relatorio 1 metais e acidos

Prévia do material em texto

FACULDADE DE AMERICANA 
 
 
 
 
 
 
 
REAÇÃO DE DIVERSOS METAIS COM ÁCIDOS E BASES 
 
 
Adilson Aparecido Fernandes Vieira, RA 20172256 
Jakson Dias Padilha, RA 20181386 
Joao Adriano Bizaio Filho Ra, 20180489 
Juliana Stefany da Silva, RA 20181257 
Mateus Lopes de Oliveira Rocha, RA 20171902 
Marcos Guilherme Paladino Ra, 20191226 
 
Prof.ª Silvia Vaz Guerra Nista 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Americana - SP, Agosto de 2019 
 
 
INTRODUÇÃO 
Reação de simples troca com metais, que também é conhecida como reação 
de deslocamento e substituição é composta pela substancia simples (formando um 
único elemento químico) substancia composta (formando mais de um tipo de 
elemento), esse fenômeno químico ocorre quando um sal ou ácido são colocados em 
um mesmo recipiente, através da reação entre os compostos podemos ter a formação 
de um sal, ácido e gás hidrogênio. 
Sempre que houver reação entre um ácido hidrácido, ou seja um ácido que não 
possui em sua molécula um ou mais átomos de oxigênio, ou oxiácido, ou seja um 
ácido que possui um ou mais átomos de oxigênio, e um metal ira liberar gás hidrogênio 
e obtendo formação de um sal correspondente, isso ocorre quando se tem uma metal 
mais reativo do que o hidrogênio. 
O hidrogênio ele não é um metal mas ele está presente no ácido e está apto de 
formar o cátion hidrônio (H3O+) ou simplesmente o cátion hidrogênio (H+) e tem seu 
pH alcalino por causa dos íons, algumas dessas bases são importantes e estão 
presentes no nosso cotidiano como por exemplo: 
Hidróxido de sódio (NaOH), usado na soda cáustica, produtos de limpeza e 
também no desentupimento de tubulações. 
Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), usado a preparação de argamassas na 
construção civil, e na purificação de açúcar. 
Ácidos, é qualquer substância que aumenta a concentração de prótons (H+) em 
uma solução aquosa. A base, é qualquer substância que aumenta a concentração de 
íons hidróxido (OH-) em uma solução aquosa. Sendo assim quanto mais forte for o 
ácido, mais fraca é a base, a força do ácido aumenta se A, é um átomo eletronegativo, 
pois quanto maior a eletronegatividade, maior a estabilidade do ânion. 
 
Imagem 1, Fonte: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-
acidos.htm 
 
 
Através da ordem de reatividade podemos observar que o metais nobres 
magnésio (Mg) tem mais facilidade de doar elétrons, tornando mais eletropositivo do 
que os demais, reagindo facilmente com ácidos e o alumínio (Al) é um dos únicos 
metais que reagem com uma base, quando entra em contato com os reagentes e 
houver afinidade química, ocorrera uma formação de novas substancias. Os metais 
nobres reagem quimicamente com o ácido e passam a ser um elemento gasoso eles 
possuem uma maior resistência ao perder elétrons. 
Os metais não nobres que está à esquerda do hidrogênio são menos reativos 
porque deslocam o hidrogênio dos ácidos, formando o cátions H+ ou H3O+ portanto 
acabam não reagindo quimicamente ao serem colocados em contatos com soluções 
acidas. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grandes tendências perde 
elétrons e formam íons positivos com mais facilidade, ou seja os mais eletropositivos. 
 
OBJETIVO 
O objetivo desse relatório é estudar a reatividade de metais com soluções 
acidas e básicas, podendo entender o princípio do comportamento quando temos 
reações ou não por diversos fatores que teremos com o experimento, tal como 
entender as reações por transferência de elétrons também conhecida como reação 
REDOX. 
 
