Reatividade dos metais

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Fundação Educacional
Fernandópolis
Relatório: Reatividade do Metais
Relatório para fins de avaliação na disciplina de Prática Pedagógica III ministrada pelo Prof. Dr. Osmar Caon Filho, para o 3° semestre de Química na FEF.
Jady Elyse dos Santos Cunha
Layla Christina Oliveira Araújo
Fernandópolis 2020
Índice
· Objetivo....................................................................................3
· Introdução Teórica.............................................................3 e 4
· Materiais e Reagentes.............................................................4
· Procedimento Experimental.....................................................5
· Resultados...............................................................................5
· Questões............................................................................7 e 8
· Conclusão................................................................................8
· Referências Bibliográficas........................................................8
Objetivo
Comprovar, experimentalmente, a ocorrência de reações de deslocamento entre metais através da fila de reatividade química ou da tabela de potencias de oxirredução.
Introdução Teórica
A série eletroquímica dos metais, também chamada de “escala de nobreza” ou de “fila de reatividade química”, dispõe os elementos em ordem decrescente de reatividade (isto é, cada elemento é mais reativo do que os que vêm depois dele) e em ordem crescente de nobreza (isto é, cada elemento é menos nobre do que os que vêm depois dele). Quanto mais reativo é o elemento, tanto menos nobre ele é. Quanto mais nobre o elemento, menor será a sua reatividade química. O ouro (Au), a platina (Pt) e a prata (Ag) têm baixa reatividade química e são exemplos de metais nobres. São chamados de “nobres” porque mais dificilmente sofrem o “ataque” químico de outras substâncias químicas.
Maior reatividade, menor nobreza
Li > K > Rb > Cs > Ba > Sr > Ca > Na > Mg > Al > Mn > Zn > Fe > Co > Ni > Pb > H > Cu > > Ag > Pd > Pt > Au
 Vejamos por exemplo a reação química entre o magnésio e o sulfato de zinco, que produz sulfato de magnésio e zinco: 
Mg + ZnSO₄ MgSO₄ + Zn
O magnésio deslocou o zinco porque é mais reativo do que ele, isto é, o Mg vem antes do Zn na fila de reatividade dos metais. A reação Zn + MgSO4 não ocorre porque Zn, sendo menos reativo que o Mg, não desloca de seus compostos, isto é, Zn vem depois de Mg na fila de reatividade. 
A fila de reatividade nada mais é do que a tabela de potenciais normais de oxirredução. Pode-se calcular a força eletromotriz (FEM) ou voltagem dessas reações utilizando a tabela dos potenciais normais de oxirredução.
	Sistema
	E° (Volts)
	Sistema
	E° (Volts)
	Li Li+ + e -
	+ 3,04
	Fe Fe++ + 2e -
	+ 0,44
	K K+ + e -
	+ 2,29
	Co Co++ + 2e -
	+ 0,27
	Rb Rb+ + e -
	+ 2,29
	Ni Ni++ + 2e -
	+ 0,25
	Cs Cs+ + e -
	+ 2,29
	Sn Sn++ + 2e -
	+ 0,13
	Ba Ba++ + 2e -
	+ 2,90
	Pb Pb+ ++ 2e -
	+ 0,12
	Sr Sr++ + 2e -
	+ 2,89
	H2 2H+ + 2e -
	+ 0,00
	Ca Ca++ + 2e -
	+ 2,87
	Cu Cu++ + 2e -
	- 0,34
	Na Na+ + e -
	+ 2,71
	Ag Ag+ + e -
	- 0,80
	Mg Mg++ + 2e -
	+ 2,37
	Pd Pd++ + 2e -
	- 0,98
	Al Al3+ + 3e -
	+ 1,66
	Pt Pt++ + 2e -
	- 1,20
	Mn Mn++ + 2e -
	+ 1,18
	Au Au+ + e -
	- 1, 68
	Zn Zn++ + 2e -
	+ 0,76
	
	
Materiais
· Tubos de ensaio 
· Estantes para tubos de ensaio
· Pipetas de 5 e 10 ml
· Béquer
· Bico de Bunsen
· Pinça de Madeira
· Pinça Metálica
Reagentes
· Ácido Clorídrico a 10% (HCl)
· Sulfato de Cobre a 10% (CuSO₄ . 5 H2O)
· Nitrato de Prata a 2% (AgNO3)
· Sulfato de Zinco a 5% (ZnSO4)
· Cloreto de Sódio a 5% (NaCl)
· Sulfato de Magnésio a 5% (MgSO4)
· Ácido Nítrico a 50% (HNO3)
· Solução de Fenolftaleína
· Sódio Metálico (Na)
· Magnésio metálico em aparas ou fita (Mg)
· Alumínio metálico em aparas (Al)
· Zinco metálico em fragmentos ou pregos (Fe)
· Cobre metálico em fragmentos (Cu)
