classificação periodica e reatividade quimica

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – Campus Jequié
Departamento de Ciências e Tecnologias - DCT
Disciplina: Química Geral Experimental I – Química
Professor: Cleber Galvão Novaes
Alunos: Luís Felipe e Jamel Ramos
Atividade: Aula prática		Data: 13.09.2019 
Classificação periódica e reatividade química
Jequié – Bahia
Agosto – 2019�
1. INTRODUÇÃO
A classificação periódica é uma organização dos elementos químicos com a finalidade de evidenciar algumas semelhanças em suas propriedades físicas e / ou químicas. Vários estudiosos tentaram criar um sistema de classificação dos elementos.
O primeiro foi o químico alemão Johann Wolfgang Döbereiner, que, em 1829, agrupou os elementos em tríades. Essas tríades eram grupos de três elementos com massas atômicas diferentes, porém com propriedades químicas muito semelhantes. A massa atômica do elemento central da tríade era a média das massas atômicas do primeiro e do terceiro membros. Os elementos cloro, bromo e iodo formavam uma tríade; lítio, sódio e potássio formavam outra, mas muitos dos metais importantes não puderam ser agrupados em tríades.
Em 1863, o geólogo e mineralogista francês Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois dispôs os elementos numa espiral traçada nas paredes de um cilindro, em ordem crescente de massa atômica. Tal classificação recebeu o nome de  parafuso telúrico. Apesar da importância desse trabalho, ele foi ignorado por muitos químicos por conter muita informação geológica.
Outra tentativa de classificação periódica foi feita, em 1864, pelo químico  John Alexander Reina Newlands. Ele afirmava que os elementos poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas. A ideia de Newlands, entretanto, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A base teórica que permite a organização atual dos elementos – número atômico e mecânica quântica – era desconhecida naquela época e permaneceu assim por várias décadas.
Em 1869, Dimitri Ivanovich Mendeleyev, um químico nascido na Sibéria, enquanto escrevia um livro de Química Inorgânica, conseguiu criar um sistema de organização dos elementos químicos de uma forma muito parecida com a classificação periódica moderna. Mendeleyev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos na época. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Formou-se, então, a tabela periódica. A vantagem da tabela periódica de Mendeleyev sobre as outras era que ela exibia semelhanças entre grupos diversos de elementos e não apenas em pequenos conjuntos, como as anteriores. Mostrava semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal. Em 1906, Mendeleyev foi agraciado com o Prêmio Nobel por esse brilhante trabalho.
Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no núcleo dos átomos de um determinado elemento é sempre o mesmo. Quando os elementos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, alguns problemas existentes na tabela de Mendeleyev deixaram de existir e, por isso, a tabela periódica moderna foi baseada no número atômico dos elementos.
Uma das principais atividades da Química é o estudo das reações que são, essencialmente, combinações dos elementos e seus componentes para formar novos compostos. [1]
A reatividade de um elemento está relacionada com a perda ou ganha de elétrons e na tendência que uma reação química tem em acontecer. Quanto maior a eletropositividade, maior a reatividade, isso no caso dos metais. E no caso dos não-metais a eletronegatividade deve ser maior que a reatividade.[2]
