Reatividade dos Metais

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INTRODUÇÃO
A reatividade dos metais está ligada a eletropositividade, isto é, a tendência que o metal
possui de perder elétrons. Quanto mais reativo o metal for, maior será a sua
eletropositividade.
Observa-se que as reações de simples troca também são reações de oxidorredução, ou
seja, reações em que há transferência de elétrons. Assim, se o metal for mais reativo,
transferirá elétrons para o cátion do outro metal e a reação ocorrerá. Mas se o elemento
metálico for menos reativo, ele não conseguirá transferir elétrons, tendo em vista que a
tendência de doar elétrons do outro metal é maior, e a reação não ocorrerá.
Os metais que possuem uma menor reatividade quando comparados a outros elementos
químicos de natureza metálica são os chamados de nobres, assim descrita na sequência
abaixo que deve ser lida como: o lítio é mais reativo e o ouro (Au) o menos reativo, ou seja,
ele não possui tendência de perder elétrons e oxidar-se.
Fonte:Clube Ciência: Reatividade dos Metais (clube-ciencia.blogspot.com
Os metais à esquerda da fila de reatividade são extremamente reativos, à direita, pouco
reativos e os do meio, moderadamente reativos. Dessa maneira os metais extremamente
reativos são fortes agentes redutores por que tem grande facilidade de oxidar deslocando
os metais menos nobre de compostos em solução. Note que o hidrogênio foi incluído nessa
fila, mesmo sem ser um metal, porque separa os elementos da fila que reagem com ácido e
liberam gás hidrogênio (à direita do hidrogênio) daqueles que não reagem liberando esse
gás (à esquerda do H). Os elementos a esquerda do H, com exceção do Au e Pt, reagem
somente com ácidos oxidantes, que possuem ânions que são fortes agentes
oxidantes.Metais à direita do magnésio são tão reativos que reagem diretamente com água
fria formando hidróxidos desses metais, como é o caso do sódio, já os metais antes do
magnésio até o ferro só reagem com água em ebulição ou vapor de água. E os metais à
esquerda do ferro antes do hidrogênio não reagem com água, e sim com ácido liberando
H2(g).
https://clube-ciencia.blogspot.com/2011/09/reatividade-dos-metais.html
A ordem de reatividade dos metais também pode ser estabelecida tendo como referência os
potenciais padrão de redução, ou seja, quanto maior e mais positivo o Eo red, maior a
tendência de ocorrência da redução. Os potenciais de redução e de oxidação são medidos
em volt (V), sendo representados pelo símbolo E°.
Onde:
variação de potencial
E° = diferença de potencial (padrão)
E°RED = potencial de redução
E°OX = potencial de oxidação
A reação na célula eletrolítica pode ser espontânea ou não, assim quando o potencial
padrão da célula eletrolítica for positivo, a reação é espontânea e quando o potencial
padrão da célula eletrolítica for negativo, a reação é não espontânea.
O estudo da reatividade dos metais é importante para desenvolver o conhecimento e a
explicação de fenômenos do nosso cotidiano, como por exemplo o porquê da palha de aço
escurecer com o tempo quando em contato com a água.
OBJETIVOS
Familiarizar-se com as técnicas empregadas no laboratório para a compreensão da
reatividade de metais, verificando experimentalmente esse fenômeno através de reações
entre metais menos nobres com metais mais nobres e soluções iônicas.
MATERIAIS E MÉTODO
-Tubos de ensaios;
- Pinça madeira;
- Pipetas de 5 mL;
- Solução de sulfato de cobre 0,5 Mol/L;
- Solução de nitrato de prata a 2%
(AgNO3);
- Solução de ácido clorídrico 6,0 Mol/L
HCl);
- Solução de hidróxido de sódio 0,5 Mol/L
(NaOH);
- Solução de cloreto de sódio 0,5 Mol/L
(NaCl);
- Ácido nítrico concentrado (1:1) (HNO3);
- Magnésio metálico em fita (Mg);
- Cobre metálico (Cu);
- Zinco metálico (Zn);
- Alumínio metálico (Al);
- Ferro metálico (Fe).
Etapa I: Reações de metais com sais
1.1. Colocou-se uma lâmina de zinco em três tubos de ensaio.
1.2. Ao primeiro tubo, adicionou-se 2mL de solução de sulfato de cobre (0,5 mol/L).
1.3. Ao segundo tubo, adicionou-se 2mL de solução de cloreto de sódio (0,5 mol/L).
1.4. Ao terceiro tubo, adicionou-se 2mL de solução de nitrato de prata (0,5 mol/L).
1.5. Foram aguardados 10 minutos.
1.6. Agitou-se e observou-se os resultados.
Etapa II: Reações de metais com ácidos
2.1. Numerou-se 5 tubos de ensaio;
2.2. Colocou-se 2 mL de HCl 6 Mol/L em cada um dos tubos numerados;
2.3. Foram adicionados a cada tubo aparas de metais, segundo a tabela abaixo;
2.4. Anotou-se o tempo que leva para ocorrer cada reação (aproximadamente);
2.5. Colocou-se um pequeno pedaço de cobre em um tubo de ensaio;
2.6. Foram adicionados 2 mL de HNO3 (1:1) (Usar a capela. Não aspirar os vapores,
porque são tóxicos)