Procedimento Experimental
1. Reação do sódio metálico com água (experiência demonstrativa).
1.1. Foi colocado água em um béquer até sua metade e foi adicionado 10 gotas de Fenolftaleína.
1.2. Cuidadosamente, com uma espátula foi adicionado um pequeno fragmento de sódio metálico no béquer com água.
1.3. Observar e preencher os itens a seguir
1.3.1. O que se observa?
Foi observada a oxidação espontânea do sódio metálico com o oxigênio contido no ar.
1.3.2. Por que apareceu uma coloração?
Aparece por causa da adição de fenolftaleína na água. A fenolftaleína passa de incolor a rosa quando o pH do líquido se torna alcalino (acima de 8,2 para a fenolftaleína).
1.3.3. Escrever a reação entre o sódio e a água:
Na + H2O NaOH + H2
1.3.4. Por que o sódio reagiu com a água?
Porque o sódio é um metal muito eletropositivo e, por isto, muito reativo.
2. Reações de metais com ácidos.
2.1. Foi adicionado em 5 tubos de ensaio HCl a 10% em até ⅓ do seu volume.
2.2. Em cada tudo foi adicionado os seguintes metais.
2.2.1. Tubo 1 = Aparas de Magnésio
Foi possível observar uma efervescência da solução quando o magnésio é adicionado.
 A solução ocorreu porque o magnésio é mais reativo e dessa maneira, conseguiu deslocar o hidrogênio do HCl
Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 
2.2.2. Tubo 2 = Aparas de Alumínio 
Observamos que o alumínio demora um pouco mais para reagir se comparado com o magnésio.
A solução ocorreu porque o alumínio é mais reativo e dessa maneira, conseguiu deslocar o hidrogênio do HCl.
2Al + 6HCl 2AlCl₃ + 3H₂ 
2.2.3. Tubo 3 = Aparas de Zinco
Observamos que o Zn reagiu e a solução do HCl, adquirindo uma cor branca e houve uma formação de bolhas.
A solução ocorreu porque o zinco é mais reativo e dessa maneira, conseguiu deslocar o hidrogênio do HCl.
Zn + 2HCl ZNCl2 + H2 
2.2.4. Tubo 4 = Prego ou fragmentos de Ferro.
Observamos que aparentemente não houve reação.
Embora o ferro é mais reativo, conseguindo deslocar o hidrogênio do HCl.
Fe + 2HCl FeCl2 + H2 
2.2.5. Tubo 5 = Fragmentos de Cobre
Não foi possível observar reação.
Por que o Cu se encontra depois do hidrogênio na fila de reatividade, sendo assim o mesmo não consegue deslocar o hidrogênio do HCl.
Cu + HCl Não ocorreu reação.
3. Reação do ácido nítrico com cobre.
3.1. Foi adicionado em um tubo de ensaio ¼ de HNO3 a 50%.
3.2. Adicionamos aparas de cobre.
Cu + HNO3 Não ocorre reação de oxidação.
4. Reação entre metais.
4.1. Foi adicionado em tubo de ensaio ⅓ de:
4.1.1. Sulfato de Cobre
Foram adicionadas algumas aparas de zinco.
Foi possível observar uma crosta marrom sobre as aparas de zinco.