A série ou fila eletroquímica é uma lista em ordem crescente de reatividade química de diversas espécies químicas, entre elas metais. Isto é a serie eletroquímica organizada com base nos potenciais padrões de redução, é uma listagem de espécies químicas ordenadas de acordo com uma tendência crescente para reagirem. No caso especifico dos metais, no início da lista estão os metais com maior tendência a reagirem, e direcionando para o fim a lista os metais passam a ter menos tendência a reagirem. Maior reatividade, menor nobreza.[4]
Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au 
	Os metais chamados de não nobres, isto é, aqueles que aparecem na fila de reatividade dos metais à esquerda do H, reagem com substâncias de caráter ácido. Isso ocorre porque são mais reativos que o hidrogênio e assim, deslocam o hidrogênio dos ácidos, formando o cátion H+ ou H3O+. No entanto, os metais nobres, aqueles que estão situados à direita do hidrogênio na fila de reatividade, não reagem de maneira espontânea ao serem colocados em contato com soluções ácidas.
	Uma reação fácil de ser observada com a maioria dos metais é a que ocorre entre eles e os ácidos liberando gás hidrogênio. Porém, alguns metais também têm a capacidade de reagir com água para formar esse gás. Os metais que reagem com água são os metais alcalinos, ou seja, os metais da família 1 da tabela periódica (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr); também alguns metais alcalino terrosos, pertencentes à família 2 (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.[3]
2. OBJETIVOS
Estudar a reatividade de alguns elementos químicos situados em diversos grupos da classificação periódica. 
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1) Materiais Utilizados
Solução de ácido clorídrico (HCl) 3,0 mol L-1
Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 3,0 mol L-1
Solução de ácido nítrico (HNO3) 3,0 mol L-1
Solução de fenolftaleína a 0,1 % (m/v)
Metais: Ferro, Cobre, Zinco, Alumínio e Chumbo
Sódio metálico
 Fita de magnésio
Tubos de ensaios
Placa de Petri
Vidro de relógio
Pinça
3.2) Procedimento Experimental
Reação do sódio com água
 	1 Com uma espátula pegou-se um pequeno pedaço de sódio metálico, que se encontrava imerso em querosene. Este foi colocado sobre um vidro de relógio e cortado, com a espátula, em um pedaço do tamanho aproximado de um grão de arroz;
 2. 	Em uma placa de Petri, foi colocado aproximadamente 25ml (vinte e cinco mililitros) de água destilada;. 
 3. gotejou-se na água destilada 3 gotas de fenolftaleína; 
 4. Com o auxílio da espátula, transferiu-se o pequeno pedaço de sódio para a placa de Petri;
 5. Observou-se a reação, e fez-se anotações.
Reação do magnésio com água
Em um tubo de ensaio contendo um pouco de água destilada, adicionou-se 3 gotas da solução de fenolftaleína. Logo após colocou-se a fita de magnésio lixada. E anotou-se o observado.
Reação de metais com ácidos
Em 5 (cinco) tubos de ensaio adicionou-se cerca de 2ml (dois mililitros) da solução de ácido sulfúrico;
Foram introduzidas pequenas aparas de cobre, ferro, alumínio, zinco e chumbo em cada tubo. E anotou-se o que foi observado;
Iniciada a reação, tampou-se por alguns segundos o tubo de ensaio e logo após aproximou-se, cuidadosamente, da boca do tubo de ensaio um palito de fósforo aceso e verificou-se o que aconteceu.
Repetiu-se o procedimento anterior utilizando a solução de ácido sulfúrico e depois a solução de ácido nítrico.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Os resultados obtidos estão apresentados na Tabela 1.
Tabela 1. Resultados obtidos no experimento
	
