a equação seria a seguinte.
Equação 7: Cu(s) + 2H2SO4(aq) → CuSO4(s) + 2H2O4(aq) + SO2(g)
 
Ao ultimo tubo tínhamos magnésio em pó, que por ser um metal alcalino-terroso está bem a frente do hidrogênio na fila de reatividade ocorrendo a reação bem mais rapidamente que as anteriores, quase que instantânea, devido ao magnésio estar na frente do alumínio e do zinco.
Equação 8: Mg(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + H2(g)
Ocorreu ainda, aumento da temperatura, formação do Sulfato de Magnésio e liberação do gás Hidrogênio. Para conclusão do estudo das reações dos metais, analisamos o seu comportamento em meio alcalino, utilizamos o Hidróxido de Sódio e os metais alumínio e cobre em pó, ambos os tubos foram aquecidos, apenas um deles reagiu que foi o que continha alumínio.
Equação 9: NaOH(aq) + Al(s) → NaAlO + H 
Ocorreu aqui a formação do Aluminato de Sódio e o desprendimento do Hidrogênio, contrariamente o outro tubo contendo o cobre não reagiu, devido ao mesmo está atrás do hidrogênio na fila de reatividade enquanto que o alumínio está a frente, dessa maneira concluímos o experimento com a ultima equação.
Equação 10: NaOH(aq) + Cu(s) →
 X
Por fim a ultima parte do experimento consistia em identificar cátions metálicos em uma solução pelo teste da chama, teste esse que acusaria a presença desses cátions através da mudança da coloração da chama, para cada uma das soluções verificou-se uma coloração diferente. Com base em um estudo feito previamente pudemos comparáramos aqui os resultados obtidos com os que eram esperados, tendo resultados bem reais.
Tabela 3: Cores do Teste das Chamas
	SOLUÇÃO
	COR ESPERADA
	COR DO EXPERIMENTO
	Potássio
	Lilás
	Lilás
	Cobre II
	Verde
	Verde
	Cálcio
	Vermelho Tijolo
	Laranja
	Bário
	Verde
	Amarelo
	Lítio
	Magenta
	Magenta
	Sódio
	Amarelo Intenso
	Laranja
Alguns resultados diferem, porém tem uma aproximação entre as cores que apresentaram essa diferença, exemplo do cálcio onde a cor esperada era o vermelho tijolo, porem no experimento visualizamos laranja, sendo bem próximos visualmente.
CONCLUSÕES
Pôde-se observar que o modelo atômico de Bohr, embora apresente algumas diferenças com o modelo atômico atual, foi perfeitamente capaz de explicar o fenômeno ocorrido no teste das chamas, no qual os elétrons das substâncias, após serem excitados a uma camada mais externa e retornarem as suas posições originais, emitem energia na forma de luz visível, e a cor da luz, que depende da sua frequência, é peculiar a cada substância. Fomos capazes também de observar reaçõesde metais em vários meios, e constatar a aplicabilidade da fila de reatividade na previsão de reações, porém constatamos que sob determinadas condições físicas podemos tornar um metal mais reativo que outro, como foi o caso do alumínio em hidróxido de sódio, embora o sódio seja mais reativo que o alumínio, após aquecer a mistura, o alumínio foi capaz de deslocar o sódio. Por ultimo fomos capazes de verificar a eficácia da utilização da proveta com água na medição do volume de certas substâncias, os quais seria difícil calcular geometricamente devido a uma forma irregular, foi facilmente visto através da variação de volume d’água na proveta. De modo geral o experimento foi bastante útil para trazer a prática os conhecimentos sobre identificação de substâncias e a reatividade dos metais.
REFERËNCIAS
[1] BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E. 
Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1986. 
2 v ISBN 8521604491
[2] <http://1.bp.blogspot.com/FD4qT56CYic/TpMz45_MO_I/AAAAAAA AAAY/mBvfm6wdmrE/s400/reatividademetais.JPG>
 Acessado em: 21 jan. 2013.
QUESTÕES
Reações Ocorridas:
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)
Zn(s) + 2AgNO3(aq) → Zn(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
2Al(s) + 3H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 3H2(g)
Zn(s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)
Mg(s) + H2SO4 (aq) → MgSO4(aq) + H2(g)
2NaOH(l) + 2 Al(s) + 2 H2O(l) → 2 NaAlO2(s) + 3 H2(g)
Reações Não Ocorridas:
Zn (s) + NaCl(aq) →Não ocorre devido ao sódio ser mais reativo que o zinco.
Cu(s) + H2SO4 (aq) →Não porque o hidrogênio é mais reativo que o cobre.
Cu(s) + NaOH(aq) → Não ocorre devido ao sódio ser mais reativo que o cobre.
Reatividade dos Metais:
Na>Mg>Al>Zn>H>Cu>Ag
Reatividade apresentada pela fila de reatividade dos metais:
Li>K>Rb>Cs>Ba>Sr>Ca>Na>Mg>Al>Mn>
Zn>Fe>Co>Ni>Pb>H>Cu>Ag>Pd>Pt>Au
Pode-se constatar que a reatividade dos metais observada na experiência confere exatamente com a reatividade previamente definida.
Um elétron em um átomo se move em órbita circular ao redor do núcleo sob atração do núcleo.
Um elétron se move apenas em uma órbita na qual seu movimento angular é múltiplo inteiro de (constante de Planck h = 6,63x10-34 J.s, dividida por 2π).
A energia total do elétron permanece constante. Isso ocorre porque o elétron que se move em uma órbita não emite radiação eletromagnética. É emitida radiação eletromagnética se um elétron, que se move inicialmente sobre uma órbita de energia total Ei, muda seu movimento descontinuamente de forma a se mover em uma órbita de energia total Ef. A frequência da radiação emitida é igual à quantidade ( ) dividida pela constante de Planck h. 
ΔE = h.f > E = 6,63x10-34. 5,2x1014 > E = 34,48x10-20 J)
Não necessariamente, duas coisas podem estar ocorrendo. A substância pode estar emitindo uma frequência de luz azul quando exposta a chama, como a chama é azul, a emissão de luz não é facilmente visível. Pode acontecer também da substância emitir uma frequência de luz não visível a olho nu, como infravermelho e ultravioleta.