Relatorio reações estanho e chumbo metalico

Introdução

Os compostos formados pelos elementos dos grupos representativos são geralmente brancos. A cor está associada com a promoção de elétrons de um nível enérgico para outro, ou seja, a absorção ou emissão da diferença de energia entre os dois níveis. O estanho e o chumbo são bem conhecidos e foram usados como metais desde antes dos tempos bíblicos [J. D. Lee, 1999].
Esses elementos diferem dos demais no grupo IV em vários aspectos. Em primeiro lugar o estanho e o chumbo são metais, e seu estado de oxidação é +2. Enquanto os outros óxidos do grupo IV são ácidos, os monóxidos de estanho (SnO) e de chumbo (PbO) são anfóteros, como também o dióxido de estanho (SnO2). O dióxido de chumbo (PbO2), no entanto, é um oxidante poderoso, e suas propriedades ácido-base não são bem conhecidas. Em contraste com a extensasérie de hidretos formados pelo carbono, silício e germânio, no caso do estanho e do chumbo, só se conhece o tetrahidreto de estanho (SnH4) e o tetrahidreto de chumbo (PbH4). Enquanto os tetrahaletos de carbono, silício e germânio são estáveis, os de estanho são menos estáveis; já os de chumbo, PbF4 e o PbCl4, são bastante instáveis e dissociam-se por aquecimento.

Estanho

O estanho é um mineral relativamente raro e a maior parte das reservas é de baixo teor, o que dificulta ou inviabiliza sua exploração econômica. Contudo, a extração do metal, quando em teores mais elevados, é bastante simples.
As soluções aquosas deste elemento no estado de oxidação +2 são obtidas pela dissolução do metal em ácido. Em conformidade com suas propriedades anfóteras, as soluções de Sn+2 são facilmente hidrolizados:

Sn+2 + H2O SnOH+ + H+ K = 3 x 10-4

O íon estanoso é um ácido moderadamente forte, e também apresenta tendência de formar complexos com ânions. Por exemplo, na presença de íons cloreto, se formam complexos SnCl+, SnCl2 , SnCl3 e SnCl4 
O dióxido de estanho, SnO2 dissolve-se em base para formar íon titanatos, Sn(OH)6-2 , e em ácidos halogenídricos formando complexos do tipoSnCl6-2. Não há qualquer evidência que Sn+4 ou outro íon monoatômico de carga +4 possa existir sem estar complexado, em solução aquosa.

Chumbo

O estado de oxidação mais comum do chumbo é o +2. Em solução aquosa, o íon estanoso, como pode ser visto pela seguinte constante de equilíbrio:

Pb+2 + H2O PbOH+ + H+ K = 2 x 10-8

Quando o Pb é tratado com álcalis, precipita primeiro o Pb(OH)2, que depois se dissolve no excesso no excesso da base, formando Pb(OH)3-3. Da mesma forma que o íon estanoso, o Pb+2 forma complexos com íons haletos. As constantes de equilíbrio para as reações mostram que esses complexos apresentam apenas uma estabilidade moderada. Os haletos de chumbo, PbX2, também são moderadamente insolúveis, porém dissolvem-se na presença de excesso de íons haleto para formar complexos como PbCl3- e PbI3.

PbCl+ Pb+2 K = 2,6 x 10-2
PbBr+ Pb+2 K = 1,7 x 10-2
PbI+ Pb+2 K = 1,2 x 10-2

O chumbo, provavelmente é o mais utilizado dos metais representativos.  A maior quantidade é utilizada industrialmente na fabricação de acumuladores elétricos (baterias), chegando a totalizar 2/3 do consumo total, seja na forma metálica ou de óxido de chumbo.  Esta indústria de baterias também é responsável pela maior parte da reciclagem do chumbo industrializado.  A indústria de condutores elétricos também utiliza ligas de chumbo para a cobertura dos cabos. Na indústria de construção civil, folhas de chumbo são utilizadas para impedir a transmissão de vibração ou ruído.  É largamente utilizado nos recipientes e tanques de armazenamento de substâncias corrosivas, na indústria de munição, na indústria tipográfica como ligas de chumbo para a produção dos tipos de impressão, na indústria automotiva para a soldagem de latas, nem vários tipos de reparos e, principalmente, na fabricação de radiadores. No passado, o chumbo já foi extensivamente utilizado em caixas de água e tubulações domésticas de água, assim como suas ligas já foram amplamente utilizadas em tintas para pintura de interiores, devido a suas características de cor natural (o óxido de chumbo é vermelho)

Materiais e reagentes:
- 6 tubos de ensaio
- Estante para tubos
- 4 Pipetas
- Bico de Bunsen
- HCl 5 mL
- H2SO4 5 mL
- HNO3 5 mL
- Sn Sólido
- Pb Sólido

Procedimento experimental:

1- Em dois tubos de ensaio, adicionar a cada uma porção de Sn, e em seguida, adicionar HCl 1M ao primeiro, e adicionar H2SO41M ao segundo, e observar.
2- Aquecer os dois tubos do item anterior e observar.
3- Repetir o processo, dessa vez, usando o Pb.
4- Em outros dois tubos, adicione ao primeiro Sn e ao segundo, Pb. No tubo que contem o Sn, adicionar cerca de 1 mL de HNO3 concentrado, e ao com Pb, adicionar cerca de 2 mL de HNO3 concentrado.

Resultados e discussões:

Equações representativas dos experimentos:
Sn(s) + HCl(dil) → SnCl2 + H2
Sn(s) + HCl(conc.) → SnCl2 + H2
Sn(s) + 10 HNO3(dil) → 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Sn(s) + HNO3(conc.) → 3SnO2.H2O + 4NO
Pb(s) + HCl(dil) → Não ocorre reação.
 Pb(s) + HCl(conc.) → PbCl2 + H2
Pb(s) + 4 HNO3(conc.) → 3Pb(NO3)2 + 2NO2 + 4H2O
Pb(s) + H2SO4(dil) → PbSO4 + H2
Pb(s) + 8 HNO3(dil) → 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Ácidos diluídos:

Sn(s) com HCl diluído, a frio não aconteceu nada. Ao aquecer, há formação de bolhas nas pontas dos pedaços de Estanho, liberação de gás branco (vapor d’água devido ao HCl ser diluído).
Pb(s) com HCl diluído a frio não acontece nada. Ao aquecer, também.
Pb(s) H2SO4 diluído a frio não acontece nada. Ao aquecer, também.
Obs: Olhando naliteratura, pudemos concluir que a liberação de H2, o que só é evidenciado, pelo desprendimento de bolhas da solido em questão, desta forma, nenhuma outra evidencia comprovaria a liberação deste gás.

Ácidos concentrados: