Relatório prática 3 Reatividade dos metais e halogênios

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UNIVERSIDADE LUTERANA DO BRASIL
CURSO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
Prof.ª Mariangela
	
RELATÓRIO
PRÁTICA Nº: 03
	
TEMA DA PRÁTICA: REATIVIDADE DOS METAIS 
DATA DA PRÁTICA: 09/09/2016 DATA DA ENTREGA: 23/09/2016
	
	
INTEGRANTES DO GRUPO: CAROLINA SAUCEDO 
 FABIANO ZOLIN
1. OBJETIVOS
	Caracterizar a reatividade de elementos metálicos e halogênios tendo diversas reações como exemplos, identificar os principais interferentes no método e anotar as observações.
2. RESUMO
	Colocou-se em tubos de ensaios, metais finamente divididos: Cu; Zn; Fe; Mg e Al, em seguida adicionou-se 2mL das soluções CuSO4; FeSO4; Mg(N03)2; ZnCl2; Ni(N03)2; AgNO3 e HgCl2, em cada tubo. 
	Em um segundo momento colocou-se metais finamente divididos em tubos de ensaio: Cu; Zn; Fe; Mg e Al, em cada tubo de ensaio adicionou-se 5mL de HCl 6M. O Procedimento foi repetido adicionando no lugar de HCl 6M, HNO3 6M.
	No terceiro momento utilizou-se três tubos de ensaio e adicionou-se em cada tubo 1mL de solução aquosa x2 (Cl2, Br2 e I2) e adicionou-se 2mL de solução aquosa de NaX (NaCl, NaBr e NaI) a cada tubo e 3mL de clorofórmio, agitando vigorosamente. Preparou-se o teste em branco para comparação de resultados (1mL de solução x2 e 3mL de clorofórmio).
3. INTRODUÇÃO
	
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 seus elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade.
 Por exemplo: colocando-se uma lâmina de ferro em uma solução de sulfato de cobre (II) (coloração azul), verifica-se que a lâmina de ferro fica recoberta por uma camada de metal vermelho (o cobre). Por outro lado, a solução fica amarela [solução de sulfato de ferro(II)]. Ocorre, pois, uma reação química que pode ser representada pela seguinte equação:
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
 Conclui-se que o ferro é mais reativo do que o cobre, pois o desloca de seu composto. 
Por meio de reações deste tipo, colocam-se os metais em ordem crescente de reatividade química.
Maior a reatividade.
Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au
4. MATERIAIS E MÉTODOS
4.1 Materiais
	1. Bécker 50mL
	2. Pipeta Pasteur 
3. Bastão de vidro
	4. Tubo de ensaio 
	5. Pipeta 10mL
	
	
4.2 Reagentes
Soluções: CuSO4; FeSO4; Mg(N03)2; ZnCl2; Ni(N03)2; AgNO3 e HgCl2,
Metais finamente divididos: Cu; Zn; Fe; Mg e Al, 
Solução HCl 6M
Solução HNO3 6M
Clorofórmio
Solução aquosa: NaCl, NaBr e NaI
Solução aquosa contendo os íons Cl2, Br2 e I2
4.3 Procedimento experimental:
	Na primeira prática, para representar a reação de deslocamento se propôs a seguinte atividade: Em cada conjunto de sete tubos de ensaio, colocou-se filamentos de metais, o cobre (fio dourado), zinco (pó cinza), ferro (pó cinza), o magnésio (pó cinza) e o alumínios (filamentos cinza), somando um total de 35 tubos de ensaios.
	Cada conjunto de tubos com o metal sólido colocado, se adicionou uma determinada solução metálica para observar se ocorre reação ou não. A soluções utilizadas foram: sulfato de cobre (coloração azul), sulfato de ferro (coloração amarelada), nitrato de magnésio (incolor), cloreto de zinco (incolor), nitrato de níquel (coloração verde) e cloreto mercúrios.
	Abaixo segue cinco tabelas esquematizando os testes, com as reações e com algumas observações. 
	Cu +
	SOLUÇÃO
	REAÇÃO
	OBSERVAÇÃO
	
	CuSO4
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	FeSO4
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	Mg(NO3)2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	ZnCl2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	Ni(NO3)2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	AgNO3
	Cu + AgNO3 → Cu(NO3)2 + Ag
	Formou-se cristais cinzas, meio ouro preto
	
	Hg2Cl2
	Cu + Hg2Cl2 → CuCl2 + Hg2
	Cobre ficou acinzentado.
	Sentido da reatividade em análise: Fe, Mg, Zn, Ni >Cu > Ag > Hg2.
	Sentido da reatividade real: Fe, Mg, Zn, Ni >Cu > Ag > Hg2.
	Conclui-se que a prática está de acordo com a ordem correta de reatividade dos metais.
	Zn +
	SOLUÇÃO
	REAÇÃO
	OBSERVAÇÃO
	
	CuSO4
	Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
	Precipitação de um sólido marrom escuro-preto
	
	FeSO4
	Zn + FeSO4 → ZnSO4 + Fe
	Formação de precipitado preto + liberação de um gás amarelado
	
	Mg(NO3)2
	Mg(NO3)2 + Zn -> Zn(NO3)2 + Mg
	Formou um precipitado escuro.
	
