Relatório Vidrarias Química - Estácio Niterói

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
QUÍMICA GERAL
	CURSO
	Engenharia 
	TURMA
	3058
	DATA
	14/09/2018
	Aluno/
Grupo
	Brenda Ferreira Carlos Faria 201701078368
	TÍTULO
	Teste de Chama e Reatividade Química
	OBJETIVOS
	
 Identificar a cor das chamas de cada sal e determinar a quantidade de reação de cada metal com Acido Clorídrico.
	
	
	INTRODUÇÃO
	
 Cada elemento químico apresenta uma distribuição eletrônica específica, com níveis de energia particulares. Quando um elemento químico absorve energia, que pode ser de uma chama, esta absorção pode provocar a passagem do elétron de um nível de menor para outro de maior energia (é a transição eletrônica). Como o elétron deixou um nível de menor energia para ocupar outro de energia mais elevada, aquele nível inicial ficou desocupado e a tendência do elétron é retornar à condição inicial (ou seja, devolver o átomo a seu estado fundamental). Nesta situação, a energia absorvida pelo elétron é liberada e pode o fazer emitindo algum tipo de radiação, algumas vezes com comprimentos de onda da região do visível, no espectro eletromagnético. Uma vez que os átomos possuem distribuições eletrônicas particulares, estas energias liberadas pelos elétrons, no seu retorno aos níveis de origem, podem ser utilizadas para identificação de elementos químicos presentes nos materiais, já que cada elemento irá apresentar absorção e emissão de energia em quantidades específicas.
 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. Os metais podem ser ordenados por meio de sua reatividade química, conforme mostrado abaixo, estando os metais mais reativos à esquerda, e os menos reativos à direita, portanto 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
 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). 
	REAGENTES, MATERIAIS E EQUIPAMENTOS
	
VIDRARIAS:
- Béquer
- Vidro de relógio
- Tubo de ensaio
MATERIAIS:
- Alça de platina
- Bico de Bunsen
- Estante
- Espátula
- Fio de cobre
- Prego de Metal
REAGENTES:
- Ácido Clorídrico 10% (HCl) 
- Cloreto de Sódio (NaCl2)
- Cloreto de Cálcio (CaCl2)
- Cloreto de Bário (BaCl2)
- Cloreto de Estônio (SrCl2)
- Sulfato de Cobre (CuSO4) 
- Cloreto de Potássio (KCL)
- Zinco em pó (Zn)
	PROCEDIMENTOS
	
1º Experimento
Identificação de elementos químicos pelo teste de chama 
- Colocamos uma pequena porção com a espátula, de Cloreto de Sódio, Cloreto de Cálcio, Cloreto de Bário, Cloreto de Estônio, Sulfato de Cobre e Cloreto de Potássio cada um em um vidro de relógio, devidamente identificada.
- Mergulhamos a Alça de Platina na solução de HCl concentrado, e levamos à chama do Bico de Bunsen, que foi regulado até que a chama ficasse azul, e verificamos que não havia nenhuma mudança na coloração, portanto estava limpo.
- Em sequência, mergulhamos novamente a Alça de Platina na solução de HCl e colocamos no Cloreto de Sódio que aderiu à argola. Ao levarmos à chama do Bico de Bunsen verificamos a alteração na cor da chama.
- Fizemos o mesmo procedimento com o Cloreto de Sódio, Cloreto de Bário, Cloreto de Estônio e Sulfato de Cobre, Cloreto de Cálcio, Cloreto de Potássio e observamos que ao levarmos a chama do Bico de Bunsen todos mostraram alteração nas cores das chamas.
 2º Experimento
Reatividade dos Metais
-. No primeiro tubo adicionamos zinco em pó, no segundo tubo adicionamos tiras de cobre e no terceiro tubo Prego de Metal. Observamos as reações .
	RESULTADOS e DISCUSSÃO
	
1º Experimento
	Amostra
	Cor da chama
	Elemento metálico
	Cloreto de sódio
	Amarela
	 Sódio (Na)
	Cloreto de cálcio
	Laranjado
	 Cálcio (Ca)
	Cloreto de bário
	Laranja
	 Bário (Ba)
	Cloreto de estrôncio
	Vermelho carmim
	 Estrôncio (Sr)
	Sulfato de cobre
	Verde
	 Cobre (Cu)
	Cloreto de Potássio
	Azul Claro
	Potássio (KCL)
Após a experiência realizada com os sais, observou-se que cada substância demonstrou uma coloração distinta isso porque cada um apresenta elementos diferentes, com átomos que tem níveis de energia também de valores diferentes. Os resultados obtidos neste experimento estão representados na tabela abaixo: 
2º Experimento
Após observamos durante a experiência as reações e o tempo que levou, se obteve o seguinte resultado: 
- Zinco + HCl: O zinco (em estado pó) ao ser colocado em contato com ácido reagiu com efervescência, portanto a reação ocorreu de maneira imediata. Temos a seguinte equação química:  Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
 - Cobre + HCl: O cobre ao ser colocado em contato com o ácido não reagiu,. Temos a seguinte equação química: não reagiu Cu + HCl.
- Ferro + HCl: O Prego de Metal ao ser colocado em contato com ácido reagiu lentamente, após cerca de 15 segundos apareceram bolhas de hidrogênio. Temos a seguinte equação química: 2HCl + Fe FeCl2 + H2.
	CONCLUSÃO
	 
 Na primeira experiência vimos que no momento em que colocamos o sal no fogo, estamos fornecendo energia para seus elétrons. No entanto, o estado excitado é instável, portanto, os elétrons que “saltaram” de nível retornam à órbita de seu estado estacionário. Nesse momento, o elétron perde (na forma de onda eletromagnética, ou seja, na forma de luz) uma quantidade de energia que corresponde à diferença de energia existente entre as órbitas envolvidas no movimento do elétron.
 Observamos que cada sal possui sua coloração característica, e que o teste de chama é uma evidência prática da transição de elétrons nos níveis quânticos e da identificação de elementos a partir da coloração emitida na liberação de energia os elétrons voltam para sua camada original emitindo desta forma uma luz característica de cada cátion. 
 No segundo experimento, observamos nas reações dos metais com ácidos, que o hidrogênio foi deslocado pelos metais mais reativos que ele. Portanto, os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e são os que aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila, como o cobre. Os metais reativos rapidamente mostraram reação como o zinco e o ferro mostrando assim o alto poder de reação dos metais em meio ácido.
	REFERÊNCIAS
	
- PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.
-FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. “Reatividade dos metais”. Disponível em:<http://www.alunosonline.com.br/quimica/reatividade- -metais.html> 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Reações de Oxirredução"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.htm>.
- Reatividade química. Disponível em: <http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp07.htm>