Relatorio_Reatividade_dos_Metais_-_Fisico-quimica[1]

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FACULDADE MAURÍCIO DE NASSAU – UNINASSAU 
2º SEMESTRE BIOMEDICINA/NOTURNO 
 
 
 
 
 
Andreia Barbosa 
Jamile Ferreira 
Larissa Santos 
 
 
 
 
 
 
 
REATIVIDADE DE METAIS 
 
 
 
 
 
Milena Barbosa 
 
 
 
 
 
 
Salvador – Ba 
2015 
 
 
Andreia Barbosa 
Jamile Ferreira 
Larissa Santos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório de aula prática apresentada como requisito 
parcial para obtenção de nota extra na disciplina de 
Físico-Química, no curso de Biomedicina, na 
Faculdade Mauricio de Nassau – Patamares. 
Orientadora: Milena Barbosa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Salvador – Ba 
2015 
 
 
ÍNDICE 
 
 
 ÍNDICE DE FIGURAS 
1- INTRODUÇÃO......................................................................................................6 
2- DESENVOLVIMENTO.........................................................................................7 
2.1 - OBJETIVOS GERAIS ....................................................................................7 
2.2 - MATERIAS E METODOLOGIA....................................................................7 
 2.2.1 – MARTERIAIS............................................................................................7 
 2.2.2 – METODOLOGIA.......................................................................................8 
 2.2.2.1 – Reação de Sódio Metálico com Água............................................8 
 2.2.2.2 – Reação de Metais com Ácidos.......................................................8 
 2.2.2.3 – Reação do Ácido Nítrico com o Cobre..........................................8 
2.3 - RESULTADO E DISCUSSÃO..............................................................9-10-11 
3- CONCLUSÃO.......................................................................................................12 
4- ANEXO.............................................................................................................13-14 
5- REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA.....................................................................15 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INDICE DE FIGURAS 
 
 Figura 1: Fila de Reatividade dos Metais..................................................................................6 
 Figura 2: Alguns Materiais........................................................................................................7 
 Figura 3: Montagem do Experimento........................................................................................8 
 Figura 4: Reação Sódio Metálico + Água..................................................................................9 
 Figura 5: HCL + Mg................................................................................................................10 
 Figura 6: HCL + Cu.................................................................................................................10 
 Figura 7: HCL + Al..................................................................................................................10 
 Figura 8: HCL + Fe..................................................................................................................10 
 Figura 9: HNO3 + Mg...............................................................................................................11 
 Figura 10: HNO3 + Fe..............................................................................................................11 
 Figura 11: HNO3 + Al..............................................................................................................11 
 Figura 12: HNO3 + Cu..............................................................................................................11 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.INTRODUÇÃO 
 
 Os metais compreende a maioria dos elementos químicos da tabela periódica, sendo 
definidos, pela química, como um elemento, substância ou liga caracterizado por serem bons 
condutores de eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, apresentando alto ponto de fusão e de 
ebulição, brilho metálico característico, além de uma elevada dureza (exceto o mercúrio). 
Qualquer metal pode ser definido também como um elemento químico que formam 
aglomerados de átomos com caráter metálico. 
 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, portanto, formam íons positivos com mais 
facilidade. 
 O objetivo da fila de reatividade dos metais é revelar quais são os metais que reagem 
com maior facilidade. 
 
