Relatorio Elementos Químicos e Reatividade

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SENAI-BA 
 Curso de Engenharia de Produção 
 Química Prática 
 
 Prática 2: Elementos Químicos e Reatividade 
 Antonio Pedreira, Bernardo Santos, Caio Barros, Paulo Martins, Pedro Navarro 
 
 
 1 - Introdução 
 A reatividade química de um elemento está relacionada com a 
perda ou ganha de elétrons. No caso dos metais, quanto maior a 
eletropositividade, maior a reatividade. Já nos ametais, quanto 
maior a eletronegatividade, maior a reatividade. 
 Além disso é necessário saber que quando um elétron é 
excitado por uma fonte de energia adequada (calor, luz, etc.), o 
mesmo pode sofrer mudança de um nível mais baixo para outro 
mais alto. Desta forma, como o estado excitado é metaestável 
(de curta duração), o elétron tende a retornar imediatamente ao 
seu estado fundamental. Portanto, a energia absorvida na 
excitação, será emitida na forma de radiação visível do espectro 
eletromagnético capaz de ser detectado pelo olho humano. 
 À vista disso, a aula prática teve como objetivo: identificar os 
metais através de sua radiação visível, identificar a reação dos 
metais com Água e com Ácidos e identificar a reatividade dos 
ametais. 
 
 2 – Material e Métodos 
 A seguir serão apresentados os materiais e os métodos 
usados nesta prática. 
 
2.1 Materiais: 
 Fósforo 
 Grade para Tubos de Ensaio 
 Espátula 
 Tubos de Ensaio 
 Conta-gotas 
 Placa de Petri 
 Béquer de 50 mL 
 Bastão de Vidro 
2.2 Produtos Químicos/Reagentes/Solventes/Solutos: 
 Água destilada (H2O) 
 Cloreto de Cálcio 
 Cloreto de Cobre II 
 Cloreto de Sódio 
 Cloreto de Potássio 
 Cloreto de Estrôncio 
 Ácido Clorídrico 20% 
 Fenolftaleína 
 Magnésio Metálico 
 Ferro 
 Zinco 
 Cobre 
 Sódio metálico 
 Ácido Nítrico 
 Hipoclorito de Sódio 
 Iodeto de Potássio 
 Ácido Ascórbico 
 Metanol 
 
 
 
2.3 Métodos: 
 Procedimento 1: Teste de Chama 
Inicialmente, adicionou-se à uma Placa de Petri uma pequena 
quantidade do sal a ser analisado. Em seguida, foi adicionado 
2mL de metanol à esta placa. Desta forma, aproximou-se um 
fósforo aceso à mistura na placa. Este procedimento se repetiu 
com todos os sais presentes na prática (Cloreto de Cálcio, Cloreto 
de Sódio, Cloreto de Potássio, Cloreto de Cobre II, Cloreto de 
Estrôncio). E no fim de cada procedimento foi verificado e 
anotado a cor que a chama de cada mistura com os diversos sais, 
adquirem. 
 Procedimento 2: Reatividade dos Metais com Água 
Em uma Placa de Petri foi colocada água destilada até a metade 
e adicionada a ela 5 gotas de fenolftaleína (indicador ácido-
base). Em seguida, foi coletado o Magnésio com uma pinça e 
este foi colocado na mesma placa. O mesmo procedimento 
envolvendo o Sódio Metálico foi realizado pela professora. No 
fim de cada procedimento foi verificado o que aconteceu com 
cada metal. 
 Procedimento 3: Reatividade dos Metais com Ácidos 
Na grade para Tubos de Ensaio com 3 desses tubos, foi 
adicionado HCl 20% até 1/3 do volume de cada tubo. Em cada 
tubo adicionou-se um dos metais presente na prática (Magnésio, 
Zinco e Cobre). Alguns minutos depois de cada experimento foi 
observado se ocorreram reações ou não. Após estes 
experimentos, foi adicionado uma pequena quantidade de cobre 
metálico em outro Tubo de Ensaio que foi posto na capela. Já na 
capela (experimento feito pela professora) foi adicionado HNO3 
(ácido nítrico) e também foi observado se ocorreu reação ou 
não. 
 Procedimento 4: Reatividade dos Ametais 
Em um tubo de ensaio colocou-se 1/3 de cloro ativo (água 
sanitária). Em seguida, com uma espátula, foi adicionado iodeto 
de potássio e agitou-se a mistura. As observações foram 
anotadas. Depois, no mesmo tubo de ensaio adicionou-se alguns 
cristais de ácido ascórbico (vitamina C). E no fim, foi verificado o 
que ocorreu. 
 
