Acido Ação Na METAL

QUÍMICA INORGÂNICA I –

CAPÍTULO 1

EXPERIMENTO 1-

AÇÃO DOS ÁCIDOS SOBRE OS METAIS

Rio de Janeiro

22/02/2013 e 01/03/2013

 

INTRODUÇÃO

O hidrogênio é o elemento mais abundante no Universo e o mais leve. É conhecido desde há centenas de anos como um gás que se obtém quando ácido sulfúrico diluído é posto em contato com o ferro, sendo inflamável no ar. O gás hidrogênio se forma pela ação de ácidos como o clorídrico ou o ácido sulfúrico em contato com metais como zinco e o ferro.

Os metais sob a ação dos ácidos formam sais. Os metais reagem com outras substâncias num processo designado por oxidação e redução, pois possuem a capacidade de “deslocar” o hidrogênio.

Na ação dos ácidos sobre os metais é possível visualizar diversos fatores que tem em suas reações como, por exemplo: apresentação de turvo, evaporação, mudança de cor, desprendimento de gases, liberação de calor, formação de precipitação, dissolução do metal, evaporação, etc.

OBJETIVO

Esta experiência tem como objetivo observar e visualizar qualquer reação que possa ter quando alguns metais são colocados em contato com alguns ácidos. A ocorrência ou não da liberação de bolhas de hidrogênio e a velocidade com que essas bolhas se formam dão uma idéia da reatividade dos metais com os ácidos.

PARTE 1

MATERIAIS UTILIZADOS

Materiais (9):

• Tubos de ensaio

• Suporte para tubos de ensaio

• Pinça de madeira

• Bico de Bunsen

• Tripé

• Tela de amianto

• Bécher

• Espátula

• Pipeta Graduada

Reagentes (7):

 Sais

• H2SO4 concentrado e diluído

• HCl concentrado e diluído

• HNO3 concentrado e diluído

• NaOH diluído

 Metais

• Zinco

• Alumínio (em folha e lacre)

• Ferro

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Tomou-se uma pequena quantidade de zinco granulado, alumínio (em lacre e em folha) e ferro, e foram colocados em tubos de ensaio separadamente. Logo em seguida foram adicionados 2 mL de uma solução de ácido sulfúrico concentrado e diluído sobre os tubos dos metais. O mesmo foi feito com os outros reagentes (HCl, HNO3 e NaOH) sobre os mesmos metais. Quando as reações não eram visíveis, elas eram aquecidas a banho Maria + ou – 60 ºC. As observações do que aconteceu com as reações foram anotadas e discutidas entre os componentes da equipe. Abaixo obtem-se os resultados das suas reações químicas.

Reagentes diluídos:

1- H2SO4

• H2SO4(dil.) reagindo com zinco: Houve reação, teve desprendimento de gases e liberação de calor. O zinco diluiu totalmente, formou o sal sulfato de zinco dihidratado e liberou gás hidrogênio.

2 Zn(s) + 2 H2SO4 + 2H2O → 2 ZnSO4 • 2 H2O + 2H2(g) ↗

• H2SO4(dil.) reagindo com alumínio (lacre da latinha): não houve reação visível e nem depois do aquecimento com banho Maria.

• H2SO4(dil.) reagindo com alumínio (papel alumínio): não apresentou uma reação química visível, então foi aquecida em banho Maria + ou – 60 ºC. Com o aquecimento houve reação, teve uma pequena mudança de cor e liberou gás hidrogênio.

Al(s) + H2SO4(l) + H2O(l) → Não houve reação (antes do aquecimento)

2Al(s) + 3 H2SO4(l) + 3H2O(l) → Al2(SO4)3 • 3H2O(aq.) + 2H2(g) ↗ (após o aquecimento)

• H2SO4(dil.) reagindo com ferro: Houve reação, teve desprendimento de gás, turvação e precipitação no fundo do recipiente. Formou o sal sulfato de zinco dihidratado e liberou gás hidrogênio.

2 Zn(s) + 2 H2SO4 + 2H2O → 2 ZnSO4 • 2 H2O + 2H2(g) ↗

2- HCl

• HCl (dil.) reagindo com zinco: Houve reação, teve desprendimento de gases e turvação. Formou o sal cloreto de zinco dihidratado e liberou gás hidrogênio.

2 Zn(s) + 4HCl(aq.) + 2 H2O → 2 ZnCl2 • 2H2O + 2H2(g) ↗

• HCl (dil.) reagindo com alumínio (papel alumínio): Não houve reação visível, mais quando foi aquecida houve reação, teve mudança de cor e o papel foi diluído.

Al(s) + HCl(aq.) + H2O → Não houve reação (antes do aquecimento)

2Al(s) + 6HCl(aq.) + 3H2O → 2AlCl3 • 3H2O + 3H2(g) ↗ (após o aquecimento)

• HCl (dil.) reagindo com alumínio (lacre da latinha): Não houve reação visível e nem depois do aquecimento com banho Maria.

• HCl(dil.) reagindo com ferro: Houve reação, teve desprendimento de gases, condensação (vapor d’agua), turvação e precipitação no fundo do recipiente. Formou o sal cloreto de ferro II dihidratado, além de liberar gás hidrogênio.

2Fe + 4HCl(aq.) + 2 H2O → 2FeCl2 • 2H2O + 2H2(g) ↗

3- HNO3

• HNO3(dil.) reagindo com