 
Figura 1: Fila de Reatividade dos Metais 
 
 Embora o hidrogênio (H+) não seja um metal, sua participação da fila de reatividade 
deve-se a capacidade que o elemento apresenta de compor determinadas substancias, tais 
como os ácidos, e ter a capacidade de formar o hidrônio (H3O
+
) ou simplesmente por poder 
receber elétrons, formando o hidrogênio (H
+
) e água (H2O). Com essa inclusão, tornou-se 
possível determinar a reatividade dos metais em soluções em que existam íons de hidrogênio 
(H+). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 – DESENVOLVIMENTO 
 
 3.1 – OBJETIVOS GERAIS 
 
 Comprovar experimentalmente a ocorrência de reações de deslocamento entre metais 
através da fila de reatividade química ou tabela de potenciais de oxirredução; 
 
 
 3.2 – MATERIAIS E METODOLOGIA 
 
 3.2.1 – MATERIAIS 
 
 Espátula Metálica 
 Pinça Metálica e de Madeira 
 Proveta de 25 ml 
 9 Tubos de Ensaio 
 Estante para tubos de ensaio 
 2 Pipetas de 10 ml 
 1 Cuba de Vidro 
 Água Destilada 
 Fenolftaleína 
 Ácido Clorídrico 10% (HCL) 
 Ácido Nítrico 50% (HNO3) 
 Sódio Metálico (Na) 
 Magnésio Metálico em aparas ou fita (Mg) 
 Alumínio Metálico em aparas (Al) 
 Zinco Metálico (Zn) 
 Ferro Metálico em fragmentos ou pregos (Fe) 
 Cobre Metálico em fragmentos (Cu) 
 
 
Figura 2: Alguns Materiais 
 
 
 3.2.2 – METODOLOGIA 
 
 3.2.2.1 – Reação do Sódio Metálico com Água 
 
1. Na cuba de vidro colocar água destilada até a metade e adicionar de 5 a 10 gotas de 
fenolftaleína. 
2. Cuidadosamente, cortar com uma espátula seca um pequeno fragmento de sódio metálico 
e colocá-lo na cuba em local seguro. Anote suas observações. 
 
 3.2.2.2 – Reação de Metais com Ácidos 
 
3. Adicionar HCL 10% em 5 tubos de ensaio e HNO3 50% nos 4 tubos restante, 
respectivamente identificados, até 1/3 do volume de cada um. 
4. Em um cada um dos tubos adicionar, conforme a Figura 3, as aparas dos seguintes metais: 
- Alumínio (Al) 
- Zinco (Zn) 
- Ferro (Fe) 
- Cobre (Cu) 
- Magnésio (Mg) 
 
 3.2.2.3 – Reação do Ácido Nítrico com o Cobre 
 
5. Colocar HNO3 50% na proveta até ¼ do seu volume e adicionar aparas de cobre (Cu). 
 
3Cu(s) + 8HNO3(aq)  3Cu (NO3)2(aq) + 4H2O + 2NO 
2NO(g) (gás incolor) + O2(g)  2NO2 (gás castanho) 
 
 
 
 
 
Figura 3: Montagem do Experimento 
 
 
 2.3- RESULTADO E DISCUSSÃO 
 
 Ao adicionar os pequenos fragmentos de Sódio Metálico (Na) na cuba de vidro com 
água e fenolftaleína (responsável pela coloração rosa na água), observou-se uma lapidação e 
agitação dos fragmentos com um chiado provocado pela liberação de elétrons, aumento da 
temperatura (caracterizando uma reação exotérmica)e odor advindo do gás liberado. Na 
tentativa se segurar o fragmento na água com uma pinça metálica, ouve uma pequena 
explosão, em consequência do atrito sofrido pelo sódio com a pinça metálica. Na expectativa 
de identificar o que aconteceria com mais fragmentos na cuba, foram adicionados dois 
pequenos fragmentos, e as observações foram as mesma já descrita, até que houve o atrito 
entre os fragmentos, na qual se observou um estalo seguindo de faíscas de fogo e uma nova 
pequena explosão. Repetindo o procedimento, adicionaram-se outros três pequenos 
fragmentos, com as mesmas observações, porém, a formação de faíscas e a ultima explosão, 
que resultou na cuba trincada, foi provocada pelo atrito com a parede de vidro da cuba. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Os experimentos com as reações entre os ácidos e os metais, iniciou o HCL 10% e o 
Mg, na qual foi observado uma reação exotérmica rápida comprovada pelo aumento de 
temperatura e formação de bolhas, atribui-se a formação das bolhas a liberação do gás H+ 
quando o Mg é consumindo, verifica-se portanto, uma oxirredução. Entre o HCL e o Cu a 
reação não ocorreu, por ser o Cu um metal nobre, ou seja, um metal menos reativo que o H
+
. 
Figura 4: Reação Sódio Metálico + Água 
 