Etapa III: Reações de metais com água
3.1. Colocou-se 4 mL de água em três tubos de ensaio.
3.2. Foi adicionado ao primeiro, um pequeno pedaço de alumínio.
3.3. Foi adicionado ao segundo, um pequeno pedaço de cobre.
3.4. Foi adicionado ao terceiro, um pequeno pedaço de ferro.
3.5. Aqueceu-se cada tubo e observou-se os resultados.
Etapa IV: Reações de metais com bases ou hidróxidos
4.1. Em quatro tubos de ensaio, colocou-se 3 mL de solução de NaOH.
4.2. Foi adicionado um pequeno pedaço de alumínio ao primeiro.
4.3. Foi adicionado um pequeno pedaço de cobre ao segundo.
4.4. Foi adicionado um pequeno pedaço de ferro ao terceiro.
4.5. Foi adicionado um pequeno pedaço de zinco ao quarto.
4.6. Aqueceu-se e observou-se os resultados.
Resultados e discussões
Etapa I: Reações de metais com sais
Reação entre o cobre e o zinco metálico
O reagente de sulfato de cobre aquoso(II) possui uma coloração azul em solução e o
zinco possui uma coloração metálica com tom branco-azulado.
Quando se mistura o zinco com o cobre a solução apresenta uma coloração mais clara
em pois íons de cobre(II),2+(aq). na solução é substituída por íons de zinco(II), Zn2+(aq).
A equação da reação é descrita por
Zn (s) + CuSO4 (aq) --> (s) + ZnSO4 (aq)
Equação iônica : Zn (s) +2+(aq) --> (s) + Zn2+(aq)
O potencial de redução da célula eletroquímica será:
Eºcel= +0,34 - (-0,76) =+1,1 V
Com o valor do potencial de redução positivo confirma-se que a reação irá ocorrer de forma
espontânea.
Reação entre o sódio e o zinco metálico
Não foi observado nenhuma alteração ao adicionar o zinco ao sódio. Essa ausência de
reação pode ser explicada através do potencial de redução da célula eletroquímica será:
Eºcel= -2,71 - (-0,76) = -1,95 V
Como o potencial é negativo não irá ocorrer reação.
NaCl (aq) + Zn (s) --> NaCl (aq) + Zn (s)
Reação entre nitrato de prata e o zinco metálico
O zinco possui uma coloração metálica com tom branco-azulado, e o nitrato de prata é
incolor em solução aquosa. Quando se mistura zinco com nitrato de prata se obtém uma
solução de coloração marrom claro, essa reação segue a seguinte equação:
Zn(s) + 2 AgNO3(aq) --> 2 Ag(s) + Zn(NO3)2(aq)
Equação iônica:
Zn + 2Ag+ + 2NO3- --> 2 Ag + Zn2+ + 2 NO3-
Verifica-se que o potencial de redução da mesma é positivo, consequentemente a reação
ocorrerá de forma espontânea.
Eºcel= +0,80 - (-0,76) = +1,56 V
Referências
Clube Ciência: Reatividade dos Metais. Consultado em: 19/11/2021. Disponível em
<(clube-ciencia.blogspot.com)>.
"Força eletromotriz, potencial de redução e de oxidação" em Só Química. Virtuous Tecnologia da
Informação, 2008-2021. Consultado em: 19/11/2021. Disponível em
<http://www.soquimica.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p3.php>.
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na
Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998. Consultado em:
17/11/2021. Disponível em <http://www.dqi.iq.ufrj.br/iqg128_a8_reativ_metais.pdf>.
Reação de deslocamento único: Zinco e Cobre(II) Íon REDOX | Chemdemos. Consultado em:
17/11/2021. Disponível em: <(uoregon.edu)>.
Reatividade dos metais. Fila de reatividade dos metais - Manual da Química Consultado
em: 17/11/2021. Disponível em < (manualdaquimica.com)>.
https://clube-ciencia.blogspot.com/2011/09/reatividade-dos-metais.htmlhttps://clube-ciencia.blogspot.com/2011/09/reatividade-dos-metais.html
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http://www.dqi.iq.ufrj.br/iqg128_a8_reativ_metais.pdf
https://chemdemos.uoregon.edu/demos/Single-Displacement-Reaction-Zinc-and-CopperII-Ion-REDOX#
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https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm
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Oxidações de Metais. QUÍMICA NOVA NA ESCOLA N° 18, NOVEMBRO 2003Consultado
em: 17/11/2021. Disponível em:< qne18f.p65 (sbq.org.br)>.
Zinco reagindo com nitrato de prata. Consultado em: 17/11/2021. Disponível em:< Zinco
reagindo com nitrato de prata | Imagens da Tabela Periódica (tabelaperiodica.org)>.
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc18/A12.PDF
https://imagens.tabelaperiodica.org/zinco-reagindo-com-nitrato-de-prata/
https://imagens.tabelaperiodica.org/zinco-reagindo-com-nitrato-de-prata/
https://imagens.tabelaperiodica.org/zinco-reagindo-com-nitrato-de-prata/