 3 - Resultados e Discussão 
A partir dos procedimentos realizados no Laboratório de Química 
Prática tais resultados foram analisados: 
 Procedimento 1: Teste de Chama 
Sal Analisado Metal Presente Cor da Chama 
Cloreto de Sódio 
(NaCl) 
Sódio Alaranjado 
Cloreto de Potássio 
(KCl) 
Potássio Alaranjado 
Cloreto de Cálcio 
(CaCl2) 
Cálcio Alaranjado 
Cloreto de Cobre II 
 (CuCl2) 
Cobre Verde 
Cloreto de Estrôncio 
(SrCl2) 
 
Estrôncio Vermelho 
Tabela 1: Determinação das cores a partir dos sais. 
O teste de chama é baseado no fato de que quando uma certa quantidade 
de energia é fornecida a um determinado elemento químico (no caso da 
chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da última camada de 
valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais 
elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um 
desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a 
energia recebida anteriormente em forma de radiação. Cada elemento 
libera a radiação num comprimento de onda característico, pois a 
quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para 
cada elemento. Desta forma, a cor observada em cada chama é 
característica do elemento presente na substância aquecida. Por exemplo, 
ao se colocar o cloreto de sódio, sal de cozinha, na chama, a luz emitida é 
de um amarelo-alaranjado bem intenso, quando colocamos o sulfato de 
cobre, a luz emitida é de cor verde e o cloreto de cálcio emite uma luz 
vermelho-alaranjado. E todos os metais, terão as suas luzes emitidas a 
partir deste teste. Portanto, o princípio do Teste da Chama é verificar a 
reação dos íons metálicos no fogo. 
O uso do metanol é indicado porque esse produz uma chama quase 
invisível aos nossos olhos, o que minimiza a interferência com a cor da luz 
emitida pelo metal, diferente do etanol, que produz uma chama 
extremamente visível. 
As emissões de cada metal, são próprias dele, o que caracteriza o seu 
espectro atômico. Este, é diferente do espectro eletromagnético, uma vez 
que este é o intervalo completo da radiação eletromagnética, que contém 
desde ondas de rádio, infravermelho, luz visível, os raios UVs até radiação 
gama. 
 Procedimento 2 e 3: Reatividade dos Metais. 
Reagente Metal Observações Reação 
Água Magnésio Formou uma coloração roxa. Mg(s) + 2 H2O(l)→Mg(OH)2 
(aq) + H2(g) 
Água Sódio Metálico Formou uma coloração 
rósea. 
2 Na(s) + 2 H2O(l)→2 NaOH(aq) + 
H2(g) 
HCl 20% Magnésio Borbulhou a parte de cima 
do tubo, próximo a “boca”. 
A reação é instantânea e de 
Simples Troca. 
HCl 20% Zinco Borbulhou toda as partes do 
tubo. 
Reação de Simples Troca 
HCl 20% Cobre Não ocorreu reação, houve 
formação de corpo de fundo. 
Não ocorreu reação. 
HNO3 Cobre Primeiramente saiu uma 
fumaça castanha (monóxido 
de hidrogênio), em seguida 
foi formando-se uma 
coloração azulada que 
depois passou a esverdear e 
por fim, o sólido voltou a ser 
Reação de Simples Troca. 
azulado. Além disso a reação 
liberou calor. 
Tabela 2: Reatividade de metais 
 
Os metais que reagem com água são os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs e 
Fr) e alguns metais alcalino terrosos (Ca, Sr, Ba e Ra) e outros metais, como 
o magnésio (Mg), o ferro (Fe) e o zinco (Zn). 
Esses metais deslocam o hidrogênio da água e, além de produzirem gás 
hidrogênio, produzem também o hidróxido (base) correspondente. 
 
Os metais menos nobres, isto é, os metais mais reativos que o hidrogênio, 
reagem com substâncias de caráter ácido. Isso ocorre porque sãomais 
reativos que o hidrogênio e, assim, deslocam o hidrogênio dos ácidos, 
formando o cátion H+ ou H3O+. 
Já o mais nobres, não reagem de maneira espontânea com substâncias de 
caráter ácido. O cobre (Cu), por exemplo, é um metal nobre, que não 
reage ao ser colocado em contato com o ácido clorídrico. 
 Após a junção de ácido nítrico ao cobre que se encontrava no fundo do 
Becker verifica-se imediatamente a libertação de gases de cor castanha 
amarelada que borbulham numa solução de cor verde lima intensa. Estes 
fatos, vistos a olho nu constituem evidências de que ocorreu uma reação 
química. Efetivamente, o ácido nítrico reage com cobre, originando novas 
substâncias com propriedades diferentes das primeiras, em que uma delas 
é um gás (óxidos de azoto – extremamente nocivos), e a outra constitui 
um sal de cobre (Nitrato de cobre (II)) que fica em solução, sendo a 
mistura destas substâncias novas formadas responsável pela cor verde 
lima da solução. 4HNO3 (aq) + Cu (s)→ Cu2+ (aq) + 2NO3- (aq) + 2NO2 (g)+ 
2H2O (l). 
 Procedimento 4: Reatividade dos Ametais 
Ao adicionar iodeto de potássio em um tubo de ensaio com 1/3 
de cloro ativo (água sanitária), a coloração da mistura ficou 
amarelada. Quando adicionado, no mesmo tubo de ensaio, 
cristais de ácido ascórbico (Vitamina C) que tem a função de 
agente redutor ou antioxidante na reação , a solução voltou a ser 
incolor. 
 4 – Bibliografia 
http://www.cienciamao.usp.br/tudo/exibir.php?midia=epc&cod=_testedachama 
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-acidos.htm 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-bases.htm 
http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/reacao-do-cobre-com-o-
acidonitrico/535 
https://www.trabalhosgratuitos.com/Outras/Diversos/Teste-Da-Chama-312434.html