 
 
 
 
 Figura 5: HCL + Mg Figura 6: HCL + Cu 
 Verificou-se uma reação lenta entre o HCL e o Al, com formação de bolhas, portanto, 
liberação de H
+
, alteração da cor por um tom de cinza escuro e o metal se dissolveu. A reação 
entre o HCL e o Zn, não foi observada, pois, o metal no recipiente era Cu. Outra reação lenta 
ocorreu entre o HCL e o Fe, onde foi observada a formação de bolhas e liberação de gases. 
 
 
 
 Figura 7: HCL + Al Figura 8: HCL + Fe 
 
 As reações com o HNO3, iniciou com o Mg e mostrou ser uma reação exotérmica 
rápida, liberando gases com coloração laranja e odor pela formação de dióxido de nitrogênio 
(NO2). Entre o HNO3 e o Fe, verificou-se uma reação exotérmica rápida com liberação de gás 
NO2, alteração na coloração do gás e granulação do metal que ficou aderido ao fundo do tubo. 
 
 
 
 Figura 10: HNO3 + Fe 
 
 No tubo de ensaio que foi adicionado o Al, não foi verificado reação química. A 
reação ocorrida no tubo de ensaio contendo o HNO3 onde foi adicionado o “Zn” confirmou 
que se tratava de Cu, por apresentar mais uma reação exotérmica com alteração na coloração 
do liquido e do gás liberado em respectivos tons de verde e laranja. O procedimento com o 
metal retirado do recipiente identificado como Cu e o HNO3, foi refeito na proveta e as 
mesmas observações foram feitas. 
 
 
 Figura 11: HNO3 + Al 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 9: HNO3 + Mg 
 Figura 12: HNO3 + Cu 
 
 
3 – CONCLUSÃO 
 
 Após discussão a respeito da atividade experimental realizada, concluímos, de forma 
geral, que todas as reações que ocorrem entre metais e ácidos são reações de oxirredução e 
que a experiência com o sódio metálico e água possibilitou a constatação da liberação de 
elétrons e a da formação da base nesta reação, possibilitada pela coloração rósea da 
fenolftaleína. 
 Correlacionando a fila da reatividade dos metais com a reação entre o cobre e o ácido 
nítrico, notamos que a reação ocorre, mas não segue o principio da interação com o 
hidrogênio que compõe o ácido que inviabilizaria a reação. A reação é possível pela presença 
do nitrogênio na composição do ácido que exerce o papel do agente oxidante. 
 A ausência da reação entre o alumínio e o ácido nítrico é explicada com a passivação, 
ou seja, a concentração do ácido formou uma camada de óxido metálico que protegeu o metal 
de posterior oxidação, de forma que se o ácido fosse diluído a reação ocorreria e o metal seria 
dissolvido facilmente. Logo, a concentração do ácido também tem implicância significativa 
para ocorrência ou não da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4– ANEXO 
 
4.1 Defina e classifique reação química. Informe de forma genérica como representamos 
uma reação química. 
As reações químicas são transformações que envolvem alterações, quebra e/ou formação, 
nas ligações entre partículas da matéria, resultando na formação de nova substância com 
propriedades diferentes da anterior. Algumas evidências da ocorrência de uma reação 
química são mudança de cor, evolução de calor ou luz, formação de uma substância volátil, 
formação de um gás, entre outros. As reações são classificadas em reação de síntese, reação 
de análise, reação de simples troca e reação de dupla troca, por equações químicas, onde as 
substâncias iniciais reagem, sendo, portanto os reagentes, e as substâncias finais as que se 
formam, denominado produto. 
Exemplo de representação: 2 H2 + O2  2 H2O + calor 
 