MATERIAIS 
-Ácido acético a 20%. 
-Ácido clorídrico a 10%. 
-Ácido clorídrico a 20%. 
-Hidróxido de sódio a 10%. 
-Alumínio; 
-Magnésio; 
-Prego; 
-Tubos de ensaios; 
 
 
 
 
PROCEDIMENTOS 
- Pegar 4 pedaços de cada metal; 
- Escolher o primeiro metal para iniciar a sequência das reações. Colocar em cada um 
dos tubos de ensaio os metais; 
- Colocar 3mL dos reagentes a seguir e observar os casos em que haver uma reação; 
Tubo 1: ácido acético a 20% + metal 
Tubo 2: ácido clorídrico a 10% + metal 
Tubo 3: ácido clorídrico a 20% + metal 
Tubo 4: hidróxido de sódio a 10% + metal 
 
RESULTADO E DISCUSSÃO 
Amostra 1: Pregos. 
- Pegou-se 4 unidades de prego de aproximadamente 30mm de comprimento por 
3mm de diâmetro. 
- Colocou-se cada um dos pregos em um tubo de ensaio. 
- Colocou-se 3mL dos reagentes, a seguir observou-se os casos em que houve 
alguma reação aparente, química ou física, nas amostras. 
Amostra 1.1: Prego adicionado 3mL de ácido acético a 20%. 
A princípio não houve reação aparente, mas ao se passar alguns minutos, 
notou-se o surgimento de bolhas ao longo do prego. Constatou-se ser gás hidrogênio 
formado pela reação metal + ácido. Portanto houve a oxidação do (Fe) presente no 
prego, e a redução do hidrogênio do ácido. 
2 Fe(s) + 6 CH3COOH(aq) → 2 Fe(CH3COO)3(aq) + 3 H2(g). 
Oxidação: 2 Fe(s) → 2 Fe+3(aq) + 6e-. Agente redutor. 
Redução: 6 H+(aq) + 2e- → 3 H2(g). Agente oxidante. 
 
Amostra 1.2: Prego adicionado 3mL de ácido clorídrico a 10%. 
A princípio não houve reação aparente, no entanto ao passar aproximadamente 
dois minutos, notou-se o surgimento de algumas bolhas grudadas ao longo do prego, 
constatou-se ser gás hidrogênio formado pela reação metal + ácido. Portanto houve 
a oxidação do (Fe) presente no prego, e a redução do hidrogênio do ácido. 
Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g). 
 
 
Oxidação: Fe(s) → Fe+2(aq) + 2e-. Agente redutor. 
Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g). Agente oxidante. 
 
Amostra 1.3: Prego adicionado 3mL de ácido clorídrico a 20%. 
Logo após ser adicionado o ácido a amostra, notou-se o surgimento de algumas 
bolhas grudadas ao longo do prego, constatou-se ser gás hidrogênio formado pela 
reação metal + ácido. Portanto houve a oxidação do (Fe) presente no prego, e a 
redução do hidrogênio do ácido. 
Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g). 
Oxidação: Fe(s) → Fe+2(aq) + 2e-. Agente redutor. 
Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g). Agente oxidante. 
Neste caso o aparecimento de gás hidrogênio foi mais rápido que na amostra 
1.2, devido a sua concentração ser maior. 
 
Amostra 1.4: Prego adicionado 3mL de hidróxido de sódio a 10%. 
 Pode-se dizer que nesta amostra não ocorreu nenhuma reação 
aparente, porque está reação não é espontânea, já que o Sódio é mais eletropositivo 
que o magnésio, assim dificultando a separação do cátion Na+ e do aníon (OH-). 
Fe(s) + 2 NaOH(aq) → Fe(OH)2(aq) + Na2(s). 
Lembrando que esta reação não é espontânea. 
Oxidação: Fe(s) → Fe+2(aq) + 2e-. Agente redutor. 
Redução: 2 Na+(aq) + 2e- → Na2(s). Agente oxidante. 
 
Amostra 2: Alumínio. 
- Pegou-se 4 pedaços de alumínio de aproximadamente 5 gramas. 
- Colocou-se cada um dos pedaços em um tubo de ensaio. 
- Colocou-se 3mL dos reagentes, a seguir observou-se os casos em que houve 
alguma reação aparente, química ou física, nas amostras. 
 