Compostos
	
Ácido 
nítrico (HNO3)
	
Ácido 
clorídrico (HCl)
	
Ácido 
sulfúrico (H2SO4)
	
Cobre
	Sem reação
	Sem reação
	Sem reação
	
Chumbo
	Sem reação
	Sem reação
	Sem reação
	
Alumínio 
	Sem reação
	Sem reação
	Sem reação
	
Zinco
	Sem reação
	Leve formação de bolhas e aumento da temperaturaColoração alterada e aumento de temperatura
	
Ferro
	Sem reação
	Leve formação de bolhas, combustão pequena, aumento de temperatura e concentração na parte inferior do tubo de ensaio
	Leve formação de bolhas aumento de temperatura e concentração na parte superior do tubo de ensaio
A tabela periódica é de suma importância para a realização de qualquer experimento, ela apresenta cada característica de cada elemento. Durante o procedimento experimental foi possível compreender as reações observadas graças às essas propriedades. A princípio foi retirado um pequeno pedaço de Sódio metálico (Na) de um recipiente com querosene. Por se tratar de um Metal alcalino (família 1A) está substância é portadora de uma alta eletropositividade ou seja, uma tendência em perder elétrons facilmente, esta característica torna o Na bastante reativo, capaz de reagir com a água e até mesmo com o oxigênio exposto no ar, por conta disso o querosene se tona tão eficaz, servindo como isolante do Sódio, impedido sua oxidação. Pouco depois, colocou-se algumas gotas de Fenolftaleína (C20H14O4) e água destilada, ao acrescentar o sódio notou-se uma reação extremamente energética e intensa, com uma pequena combustão, foi verificado que o Sódio alterou seu formato irregular, para uma forma esférica, esta transformação se faz necessária com intuito de reduzir ao mínimo possível os gastos energéticos da reação, em seguida notou-se a mudança de cor do líquido, alterando-se de incolor para rosa, essa mudança é consequência da mudança de PH da Fenolftaleína. A interação do sódio com a água resulta em Hidróxido de sódio (2Na(s) + 2H2O(l) —> NaOH(aq) + H(g)) o hidrogênio liberado durante a reação reage com o oxigênio presente local resultando na combustão. [6]
Em seguida cortou-se alguns pedaços do metal alcalino terroso Magnésio (família 2A). Por conta da sua exposição frequente ao ambiente o mesmo estava com sinais de oxidação e foi necessária a utilização de uma lixa para retirar o excesso dessa camada oxidada. Foi adicionada a fenolftaleína em conjunto com a água, a reação foi menos intensa que a anterior. Apesar de Na e Mg estarem próximos na tabela as suas propriedades são diferentes, pra que o Magnésio obtivesse um reação mais intensa seria necessário adicionar energia na forma de calor, assim alimentaria a intensidade do composto. O contato do Mg com a água geram óxidos e gás de hidrogênio (Mg(s) + H2O(l) —> MgO + H2 (g)) no decorrer do experimento a solução também alterou sua cor, por conta da fenolftaleína possuir indicador ácido e básico, as mudanças do PH no líquido evidenciam essa particularidade.[6]
É possível se basear na fila eletroquímica para compreender os dados obtidos na tabela acima.
Li>K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Cr>Fe>Ni>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag
Mesmo não sendo um metal o Hidrogênio se encontra na lista pois está presente em soluções ácidas, os metais localizados à esquerda do hidrogênio reagem com substâncias de caráter ácido isso ocorre pois são mais reativos e, são capazes de deslocarem o hidrogênio dos ácidos formando cátions H+ . As bolhas que foram observadas, são resultado da liberação de hidrogênio por parte das soluções, juntamente com o leve aumento da temperatura. O cobre não apresentou caraterísticas reativas, pois ele é classificado como metal nobre, e é menos reativo que o hidrogênio por isso não ocorre à troca de elétrons.[5]
Porém, foi destacado o Alumínio na tabela, pois o mesmo não reagiu com nenhum dos ácidos testados. Afinal se ele possui caráter anfotérico, deste modo reage tanto com ácido como com base por que ele não apresentou reação durante o experimento? Pôde-se especular que, os ácidos em questão não estavam totalmente concentrados, assim inviabilizando os resultados precisos, possivelmente se fosse atribuído energia a substância poderíamos obter uma reação mais intensa.[5]
 5. CONCLUSÃO
Com isso, conclui-se que cada elemento por mais próximos que estejam um ao outro, possuem características e propriedades diferentes. Sendo assim capaz de prever futuras reações entre reagente e redutor. Esse conhecimento é extremamente importante para o meio científico.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100- 40421997000100014
2. http://www.colegioweb.com.br/quimica/reatividade-quimica.html
3. https://www.infoescola.com/quimica/reatividade-quimica-de-metais-e-nao-metais/
4. RUSSEL, J. B. Química geral. 2ª ed. V.1. São Paulo: Makron Books, 1994. 5. 
5. Lee, J. D. Química inorgânica não tão concisa. Tradução da 5ª ed. inglesa. Editora Edgard Blücher Ltda. pp. 24, 217, 360-370. 1999.
6. https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-bases.htm
Relatório de aula prática apresentado à disciplina de Química Geral Experimental I, ministrada pelo professor Cleber Galvão, como avaliação parcial do semestre 2019.1.
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