Relatório Química Inorgânica Experimental - Reatividade Química dos Metais

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RELATÓRIO DO EXPERIMENTO 2 DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL

Reatividade Química dos Metais

João Lucas Silva

2016.2

Introdução

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Figura 1 - Reatividade dos metais. (Fonte: Google Imagens)

A reatividade é diretamente proporcional a eletropositividade e é a tendência que os elementos tem de ceder elétrons em uma reação. Essa reatividade é maior em alguns elementos do que em outros, de tal modo que isso define qual dos dois irá oxidar ou reduzir ao reagirem entre si.  

        A figura 1 mostra a relação entre a reatividade de alguns metais, onde os metais mais à esquerda tem maior reatividade, cedendo mais facilmente os seus elétrons que aqueles a direita.

Com este conceito de reatividade, é possível prever se irá ocorrer reação entre dois metais diferentes, levando em consideração suas reatividades. Alguns metais, aqueles mais reativos, reagem facilmente com a água, formando uma base e liberando hidrogênio gasoso, como no exemplo abaixo.

2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)

Enquanto outros metais, menos reativos, necessitam de algum meio especifico para reagir, como um meio ácido ou básico, veja alguns exemplos abaixo. Nos dois casos, será formado um sal e hidrogênio gasoso, como nos exemplos abaixo.

Zn(s) + 2NaOH(aq) → 2Na2ZnO2(aq) + H2(g)

Zn(s) + 2HCl → ZnCl2(aq) + H2(g) + calor

Além das reações entre metais com água, ácidos e bases também podem ocorrer as reações entre os próprios metais com eles mesmos. Nestas reações o metal que tiver maior reatividade irá ceder elétrons para o outro metal, se oxidando. Para saber qual metal irá reduzir se consulta a tabela de potenciais de redução.

        Existe uma tabela que relaciona os elementos e sua reatividade (Figura 2), tal tabela foi construída a partir de observações de reações entre esses elementos ou seus compostos. Para afirmar que um elemento era mais reativo que o outro, é necessário que este desloque o outro elemento, como no caso da reação entre o ferro e o cobre a seguir.

Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)

Analisando a reação, observa-se que o cobre, inicialmente ligado ao sulfato e com carga +2, passa a cobre puro, ou seja, não está ligado a ninguém e tem carga 0. Percebemos assim que ele reduziu (recebeu elétrons), enquanto o ferro, que incialmente tinha carga 0 passou para ferro com carga +2, ou seja, oxidou (perdeu elétrons). Sabendo que o ferro reduziu o cobre, pode-se afirmar que ele é mais reativo que o cobre.

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Figura 2 - Tabela de ponteciais de redução. (Fonte: Google Imagens)

Objetivo

Trabalhar experimentalmente com metais bastantes reativos, além de reações com metais pouco reativos para poder observar o efeito da reatividade nessas reações.

Parte Experimental

Materiais e Reagentes

• Tubos de ensaio; Pinça de madeira; Pipetas de 5mL.
• Solução de sulfato de cobre 0,5 M; Solução de nitrato de prata (2%); Solução de ácido clorídrico 0,5 M; Solução de hidróxido de sódio 0,5 M; Solução de cloreto de sódio 0,5 M; Ácido nítrico concentrado (1:1).
• Magnésio metálico em fita; Cobre metálico; Zinco metálico; Alumínio metálico; Ferro metálico.

Procedimento Experimental

Etapa I: Reações de metais com sais

1. Colocar uma lâmina de zinco em três tubos de ensaio.
2. Ao primeiro, adicionar 2 ml de solução de sulfato de cobre (0,5 mol/L).
3. Ao segundo, adicionar 2 ml de solução de cloreto de sódio (0,5 mol/L).
4. Ao terceiro, adicionar 2 ml de solução de nitrato de prata (0,5 mol/L).
5. Aguardar 10 minutos.
6. Agitar e observar.

Etapa II: Reações de metais com ácidos

1. Numerar 5 tubos de ensaio;
2. Colocar 2 ml de HCl 6 M em cada um dos tubos numerados;
3. Adicionar a cada tubo aparas de metais, segundo a tabela abaixo;
4. Anotar o tempo que leva para ocorrer cada reação (aproximadamente);
5. Colocar um pequeno pedaço de cobre em um tubo de ensaio;
6. Adicionar 2 ml de HNO3 (1:1) (Usar a capela. Não aspirar os vapores, porque são tóxicos)

Etapa III: Reações de metais com água

1. Colocar 4 ml de água em três tubos de ensaio.
2. Adicionar ao primeiro, um pequeno pedaço de alumínio.
3. Adicionar ao segundo, um pequeno pedaço de cobre.
4. Adicionar ao terceiro, um pequeno pedaço de ferro.
5. Aquecer cada tubo e observar.

Etapa IV: Reações de metais com bases ou hidróxidos

1. Em quatro tubos de ensaio, colocar 3 mL de solução de NaOH.
2. Adicionar um pequeno pedaço de alumínio ao primeiro.
3. Adicionar um pequeno pedaço de cobre ao segundo.
4. Adicionar um pequeno pedaço de ferro ao terceiro.
5. Adicionar um pequeno pedaço de zinco ao terceiro.
6. Aquecer e observar.

Resultados e Discussões

Na primeira etapa do experimento, onde colocamos uma lamina de zinco em contato com soluções de cobre, sódio e níquel, analisamos os potenciais de redução desses elementos para descobrir em quais tubos era previsível acontecer reação ou não. Para que aconteça reação o potencial de redução do zinco tem que ser menor em relação aos metais presentes nas soluções.

Isso acontece no caso do cobre e da prata, porém não no caso do sódio, de modo que é tentador dizer que não ocorre reação no caso do sódio e ocorre reação nos outros dois casos. É exatamente isso que observamos experimentalmente, as reações entre o zinco e o sulfato de cobre e entre o zinco e o nitrato de prata são as únicas que ocorrem nessa etapa. As reações envolvidas nesta etapa estão descritas abaixo.

                                     CuSO4(aq) + Zn(s) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

Zn(s) + 2AgNO3(aq) → 2Ag(s) + Zn(NO3)2(aq)