Amostra 2.1: Alumínio adicionado 3mL de ácido acético a 20%. 
 Como aconteceu com as amostras anteriores, em meio ácido 
aparentemente não há uma reação física, porém após alguns minutos notou-se o 
 
 
aparecimento de bolhas ao longo do alumínio. Constatou-se que era gás hidrogênio 
como nas amostras anteriores. 
2 Al(s) + 6 CH3COOH(aq) → 2 Al(CH3COO)3(aq) + 3 H2(g). 
Oxidação: 2 Al(s) → 2 Al+3(aq) + 6e-. Agente redutor. 
Redução: 6 H+(aq) + 6e- → 3 H2(g). Agente oxidante. 
 
Amostra 2.2: Alumínio adicionado 3mL de ácido clorídrico a 10%. 
Constatou-se a liberação de gás hidrogênio, porém não houve outras reações 
aparente nem física e nem química. Teoricamente haveria a formação do tricloretode 
alumínio. Como aconteceu nas amostras anteriores, o metal sofreu oxidação e o H+ 
do ácido sofreu redução. 
2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g). 
Oxidação: 2 Al(s) → 2 Al+3(aq) + 6e-. Agente redutor. 
Redução: 6 H+(aq) + 6e- → 3 H2(g). Agente oxidante. 
 
Amostra 2.3: Alumínio adicionado 3mL de ácido clorídrico a 20%. 
 Contatou-se uma grande liberação de gás hidrogênio, o ácido atacou o 
metal, aponto de dissolve-lo pela metade em apenas alguns minutos. Devido a sua 
concentração ser maior que a amostra anterior o ataque foi muito mais severo do que 
na amostra 2.2. 
 2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g). 
Oxidação: 2 Al(s) → 2 Al+3(aq) + 6e-. Agente redutor. 
Redução: 6 H+(aq) + 6e- → 3 H2(g). Agente oxidante. 
 
Amostra 2.4: Alumínio adicionado 3mL de hidróxido de sódio a 10%. 
Esta amostra foi extremamente atacada pela solução de hidróxido de sódio a 
10%, liberou muito gás hidrogênio, muito mais do que nas amostras anteriores. O 
produto desta reação foi o aluminato de sódio, sua aplicação na indústria geralmente 
é tratamento de efluentes, age como agente coagulante facilitando a floculação, e 
também na remoção de sílica dissolvida no efluente. 
2 Al(s) + 6 NaOH(aq) → 2 Na3AlO3(aq) + 3 H2(g). 
Oxidação: 2 Al(s) → 2 Al+3(aq) + 6e-. Agente redutor. 
 
 
Redução: 6 H+(aq) + 6e- → 3 H2(g). Agente oxidante. 
 
Amostra 3: Magnésio. 
- Pegou-se 4 pedaços de magnésio de aproximadamente 5 gramas. 
- Colocou-se cada um dos pedaços em um tubo de ensaio. 
- Colocou-se 3mL dos reagentes, a seguir observou-se os casos em que houve 
alguma reação aparente, química ou física, nas amostras. 
 
Amostra 3.1: Magnésio adicionado 3mL de ácido acético a 20%. 
Houve a conversão total do magnésio em Acetato de Magnésio 
(Mg(CH3COO)2). E também liberou gás hidrogênio (H2). 
 Mg(s) + 2 CH3COOH(aq) → Mg(CH3COO)2(aq) + H2(g). 
Oxidação: Mg(s) → Mg+2(aq) + 2e-. Agente redutor. 
Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g). Agente oxidante. 
 
Amostra 3.2: Magnésio adicionado 3mL de ácido clorídrico a 10%. 
Houve a obtenção do cloreto de magnésio, o metal magnésio sendo dissolvido 
por completo em solução aquosa de ácido clorídrico a 10%. O cloreto de magnésio é 
muito utilizado para fins culinários, terapêuticos e na indústria para obtenção do 
magnésio por eletrólise. 
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g). 
Oxidação: Mg(s) → Mg+2(aq) + 2e-. Agente redutor. 
Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g). Agente oxidante. 
 
