Hidrogenio Alcalinos

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIA E ENGENHARIA DE MATERIAIS 
 
 
 
 
 
Lucas Pedral do Couto 
201800028382 
 
 
 
 
 
HIDROGÊNIO, METAIS ALCALINOS E METAIS ALCALINOS 
TERROSOS 
 
 
 
SÃO CRISTÓVÃO - SE 
05/12/2018 
1. INTRODUÇÃO 
Os metais são substâncias que são muito famosos pelo seu brilho característico. 
Além disso, os metais são conhecidos pela sua capacidade de conduzir eletricidade e calor 
facilmente. 
Somado a isso, tem-se a maleabilidade, característica muito relevante para que 
torne os metais tão presentes no cotidiano das pessoas, pois é devido a essa propriedade 
física existente nos metais que as indústrias conseguem moldá-los de inúmeras formas, 
tornando os metais tão presentes no dia-a-dia da população. (ATKINS, 2012) 
Os metais alcalinos são os elementos químicos que compõem a família 1A da 
tabela periódica. São particularmente moles, são também os elementos menos 
eletronegativos da tabela, portanto, perdem seus elétrons facilmente e seus pontos de 
fusão e ebulição são consideravelmente baixos além de serem, em geral, brancos. 
(INFOESCOLA, 2018) 
Os metais alcalinos são bastantes reativos, por isso são guardados submersos em 
querosene. Isso ocorre pela facilidade deles de perderem seus elétrons, oxidando-se e 
agindo como agentes redutores fortes. (FOGAÇA, 2018) 
Além disso, os metais alcalinos possuem potencias padrão fortemente negativos, 
assim, evidenciando o seu grande poder oxidante em relação a outros compostos que 
possuem potenciais mais positivos. (ATKINS, 2007) 
No caso dos metais dos alcalinos terrosos compõem a família 2A da tabela, são 
todos bivalentes e têm raio atômico menor que os metais da 1A, porém são maiores que 
os metais de transição (família B) e são leves como os metais alcalinos. 
Pelo fato de terem dois elétrons na camada de valência, os metais alcalinos 
terrosos são costumeiramente encontrados na natureza como número de oxidação +2. São 
altamente reativos não como os elementos da família 1A. (INFOESCOLA, 2018) 
 
 
 
 
2. OBJETIVOS 
a) Observar a reatividade do sódio e magnésio frente a metais, não-metais, 
água, álcool etílico, ácidos e sais 
b) Verificar experimentalmente a solubilidade de compostos dos metais 
alcalinos e alcalinos terrosos; 
c) Preparar compostos de metais alcalinos e de metais alcalinos terrosos; 
d) Observar a reatividade de compostos dos metais, frente a água, ácidos, 
bases e sais. 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Experimento 1: 
Ao retirar o sódio metálico que estava em contato com querosene é possível 
observar, imediatamente, a oxidação do metal em contato com o oxigênio do ar. 
Diferentemente, do magnésio que em contato com o ar aparentemente não apresentava 
nenhuma alteração. 
2𝑁𝑎(s) + 𝑂2(g) → 𝑁𝑎2𝑂(s) 
Essa diferença de comportamento entre o sódio e o magnésio se deve ao fato do 
potencial de redução do sódio ser mais negativo comparado ao magnésio, ou seja, o sódio 
reage de maneira mais rápida em relação ao magnésio. 
Experimento 2: 
Ao colocar o sódio metálico em contato com a água observou-se a liberação de 
gás (desprendimento do hidrogênio) comprovando, assim, a existência da reação naquele 
momento e devido à presença da fenolftaleína na solução foi possível afirmar que houve 
alteração do pH por conta da mudança na coloração, na qual antes da adição do sódio era 
incolor e após a esse processo teve sua coloração alterada para rosa indicando que o pH 
da solução estava básico. 
2 𝑁𝑎(s) + 𝐻2𝑂(l) → 𝐻2(g) + 2 𝑁𝑎𝑂𝐻(aq) 
Ao repetir esse mesmo processo com o magnésio, após o contato do metal com a 
água não houve nenhuma mudança de imediato. Posteriormente, houve a adição de calor 
ao tubo de ensaio que continha a solução teve a alteração de pH indicado pela 
fenolftaleína comprovando a ocorrência da reação. 
𝑀𝑔(s) + 2 𝐻2𝑂(l) → 𝐻2(g) + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2(aq) 
 
