Relatório de Reatividade Química

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PONTIFÍCIA UNIVERSIDADE CATÓLICA DE MINAS GERAIS
Departamento de Engenharia de Produção/1º período
Ana Júlia Oliveira Silva
Edilson Miolli
Gabriela Purcino
Meline Melisse
EXPERIMENTO Nº8:
Reatividade Química dos Metais
		Poços de Caldas/Maio/2019
4
Sumário
1.	INTRODUÇÃO	2
1.2	Objetivo	2
2.	MATERIAIS E MÉTODOS	3
2.1	Materiais	3
2.2	Procedimentos	4
3	RESULTADO E ANÁLISE	6
4	CONCLUSÃO	9
BIBLIOGRAFIA	
APÊNDICE	
1. INTRODUÇÃO 
A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, logo quanto mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os metais mais reativos são aqueles que e possuem grande tendência de perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade. 
Por exemplo: colocando-se uma lâmina de ferro em uma solução de sulfato de cobre (II) (coloração azul), verifica-se que a lâmina de ferro fica recoberta por uma camada de metal vermelho (o cobre). Por outro lado, a solução fica amarela [ solução de sulfato de ferro(II)]. 
Ocorre, pois, uma reação química que pode ser representada pela seguinte equação: 
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) 
Conclui-se que o ferro é mais reativo do que o cobre, pois o desloca de seu composto. 
Por meio de reações deste tipo, colocam-se os metais em ordem crescente de reatividade química. 
Maior reatividade da direita para a esquerda na fila eletroquímica.
1.2 Objetivo
Comprovar experimentalmente a ocorrência de reações de deslocamento entre metais através da fila de reatividade química.
2. MATERIAIS E MÉTODOS
2.1 Materiais 
A seguir serão apresentados os materiais e os métodos usados neste experimento:
 Tubos de ensaio; 
 Estante para tubo de ensaio; 
 Pipetas e pipetador; 
 Ácido clorídrico 10% (HCl); 
 Solução de sulfato de cobre 10%(cuso4.5h20); 
 Solução de sulfato de zinco 5% (znso4); 
 Solução de cloreto de sódio 5%(NaCl); 
 Solução de nitrato de prata 2% (Ag no3); 
 Solução de hidróxido de sódio 0,1 m (NaOH)
 Alumínio metálico em aparas (Al)
 Zinco metálico em aparas (Zn)
 Ferro metálico em fragmentos ou pregos (Fe)
 Cobre metálico em fragmentos (Cu)
2.2 Procedimentos
 