	ZnCl2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	Ni(NO3)2
	Ni(NO3)2 + Zn -> Ni(NO3)2 + Zn
	Formou um precipitado Escuro
	
	AgNO3
	AgNO3 + Zn -> ZnNO3 + Ag
	Houve um desprendimento de gás, liberou muito calor e formou um precipitado
	
	Hg2Cl2
	
	Formou um precipitado Escuro
Sentido da reatividade em análise: Zn, Zn > Cu>Fe>Mg>Ni>Ag> Hg.
	Sentido da reatividade real: Mg >Zn > Cu, Fe, Ni, Ag, Hg.
	Percebe-se uma diferença entre a reatividade proposta e a real, esta diferença pode estar relacionada com a contaminação na análise ou solução, e até mesmo tempo insuficiente para esperar reagir.
	Fe +
	SOLUÇÃO
	REAÇÃO
	OBSERVAÇÃO
	
	CuSO4
	Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
	Reagiu formando um sólido cor dourado enferrujado
	
	FeSO4
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	Mg(NO3)2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	ZnCl2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	Ni(NO3)2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	AgNO3
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	Hg2Cl2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
Sentido da reatividade em análise: Mg, Zn, Ni, Ag, Hg > Fe > Cu.
	Sentido da reatividade real: Mg, Zn, Ni > Fe > Cu, Ag, Hg.
	Percebe-se uma diferença entre a reatividade proposta e a real, esta diferença pode estar relacionada com a contaminação na análise ou solução, e até mesmo tempo insuficiente para esperar reagir
	Mg +
	SOLUÇÃO
	REAÇÃO
	OBSERVAÇÃO
	
	CuSO4
	Mg + CuSO4 → MgSO4 + Cu
	Desprendimento de gás
	
	FeSO4
	Mg + FeSO4 → MgSO4 + Fe
	Reação muito rápida. Exotérmica, e formou um líquido incolor
	
	Mg(NO3)2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	ZnCl2
	Mg + ZnCl2 → MgCl2 + Zn
	Desprendimento de gás
	
	Ni(NO3)2
	
	Houve formação de bolhas mas sem calor
	
	AgNO3
	Mg + AgNO3 → Mg(NO3)2 + Ag
	Libera calor formou-se um precipitado no fundo e também liberando vapor.
	
	Hg2Cl2
	Mg + Hg2Cl2 → MgCl2 + Hg2
	Liberou calor, formou-se um precipitado escuro e também liberando vapor.
Sentindo de reatividade em análise: Mg, Mg > Ni Cu, Fe, Zn, Ag, Hg.
	Sentindo de reatividade real: Mg > Ni, Cu, Fe, Zn, Ag, Hg.
	Conclui-se que a prática está de acordo com a ordem correta de reatividade dos metais.
	Al +
	SOLUÇÃO
	REAÇÃO
	OBSERVAÇÃO
	
	CuSO4
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	FeSO4
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	Mg(NO3)2
	
	Liberou um pouco de vapor.
	
	ZnCl2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	Ni(NO3)2
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	AgNO3
	Não houve reação
	Não se observou nenhuma alteração
	
	Hg2Cl2
	Hg2Cl2 + Al -> AlCl2 -> Hg2
	Parece ter formado uma lamina de Alumínio
Sentido da reatividade em análise: Cu, Fe, Zn, Ni, Ag, Al > Mg >Hg.
	Sentido da reatividade real: Mg > Al> Cu, Fe, Zn, Ni, Ag, Hg.
	Percebe-se uma diferença entre a reatividade proposta e a real, esta diferença pode estar relacionada com a contaminação na análise ou solução, e até mesmo tempo insuficiente para esperar reagir.
	Nossa segunda prática consiste em observar o deslocamento de hidrogênio nas reações.Para observarmos isso nossa prática consiste em cada tubo de ensaio colocar filamentos de Cu, Zn, Fe, Mg e Al totalizando cinco tubos de ensaio na análise. 
	Colocar 5 mL de ácido clorídrico 6M em cada tudo. Refazendo o experimento usando ao invés de HCl, ácido nítrico 6M, de acordo com as tabelas abaixo:
Para o HCl
	Metal
	Reação
	Cu
	Não reagiu
	Zn
	Formação de precipitado, liberação de gás. (Exotérmico)
	Fe
	Não reagiu
	Al
	Desprendimento de gás, bastante exotérmico.
	Mg
	Desprendimento de gás. (Exotérmico)
	Metal
	Reação
	Cu
	Não reagiu
	Zn
	Desprendimento de gás. (Exotérmico)
	Fe
	Formação de solido em suspensão, desprendimento de pouco gás.
	Al
	Não reagiu
	Mg
	Reação exotérmica, desprendimento de gás amarelo.
Para o HNO3
	