Amostra 3.3: Magnésio adicionado 3mL de ácido clorídrico a 20%. 
Como na amostra 3.2, o magnésio foi dissolvido por completo em solução 
acida, devido sua eletropositividade maior que a do hidrogênio, ele reage com o aníon 
da solução (Cl-) e o H+ é liberado formando H2. 
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g). 
Oxidação: Mg(s) → Mg+2(aq) + 2e-. Agente redutor. 
Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g). Agente oxidante. 
 
 
 
Amostra 3.4: Magnésio adicionado 3mL de hidróxido de sódio a 10%. 
Aparentemente o magnésio não reagiu com o hidróxido de sódio, teoricamente 
esta reação não é espontânea. Porque o Sódio é mais eletropositivo que o magnésio, 
dificultando a retirada do íon (OH-). 
Mg(s) + NaOH(aq) → Mg(OH2)(aq) + Na2(s). 
Lembrando que não é uma reação espontânea. 
Oxidação: Mg(s) → Mg+2(aq) + 2e-. Agente redutor. 
Redução: Na+(aq) + 2e- → Na2(s). Agente oxidante. 
 
QUESTIONÁRIO 
1. Baseado nos resultados obtidos de reação, podemos afirmar que a velocidade 
de reação é diretamente proporcional a concentração do ácido ou base? 
Explique. 
Segundo a Lei da Velocidade de Reação, a taxa de desenvolvimento das 
reações é diretamente proporcional ao produto da constante da reação pelas 
concentrações dos reagentes. 
Reação genérica: aA + bB → cC + dD 
Caso aumentássemos a concentração dos reagentes A e B, devido ao aumento 
das quantidades de partículas num mesmo espaço, haverá mais choques efetivos 
entre elas, resultando aumento na taxa de desenvolvimento da reação. Portanto, 
aumentará a velocidade de reação. 
 
2. Porque o alumínio foi totalmente dissolvido em solução de hidróxido de sódio 
a 10% e os demais metais não se dissolvem na mesma velocidade? Explique. 
Em comparação com o zinco e cobre em meio álcali (hidróxido de sódio 10%), 
o alumínio dissolveu com maior facilidade visto que é mais reativo. 
 
3. Porque não ocorre a reação de imediato dos metais em presença de ácido 
acético a 20%? 
O ácido acético a 20% não é oxidante o suficiente para reagir com os metais. 
 
 
 
4. Qual é a finalidade da adição de água oxigenada a essa reação? Explique o 
princípio envolvido. 
Quando se adiciona o catalisador a essa reação, ela se processa mais rápido 
porque o catalisador muda o mecanismo da reação ou o caminho através do qual os 
reagentes se transformam nos produtos. Isso se dá porque esse caminho alternativo 
exige menor energia de ativação e, consequentemente com uma energia de ativação 
menor, a reação se processará de forma mais rápida. 
 
CONCLUSÃO 
Portanto pode-se entender melhor as reações entre metais e ácidos e metais e 
bases, quanto mais à esquerda do Hidrogênio os metais estão na fita de reatividade, 
mais reativo é o metal. Quando um metal mais reativo que o hidrogênio reage com um 
ácido ele consegue retirar facilmente o hidrogênio da molécula, liberando assim íons 
H+, que formam gás hidrogênio (H2(g)) e água (H2O(aq)). Geralmente esses metais mais 
reativos que o hidrogênio são mais eletropositivos, tendem a doar elétrons assim 
facilitando sua interação com o aníon da molécula do ácido. 
Quando reagem com bases, tem que se considerar o metal que está ligado a 
hidroxila, caso ele seja mais eletropositivo que o metal a ser introduzido na reação, 
não irá ocorrer a reação de forma espontânea, assim necessitando de uma fonte de 
energia externa. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem 
do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998. 
Dia, Diogo Lopes “reações de simples troca com metais”. 
Mundoeducação.https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reacoes-simples-
troca-com-metais.htm. Acesso 01/09/2019. 
 
SOLOMONS & FRYHLE. Química Orgânica. 8 ed. v.1, cap.3 "Uma introdução ás 
reações orgânicas: Ácidos e Bases".