Estrutura eletrônica

Estrutura Eletrônica

1.Introdução

Este trabalho tem por objetivo falar sobre a identificação e reatividade dos elementos químicos metálicos. O teste de chama é um dos métodos mais famosos de se reconhecer uma substância por via seca. Ele identifica a presença de alguns íons metálicos em um elemento. Este é feito com uma amostra sólida e é usado para identificar elementos metálicos constituintes de sais, que são identificados pela cor que as chamas produzem em contato com os mesmos. Quando aquecidos, os sólidos vão para o estado gasoso e absorvem energia, e essa tal energia torna-se logo após emissora de radiações visíveis, e essas radiações dão uma cor para a chama. Cada elemento libera a radiação em uma extensão de onda característica, pois a capacidade de energia fundamental para excitar um elétron é única.

Para certificar-se que uma reação ocorre ou não, é suficiente comparar a força reativa do metal e do íon metálico. Caso o metal seja mais reativo que o íon metálico, a reação ocorrerá voluntariamente.

2.Objetivos

Identificar elementos químicos metálicos em sais através da cor apresentada no teste da chama.

Observar e analisar a reatividade dos metais verificando se houve ou não reação química.

3.Materiais

Vidro de relógio

Béquer

Balança

Argola

Cuba de vidro

Tubos de ensaio

Pinça

4.Métodos

4.1 Manuseio do Bico de Bunsen

Não foi realizado em laboratório pois não havia o material necessário, no caso, o Bico de Bunsen.

4.2 Teste de chamas

Para o início do experimento, foi feita a limpeza da aste metálica, aquecendo sua ponta(argola), mergulhando na solução de HCl, voltando para o aquecimento no maçarico até sua chama manter apenas uma coloração. A partir daí, começou o experimento, colocando o sal num vidro de relógio, molhando com água destilada a ponta da haste metálica (para que o sal agarre melhor). Com o sal já na haste, foi levado até a chama do maçarico para observar a coloração da mesma. O mesmo experimento foi realizado com todos os sais das amostras.

Com autorização da professora, não foram usadas as substâncias X e Y.

4.3 Reatividade dos metais

4.3.1 Experimento 3.1: Reação de Sódio Metálico com a água

Em uma cuba de vidro foi colocado água destilada e em seguida adicionado algumas gotas de fenolftaleína. Com cuidado foi cortado com uma espátula seca um pequeno fragmento de sódio metálico e colocado na cuba. Tomou-se cuidado com a seguridade. O experimento foi feito pela professora.

4.3.2 Experimento 3.2: Reação de Metais com Ácidos

Foi transferido HCl 10% de um béquer para 5 tubos de ensaio preenchendo 1/3 do volume em cada. Foi pego um tubo de amostra contendo aparas de magnésio, de alumínio, de zinco, de ferro e de cobre, foi usado uma pinça para transportar as aparas de metal para o tubo de ensaio contendo HCl 10%.

4.3.3 Experimento 3.3: Reação entre metais

Foi Separado 7 tubos de ensaio. Em 2 deles, foi acrescentado sulfato de cobre, em 3 deles foi acrescentado cloreto de sódio, em 1 foi acrescentado sulfato de zinco e no outro foi acrescentado sulfato de magnésio. Com a pinça foram pegas aparas de cobre, de zinco, de alumínio e de magnésio e foram introduzidas dentro do tubo correto de acordo com a instrução dada. Foi aguardado por aproximadamente 2 minutos pela possível reação. Foi verificado a reatividade dos metais.

5.Resultado e discussão

5.1 Não foi realizado.

2

5.2 Teste de chamas

Amostra Cor da chama Elemento metálico

Cloreto de Sódio Laranja / amarelada Na

Cloreto de potássio Violeta / lilás K

Cloreto de bário Verde Ba

Cloreto de cálcio Vermelho / alaranjado Ca

Sulfato de cobre Verde Cu

Cloreto de estrôncio Vermelho Sr

5.3 Reatividade dos metais

5.3.1 Experimento 3.1 Reação de Sódio Metálico com a água

O pequeno fragmento de sódio metálico quando colocado na água dissolveu-se rapidamente. A água apresentou coloração violeta. Além disso, houve saída de fumaça na reação. Também ocorreu aumento de temperatura.

Os elementos do grupo 1 da tabela periódica são conhecidos como metais alcalinos. Todos são metais e são sólidos à temperatura ambiente. Os metais do grupo 1 são todos reativos. Por exemplo, reagem com água para produzir hidrogênio e soluções alcalinas.

A elevada reatividade do sódio metálico revela-se no contato com a água. Desta combinação resultam o hidróxido de sódio (que se dissolve na água) e o hidrogênio. O gás hidrogénio liberta-se na superfície de contacto entre o sódio e a água com uma rapidez tal que faz do pequeno pedaço de sódio um mini-hovercraft.

A equação química correspondente é:

2 Na (s) + 2 H2O (l) ---> 2 NaOH (sol. aquosa) + H2 (g)

5.3.2 Experimento 3.2 Reação de Metais com Ácidos

Observou-se que em alguns casos ocorre a liberação de H+ imediatamente e em outros ocorre lentamente, também foi observado a mudança de temperatura. Em alguns casos não ocorre liberação de H+ e nem mudança de temperatura.

HCl + Mg ----> H+ imediatamente ocorrendo mudança de temperatura