	
Reatividade de halogênios: reação de deslocamento
	Passo 1: Utilizando-se 3 tubos de ensaio, adiciona-se exatamente nesta ordem 1mL de solução aquosa de x2 (Cl2, Br2 e I2).
	Passo 2: Adicionar-se em cada tubo 2mL de solução aquosa de NaX (NaCl, NaBr e NaI) exatamente nessa ordem.
	Passo 3: Adicionar-se em cada tubo 3mL de clorofórmio.
	Passo 4: Agitar vigorosamente.
	Passo 5: Observar a coloração da fase orgânica e comparar com o teste em branco (1mL de solução X2 e 3mL de clorofórmio).
 	Passo 6: Observar e completar o quadro abaixo:
NaCl
	
	Cl2
	Br2
	I2
	BRANCO
	2 fases 
(Inferior-cloro)
	2 fases 
(Inferior-laranja)
	2 fases 
(Inferior-lilás)
	COLORAÇÃO
	Incolor
	Laranja
	Lilás
	REAÇÃO
	Não houve reação
	Não houve reação
	Não houve reação
NaBr
	
	Cl2
	Br2
	I2
	BRANCO
	2 fases 
(Inferior-cloro)
	2 fases 
(Inferior-laranja)
	2 fases 
(Inferior-Lilás)
	COLORAÇÃO
	Incolor
	Laranja
	Laranja
	REAÇÃO
	Não houve reação*
	Não houve reação
	Não houve reação
Nal
	
	Cl2
	Br2
	I2
	BRANCO
	2 fases 
(Inferior-cloro)
	2 fases 
(Inferior-laranja)
	2 fases 
(Inferior- Lilás)
	COLORAÇÃO
	Lilás
	Lilás
	Lilás
	REAÇÃO
	2NaI + Cl2 → 2NaCl +I2
	2NaI + Br2 → 2NaBr +I2
	Não houve reação
*neste caso era para ter ocorrido reação mais possivelmente devido a contaminação do reagente não ocorreu reação.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
	Na primeira prática pode-se observar com os resultados na tabela acima, preenchida, que ao adicionar um metal em contado com uma solução metálica, dependendo da reatividade, ambas podem reagir ou não. Neste caso podemos também observar que houve diferenças entre a ordem crescente de reatividade que realizamos na prática com a teórica. Isso deve-se possivelmente a problemas de contaminação de solução ou frascos contaminados, que fez com que a reação não ocorresse.
	Na segunda prática, pode-se observar a reação que ocorre com o ácido clorídrico com alguns metais. O hidrogênio reagiu com quase todos os testes, com o Cu, Zn, Fe, Al e Mg. Além se ser um ácido forte ele também apresenta uma seria de reatividade que faz com que o ocorra a reação com os metais. Em relação com o ácido nítrico o processo será semelhante, a diferença pode ocorrer no tempo de reação. Com o metal níquel haverá reatividade, pois, está acima do hidrogênio, mas já com o alumínio e a prata não.
	E na terceira prática, continuando com a observação de reatividade podemos observar em amostras com não metais. Se observou que o cloro reagi no bromo, que reagira no iodo, como apresentado na tabela acima, da prática 3. Houve um interferente na reação do NaBr com o Cl2 que era para acontecer a reação pois o Cl reage no Br, mas por problemas de solução não se pode obter o resultado esperado.
6. CONCLUSÕES
	Nesta prática observamos várias reações onde a reatividade dos metais é muito importante. Nas três práticas voltada a reatividade dos metais, podemos ver como é empregado a teoria de reatividade e o porquê realmente ocorre ou não uma determinada reação.
	Em alguns testes houveram falhas devido a problemas de contaminação de solução ou de vidrarias, mas que nos serviu de base para comparar o prático com o teórico.
	Serviu também como aprofundamento de conhecimento metodológicos analíticos, bem como cuidado com os reagente, manipulações de vidrarias e etc.
7. Referencias 
FELTRE, R. Fundamentos de Química. Volume Único. 2ª Edição revista e ampliada. Editora Moderna. 1998. São Paulo – SP.
 GEPEQ. Interações e Transformações III. A Química e a Sobrevivência. Atmosfera – fonte de materiais. Editora da USP – EDUSP. 1998. São Paulo – SP. 
SARDELLA, A. Curso Completo de Química. Volume Único. Editora Ätica. 1998. São Paulo – SP.
 TICIANELLI, E. A., GONZALEZ, E. R. Eletroquímica. Princípios e Aplicações. Editora da USP – EDUSP. 1998. São Paulo – SP. 
VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa. Editora Mestre Jou. 5ª Edição. 1ª Edição em português em 1981. São Paulo – SP.