FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE Experimento II: Reatividade Química dos metais

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INSTITUTO DE QUÍMICA

INORGÂNICA EXPERIMENTAL

José Wilkson de Almeida

Maria Carolina Neves Silva

Maria Luiza Pedrosa

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE

Experimento II: Reatividade Química dos metais

Natal

2019

Introdução teórica

A reatividade dos metais está relacionada com a sua capacidade de doar e de receber elétrons, ou seja, com suas propriedades periódicas, eletropositividade e eletronegatividade, quanto mais eletropositivo o metal mais reativo ele é. A sua reatividade também está relacionada com sua capacidade de se oxidar, quanto mais reativo, mais o metal tende a se oxidar. Na figura 1, observamos que os metais alcalinos tendem a ser mais reativos que os alcalinos terrosos e esses tendem a ser mais reativos que os metais em transição.

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Figura 1 – Reatividade dos metais de acordo com sua periodicidade.

Os metais são fortes agentes redutores, pois tem grande facilidade de se oxidar, deslocando metais menos nobres de compostos de solução. O hidrogênio foi incluindo nessa lista mesmo sem ser um metal, separando os elementos da fila que reagem com e liberam gás hidrogênio (à direita do hidrogênio), daqueles que reagem liberando hidrogênio (à esquerda do hidrogênio). As únicas exceções à esquerda são Au e Pt, porque possuem ânions que são fortes agentes oxidantes.

         Metais à direita do magnésio possuem alta reatividade, reagindo até mesmo com água formando hidróxidos desses metais, por exemplo, o sódio. Os metais que estão à esquerda do magnésio com água em temperaturas altas, ou seja, em ebulição. Os metais que estão antes do ferro não reagem com água, só com ácido e liberam gás hidrogênio.

        Os metais mais reativos possuem uma grande tendência em perder elétrons, formando íons positivos com uma maior facilidade. Por exemplo: colocando-se pedaços de zinco em uma solução de sulfato de cobre (coloração azul) verifica-se ao passar do tempo que a cor da solução fica incolor e há deposição de cobre nos pedaços de zinco. Ocorre uma reação de oxi-redução, como podemos ver na Reação 1.

Zn(s) + Cu2+(aq)  + SO42-(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq)  + SO42-(aq)

Reação 1

        Conclui-se que o zinco é mais reativo que o cobre, pois desloca o seu composto.

        Os metais podem ser classificados em metais nobres e não nobres. Os metais nobres possuem uma maior reatividade, reagindo até mesmo com água fria, não precisando de meio básico ou ácido ou qualquer mudança de temperatura. Esses são metais que estão na primeira e na segunda família da tabela. Por exemplo, o metal sódio em meio aquoso, causa uma reação extremamente explosiva, com liberação de calor.

        Os metais não nobres são os metais de transição, sendo bem menos reativos que os metais nobres, necessitando de meios para analisarmos sua reatividade. A maioria reage em meio ácido, liberando gás hidrogênio; alguns metais necessitando de ácidos mais concentrados. Metais como, zinco, alumínio e chumbo, reagem apenas em meio básico, liberando gás hidrogênio e formando sais.    

         

Objetivos

        Neste experimento temos o objetivo de analisar a reatividade dos metais em diferentes soluções, com sais, com ácido, base e água. Interpretar as reações que aconteceram e as modificações ocorridas.

        

Materiais e Reagentes

1. Tubos de ensaio;
2. Pinça de madeira;
3. Pipetas de 5mL;
4. Solução de sulfato de cobre 0,5 Mol/L;
5. Solução de nitrato de prata a 2%;
6. Solução de ácido clorídrico 6,0 Mol/L;
7. Solução de hidróxido de sódio 0,5 Mol/L;
8. Solução de cloreto de sódio 0,5 Mol/L;
9. Ácido nítrico concentrado (1:1);
10.  Magnésio metálico em fita;
11.  Cobre metálico;
12.  Zinco metálico;
13.  Alumínio metálico;
14.  Ferro metálico;

Procedimento Experimental

Etapa I: Reações de metais com sais

Colocamos lâminas de zinco em três tubos de ensaio, o primeiro com solução de sulfato de cobre (0,5 mol/L), o segundo com solução cloreto de sódio (0,5 mol/L), o terceiro com nitrato de prata (0,5 mol/L), o volume adicionado das soluções foi de 2 mL. Aguardamos 10 minutos, agitamos as soluções e observamos as modificações o ocorridas.

Etapa II: Reações de metais com ácidos

Foram numerados 5 tubos de ensaio, e depois foi adicionado 2 mL de HCl (6 mol/L), em cada tubo adicionamos aparas de metais, que foram, Mg, Al, Zn, Fe e Cu. Posteriormente, anotamos o tempo que levou para as reações ocorrerem. Colocamos um pequeno pedaço de cobre em um tubo de ensaio, e utilizando a capela, adicionamos 2 mL de ácido nítrico (1:1).

Etapa III: Reações de metais com água

Colocamos 4 mL de água em três tubos de ensaio, no primeiro foi adicionado um pequeno pedaço de alumínio, no segundo, um pequeno pedaço de cobre e no terceiro, um pequeno pedaço de ferro. Aquecemos cada tubo e observamos.

Etapa IV: Reações de metais com bases ou hidróxidos

Separamos quatro tubos de ensaio, colocamos 3 mL de solução de NaOH, foi adicionado um pequeno pedaço de alumínio, no primeiro, no segundo foi adicionado um pequeno de cobre, no terceiro, um pequeno pedaço de ferro, no quarto, um pequeno pedaço de zinco. Os tubos de ensaio foram aquecidos e observamos.

 

 

Resultados e discussão

Etapa I: Reações de metais com sais

        No experimento, observamos que ocorreu reação apenas no primeiro e no terceiro tubo, no segundo tinha cloreto de sódio, que com o zinco sólido não ocorreu nenhuma mudança, porque o percentual de redução do zinco é maior do que o sódio, assim sendo uma reação não espontânea, que precisa ser aplicada uma corrente elétrica para que ela ocorra, que é esquematizada na Reação 2. No primeiro tubo, houve formação de depósitos no metal, isso ocorre porque aconteceu uma reação de oxi-redução onde o zinco sofreu oxidação e o cobre foi reduzido, assim depositando-se nos pedaços de zinco, que esquematizamos na Reação 1. No terceiro, observamos o aparecimento de um sólido esverdeado, isso acontece porque o zinco é mais reativo que a prata, formando assim o íon nitrato, como podemos observar na Reação 3.