Reações dos metais com ácido: 
. 
a). Adicionou-se 5mL de HCl 10% EM CINCO TUBOS DE ENSAIO
b). Adicionou-se a cada tubo de ensaio aparas de metais
· Magnésio
· Alumínio
· Zinco
· Ferro
· Cobre
c). 3 minutos foram esperados para cada análise definitiva de cada reação
Comparou-se com a série de reatividades dos metais encontrada na LITERATURA 
Reação entre Metais
1-Adicionou-se em um tubo de ensaio 5ml de sulfato de cobre, logo após colocou-se pedaços de zinco. 
2- Adicionou-se em um tubo de ensaio 5ml de sulfato de zinco, logo após colocou-se pedaços de cobre.
3- Em dois tubos de ensaios colocou-se 5 ml de cloreto de sódio.
Em cada um dos três recipientes foram colocados os seguintes pedaços de metais:
· Cobre
· Ferro 
4- Em um tubo colocou-se 5ml de nitrato de prata, logo após adicionou-se pedaços de zincos.
Em cada método, esperou-se 2 minutos aproximadamente, fez-se a observação e as anotações.
Reação de metais com bases
1- Em três tubos de ensaio colocou-se aproximadamente 5ml de NaOH
2-Adicionou-se um pequeno pedaço de alumínio ao primeiro
3-Adicionou-se um pequeno pedaço de cobre ao segundo 
4-Adicionou-se um pequeno pedaço de ferro ao terceiro
Realiza-se observações e anotações.
3 RESULTADO E ANÁLISE
Reação de Metais com Ácidos
O alumínio, ao ser colocado em contato com o ácido deveria se dissolver de modo moderado, com liberação de gás (H2). Contudo, não foi observado nenhuma mudança na reação experimental.
O zinco, ao ser colocado em contato com ácido se dissolveu e não foi observado uma mudança na coloração. Houve formação de Cloreto de Zinco e a reação foi endotérmica, pois não houve liberação de calor. Mas observou-se, no experimento, concentração média bolhas formando-se ao redor do metal. 
O cobre, ao ser colocado em contato com o ácido, não se dissolveu completamente, mas teoricamente deveria ocorrer 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. Todavia, não foi observado nenhuma dessas mudanças experimentalmente.
O magnésio, assim como o esperado teórico, ao ser colocado em contato com ácido, se dissolveu de modo instantâneo com liberação de gás (H2) de coloração amarelada, formando o aparecimento da solução de cloreto de magnésio. Não houve acumulo de sólido no fundo do tubo de ensaio, pois o metal foi consumido completamente na reação. A reação é exotérmica, pois houve liberação de calor. 
O ferro em contato com o ácido se dissolveu de modo moderado, com liberação de gás (H2), como previsto a teoria.
Reação entre Metais
1-
É possível perceber uma determinada crosta marrom sobre as asparas de zinco, devido provavelmente ao fato de o zinco deslocar os átomos de cobre da solução. Ou seja, o metal com menor potencial de redução, mais à esquerda da fila eletroquímica, encontra-se no começo da reação.
2- 
A partir das observações foi possível perceber que não ocorreu nenhuma formação de precipitado, pois o zinco tem menor potencial, porém, ele se encontra como reagente.
3- Cloreto de sódio e cobre
Como o sódio tem maior reatividade que o cobre, não deveria formar precipitado, contudo formou-se precipitado em laboratório.
3- Ferro e cloreto de sódio
A partir das observações foi possível perceber que não ocorreu nenhuma formação de precipitado, pois o ferro tem menor potencial, porém, ele se encontra como reagente.
4- O metal zinco foi introduzido como reagente na solução, uma vez que sua reatividade é maior que a prata, o zinco deveria se precipitar no fundo da solução, e foi o que aconteceu em laboratório.
Reação de metais com Bases
Com base nas observações conclui-se que:
2- Reação do alumínio 
A partir do que foi observado concluiu-se a formação de bolhas, pois o alumínio tem o maior potencial e está no começo da reação.
3- Cobre
Pode-se notar que não houve a liberação de gás desta reação.
4- Ferro
Também não houve reação.
4 CONCLUSÃO
Através dessa aula prática, pode se observar quais dos metais (Al, Cu, Fe, Mg e Zn) têm facilidade de reagir ou não com determinado reagente, seja de modo rápido e lento, também foi observado que depende d a substância e da quantidade utilizada em cada experiência, e os fatos que levaram a ocorrer mudanças de coloração de algumas reações. Assim como saber se uma reação será endotérmica ou exotérmica (liberação ou absorção de calor). Mas o principal fator foi observar o quanto a posição dos metais, produto ou reagente, influencia na reação dos experimentos devido a sua maior ou menor reatividade com o composto iônico misturado. 
2
BIBLIOGRAFIA
Reatividade química dos metais. Disponível em: <https://www.infoescola.com/quimica/reatividade-quimica-de-metais-e-nao-metais/>. Acesso em 20 maio 2019.
Tabela de Potenciais. Disponível em: 
<https://www.colegioweb.com.br/eletroquimica-i-pilhas/tabela-de-potenciais-padrao-de-reducao.html>. Acesso em: 12 maio 2019.
APÊNDICE
A tabela abaixo mostra como deveria ser o comportamento de cada reação de acordo com cada metal e o composto iônico com que foram misturados, e o que foi observado na prática em laboratório.
	
	Reação
	Teoria
	Experimento
	
1 – Reação com Ácidos
	
Mg+ 2H+Mg
	Bolhas + gás amarelado
	Bolhas + cor amarelada
	
	Zn + 2H+Zn2++H2
	Bolhas
	Bolhas
	
	Al+ 2H+Al2++H2
	Bolhas + gás escuro
	Sem reação
	
	Cu+ 2H+Cu2++H2
	Bolhas + cor amarelada
	 Sem reação
	
	Fe+ 2H+Fe2++H2
	Bolhas
	Bolhas
	
2 – Reação com Íons Metálicos
	
Cu2++ZnCu + Zn2+
	Precipitado de zinco
	Precipitado de zinco
	
	
Zn2+ + Cu 
	Sem reação
	Sem reação
	
	
Na2++Cu
	Sem reação
	Precipitou cobre
	
	
Na2++Fe
	Sem reação
	Sem reação
	
	
Pb2+ + ZnZn2++ Pb
	Precipitado de zinco
	Precipitado de zinco
	
3 – Reação com Hidróxidos
	
Al+2NaOHNa2AlO2+H2
	Bolhas
	Bolhas
	
	
Cu+ NaOH
	Sem reação
	Semreação
	
	Fe+NaOH
	Sem reação
	Sem reação