A solução ocorreu porque o zinco deslocar os átomos de cobre da solução, fazendo com que sofra uma leve descoloração.
Zn + CuSO₄ ZnSO₄ + 4Cu
4.1.2. Sulfato de Zinco
Foram adicionadas algumas aparas de cobre.
Não foi possível observar uma reação.
A solução não ocorre porque o cobre é menos reativo que o zinco e não consegue descolar o hidrogênio do HCl.
Cu + ZnSO4 Não ocorre.
4.1.3. Sulfato de cobre
Foram adicionadas algumas aparas de magnésio.
A solução ocorre porque o magnésio é menos reativo que o cobre, conseguindo descolar o hidrogênio do HCl.
Mg + CuSO4 MgSO4 + Cu
4.1.4. Sulfato de Magnésio
Foram adicionadas algumas aparas de cobre.
Não foi possível observar uma reação.
A solução não ocorre porque o cobre é menos reativo que o magnésio e não consegue descolar o hidrogênio do HCl.
Cu + MgSO4 Não ocorre
5. Em 3 tubos de ensaio foi adicionado ⅓ de Cloreto de Sódio.
5.1. No 1º tubo foi adicionado aparas de cobre, no 2º aparas de zinco e no 3º aparas de alumínio.
Observamos que não houve reação, devido ao sódio ser mais reativo que os demais metais, Cu. Zn e Al.
6. Em 2 tubos de ensaio foi adicionado ⅓ de Nitrato de Prata.
6.1. No 1º tubo foi adicionado algumas aparas de magnésio.
Foi possível observar que a solução obteve uma coloração marrom, o que nos levar a supor que houve reação do magnésio com a solução, já que o magnésio é mais reativo que aprata.
Mg + 2AgNO3 Mg(NO3)2 + 2Ag
6.2. No 2º tubo foi adicionado algumas paras de zinco.
Foi possível observar um rápido crescimento de um sólido de cor esverdeada. Isto corre porque o zinco é um metal mais reativo que a prata.
Zn + 2AgNO3 Zn(NO3)2 + 2Ag
Questões
1. Completar as reações que ocorrem:
1.1. Pt + HCl Não reage
1.2. Ag + HCl Não reage
1.3. Ca + H2SO4 CaSO4 + H2
1.4. Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
1.5. Cu + ZnSO4 Não reage
1.6. Fe + PbS Não reage
1.7. K + BaI2 Não reage
1.8. Cu + AgNO3 Cu(NO3)2 + Ag
1.9. Al + Pb(NO3)2 Al(NO3)2 + Pb
1.10. Sn + PtCO3 SnCO3 + Pt
2. Qual a utilidade prática da tabela de potenciais de oxirredução ou série de reatividade química dos metais?
Com a tabela de potenciais de oxirredução e da série de reatividade química dos metais, a partir do intervalo de transição ou do potencial padrão do indicador é possível prever a coloração deste em um meio com potencial definido. Por outro lado, a variação do potencial no curso da titulação, especialmente perto do ponto de equivalência, pode ser calculada. Finalmente, como são conhecidos muitos indicadores de oxirredução, com diferente potencial padrão, pode-se escolher o mais apropriado para cada titulação. Com a série de reatividade química dos metais é possível a comparação de vários metais, com isso consegue-se determinar quais têm maior tendência e menor tendência de ceder elétrons
Conclusão
A partir da fila de reatividade dos metais podemos prever a ocorrência de algumas reações de deslocamento. E a partir dos potenciais de redução podemos selecionar substâncias que são bons agentes oxidantes e redutores. Nas reações de metais com ácidos, o Hidrogênio só será deslocado pelos metais mais reativos que ele. Sendo assim, com os metais nobres não ocorre esse tipo de reação
Referências Bibliográficas
· Aula de Laboratório de Química 
· https://www.tabelaperiodica.org/reacao-de-sodio-em-agua/
· https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-acidos.htm
· https://clube-ciencia.blogspot.com/search?q=reatividade+dos+metais
· https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/reacoes-simples-troca-ou-deslocamento.htm
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