 
Experimento 3: 
Após colocar em contato o sódio metálico com o etanol é perceptível a liberação 
de calor além do desprendimento do gás hidrogênio. 
 2 𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻(aq) + 2 𝑁𝑎(s) → 2 𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝑁𝑎(aq) + 𝐻2(aq) 
No caso do magnésio com o etanol não houve nenhuma indicação da ocorrência 
da reação. Dessa forma, pode -se perceber que o magnésio não tem o mesmo poder de 
desprender o hidrogênio ligado ao álcool como aconteceu com o sódio. 
Experimento 4: 
Ao colocar o ácido sulfúrico com o magnésio metálico houve a liberação de calor 
e de gás, com o desprendimento do hidrogênio. Diferentemente, com o que houve com o 
álcool, no caso do ácido sulfúrico o magnésio conseguiu reduzir o hidrogênio e 
desprendê-lo. 
𝐻2𝑆𝑂4(aq) + 𝑀𝑔(s) → 𝐻2(g) + 𝑀𝑔𝑆𝑂4(aq) 
Experimento 5: 
Ao colocar em contato o sulfato de cobre com sódio metálico instantaneamente 
houve explosão no tubo de ensaio além da formação de um precipitado azul devido à 
presença do cobre metálico entre os produtos formados. 
𝐶𝑢𝑆𝑂4(aq) + 2 𝑁𝑎(s) → 𝐶𝑢(s) + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4(aq) 
No caso do magnésio após o contato com o sulfato de cobre houve a liberação de 
gás na reação. Ao aquecer a solução no bico de Bunsen é visível o aumento da velocidade 
de reação. 
𝐶𝑢𝑆𝑂4(aq) + 𝑀𝑔(s) → 𝐶𝑢(s) + 𝑀𝑔𝑆𝑂4(aq) 
É perceptível a diferença da velocidade das reações, isso se deve ao potencial de 
redução dos metais, no qual o sódio tem um poder superior de reduzir o cobre. 
Experimento 6: 
Ao queimar a fita de magnésio no bico de Bunsen foi possível observar uma 
grande fonte de luz e sua cinza (óxido de magnésio) foi utilizada para misturar com água 
após esse processo foi observado a alteração de pH para um meio básico como indicado 
pela alteração de cor por conta da presença da fenolftaleína. 
𝑀𝑔𝑂(s) + 𝐻2𝑂(l) → 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2(aq) + H2(g) 
Pode-se afirmar com esses experimentos que não é possível apagar a combustão 
do magnésio com água, pois como pôde ser visto na reação do óxido de magnésio com a 
água há liberação do gás hidrogênio, deixando a reação mais violenta. 
 
Experimento 7: 
Ao colocar sulfato de cobre em contato com hidróxido de sódio, posteriormente 
esse procedimento houve a formação de um precipitado gelatinoso azul. Após aquecer a 
solução houve a mudança de coloração do precipitado de azul para verde devido à 
desidratação da solução. 
𝐶𝑢𝑆𝑂4(aq) + 2 𝑁𝑎𝑂𝐻(aq) → 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2(s) + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4(aq) 
Experimento 8: 
Ao colocar em contato o óxido de magnésio com o ácido nítrico houve apenas a 
liberação de calor. 
𝐻𝑁𝑂3(aq) + 𝑀𝑔𝑂(s) → 𝐻2𝑂(l) + 𝑀𝑔(𝑁𝑂3)2(aq) 
Experimento 9: 
No primeiro tubo, no qual continha uma solução com cloreto de amônio e HCl e 
após aquecer o tubo foi observado cheiro intenso semelhante ao alisante de cabelo devido 
à presença da amônia como um dos produtos obtidos na reação. 
𝑁𝐻4𝐶𝑙(aq) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(aq) → 𝑁𝐻3(g) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(aq) + 𝐻2𝑂(l) 
No segundo tubo que continha NaOH com HCl foi observado a alteração de pH 
como indicado pela fenolftaleína de básico, quando tinha apenas o NaOH, para um meio 
neutro após a adição do cloreto de sódio. 
𝑁𝑎𝑂𝐻(aq) + 𝐻𝐶𝑙(aq) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(aq) + 𝐻2𝑂(l) 
Experimento 10: 
Ao colocar o alumínio em contato com o NaOH foi observado a liberação de gás, 
ou seja, ocorreu o desprendimento do gás hidrogênio após a reação. 
𝑁𝑎𝑂𝐻(aq) + 𝐴𝑙(s) → 𝐻2(g) + 𝑁𝑎3𝐴𝑙𝑂3(aq) 
4. CONCLUSÕES 
Foi possível observar a reatividade dos metais sódio e magnésio em diversos 
outros compostos e verificar que o sódio é mais reativo que o magnésio, no qual em alguns 
casos precisou que adicionasse uma fonte de energia para acelerar a reação. 
Diferentemente, do sódio que em todos os casos testados as reações aconteciam de formamuito rápida. 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
ATKINS & JONES, Princípios de Química; Ed Bookman: Porto Alegre. 2012. 5ed. 
Capitulo 6. p. 205-207-621. 
Metais Alcalinos; Info Escola. Disponível em < 
https://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalinos > Acessado em 30 de dezembro de 
2018. 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Reatividade dos metais com água e bases; Brasil 
Escola. Disponível em < https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-
com-agua-bases.html > Acesso em 30 de dezembro de 2018. 
Metais alcalinos-terrosos; Info Escola. Disponível em < 
https://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalino-terrosos > Acessado em 30 de dezembro de 
2018.