4.2 Escreva todas as reações ocorridas nesta aula prática 
 
 Sódio Metálico + H2O: 2Na(s) + 2H2O(l)  2NaOH(aq) + H2(g) 
 Ácido Clorídrico + Mg: Mg(s) + 2 HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g) 
 Ácido Clorídrico + Cu: Cu + HCl  não há reação 
 Ácido Clorídrico + Fe: 6HCl(aq) + 2Fe(s)  2FeCl3 + 3H2 
 Ácido Clorídrico + Al: 6HCl + 2Al  3H2 + 2AlCl3 
 Ácido Nítrico + Mg: 2Mg(s) + 2 HNO3(aq)  H2(g) + 2 MgNO3(aq) 
 Ácido Nítrico + Cu: 4HNO3(aq) + Cu(s)  Cu2+(aq) + 2NO3- (aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l) 
 Ácido Nítrico + Fe: 8Fe + 10HNO3  8 Fe(NO3) + NH4NO3 + 3H2O 
 Ácido Nítrico + Al: Al + HNO3  não há reação 
 
4.3 Qual o metal mais reativo? Que família ele pertence na tabela? 
 
 O metal mais reativo da tabela periódica é o Lítio, pertencente da família dos metais 
alcalinos (1ª). O metal mais reativo utilizado na prática é o Magnésio, pertencente da família 
dos metais alcalinos-terrosos (2ª) da tabela periódica. 
 
 
 
 
 
4.4 Escreva a fila de reatividade para os metais utilizados na pratica? 
 
Mg – Al – Zn – Fe – H – Cu 
Maior reatividade 
 
4.5 Fale da reatividade do sódio e todas as observações durante a reação com a água. 
Justifique a coloração rósea no final da reação e escreva a reação que ocorreu. 
 
O sódio apresenta uma grande reatividade por fazer parte da família dos metais 
alcalinos, isso porque os metais alcalinos e alcalinos terrosos possuem uma grande 
tendência a perder elétrons, oxidando-se e atuando como agentes redutores fortes. 
Em contato com a água esses metais formam uma base e o gás hidrogênio. Durante a 
reação foi observado uma lapidação e agitação dos fragmentos com um chiado 
provocado pela liberação de elétrons, aumento da temperatura (caracterizando uma 
reação exotérmica) e odor advindo do gás liberado. A coloração rósea apresentada no 
liquido é consequência do indicador de 14cido-base fenolftaleína que comprovou a 
formação de uma base durante a reação. 
Reação ocorrida: 2 Na(s) + 2 H2O(l)  2 NaOH(aq) + H2(g) 
 
4.6 Compare a reatividade do cobre com o HCL e com o HNO3. 
 
O Cu não reage com o HCL por ser um metal nobre, isto é, o H
+
 possui maior 
tendência para se oxidar que o Cu, já com o HNO
3 
a reação ocorre por ser o 
nitrogênio o oxidante e não o hidrogênio, por esse motivo o gás liberado é o oxido 
nítrico (NO). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 – REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na 
Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998. 
 Reatividadedos metais. Disponível em: 
</http://www.alunosonline.com.br/quimica/reatividade-dos-metais.html> Acesso em: 
12/05/2015 
 Reatividade dos metais com ácido. Disponível em: 
</http://www.mundoeducacao.com/quimica/reatividade-metais-com-acidos.htm> 
Acesso em: 12/05/2015 
 Ácido Nítrico. Dos mais miraculosos fármacos aos mais destrutivos explosivos. 
Disponível em: </https://sites.google.com/site/scientiaestpotentiaplus/acido-nitrico> 
Acesso em: 16/05/2015