APRESENTAÇÃO DE EXPERIÊNCIAS APRESENTADAS NO LABORATÓRIO QUÍMICO

CENTRO UNIVERSITÁRIO DA FUNDAÇÃO EDUCACIONAL GUAXUPÉ

Engenharia Civil

JEAN PIERRE PEREIRA

JOÃO PAULO........

HILDEBRANDO C. MAGALHÃES

RELATÓRIO I: APRESENTAÇÃO DOS EXPERIMENTOS FEITOS EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA

Guaxupé

2014

SUMÁRIO

(APENAS MODELO, COMPLETAR DE ACORDO COM O SEU RELATÓRIO)

1.0 – INTRODUÇÃO

2.0 – OBJETIVO3

3.0 EXPERIMENTO

3.1 -

3.2. Coletas de dados

4.2.1 Resultados e Cálculos

4.2.2 Imagens adquiridas

4.0 – CONSIDERAÇÕES FINAIS

• INTRODUÇÃO

Foi feita uma experiência de reatividade de metais com ácidos, que mostra o poder que o ácido tem sobre um metal.

• OBJETIVO

Construir uma pequena fila de reatividade de metais e mostrar q o poder oxidante ou redutor de cátions metálicos é relativo (comparativo).

• Introdução

3 - Materiais reagentes

Tubos de ensaio, espátula e pinça

raspas de cobre (Cu); ferro (Fe); Zinco (Zn) e alumínio (Al).

Soluções de ácido clorídrico (HCL); Soluções de ácido nítrico (HNO3); Soluções de ácido acético (CH3COOH).

4 -Procedimentos

Colocar 1/6 de espátula de raspas de Aluminio em cada cavidade da primeira coluna dos tubos de ensaios.

Repetir o procedimento colocando raspas de Zinco na segunda coluna e assim sucessivamente, Ferro e Cobre nas colunas subsequentes.

(Itens para tabela)...

Reatividades de metais com ácidos revela a facilidade de reação ou seja quais possuem maior tendência de doar elétrons ou maior eletropositividade .A fila de reatidade dos metais mostrados a seguir revela quais metais reage facilmente :

Observe que o hidrogênio não é um metal, mas ele foi incluído na fila de reatividade porque aparece em determinadas substâncias (como os ácidos) e é capaz de formar o cátion hidrônio (H3O+) ou simplesmente o cátion hidrogênio (H+), que, por sua vez, pode receber elétrons, formando gás hidrogênio e água.

Por exemplo, se colocarmos uma fita de magnésio metálico em uma solução de ácido clorídrico, veremos a formação de bolhas (conforme mostrado na imagem do início do texto), o que indica a formação do gás hidrogênio:

Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

magnésio ácido cloreto de gás

metálico clorídrico magnésio hidrogênio

Nesse caso, houve a oxidação do magnésio e a redução do íon H+:

Oxidação: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e- (agente redutor)

Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g) (agente oxidante)

No entanto, os metais nobres, aqueles que estão situados à direita do hidrogênio na fila de reatividade (Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au), não reagem de maneira espontânea ao serem colocados em contato com soluções ácidas. Exemplo:

Cu + HCl → não há reação

O cobre (Cu), por exemplo, é um metal nobre, que não reage ao ser colocado em contato com o ácido clorídrico:

Resumidamente, temos:

A tabela a seguir mostra os experimentos entre ácidos e metais:

HCl >Mg

Desprendimentos com bolhas com efeito efervesente.Neste caso houve a oxidação do magnésio e redução o íon H+.

Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

magnésio ácido cloreto de gás

metálico clorídrico magnésio hidrogênio

HCL > Fe

O ferro ao ser colocado em contato com ácido reagiu lentamente, após alguns minutos aparecem bolhas de hidrogênio, a reação ficou com uma coloração verde, espumoso, com odor muito forte.

Temos a seguinte Equação química: 6HCl+2Fe => 2FeCl3+3H2°

HCL > Cu

O cobre ao ser colocado em contato com o ácido não se dissolveu completamente, mas ocorreu uma liberação de gás de modo lento, perdendo um pouco da sua coloração, surgindo uma cor amarelada devido a formação do íon complexo CuCl42- resultante da reação. Temos a seguinte Equação química: Cu+HCl=> não reagiu.

HCL > Al

O alumínio ao ser colocado em contato com o ácido se dissolveu de modo moderado, com liberação de gás (H2), com uma coloração meio escura, formando a seguinte Equação química: 6HCl+2Al=> 3H2+2AlCl3.

HNO3=>Mg

Houve desprendimentos de bolhas com uma coloração amarelada e reagiu mais rápido em relação aos demais

HNO3=>Fe

Ao acrescentar as raspas