Reaçoes com metais

Reaçoes com metais

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Universidade Estadual Do Sudoeste Da Bahia

Departamento De Química e Exatas – DQE

Disciplina: Química Geral experimental I

Turno: Noturno I semestre

Experimento 03

classificação periódica e reatividade química

camila souza santos

jequié-ba

abril/ 2010

1-sumário

1.Introdução e objetivo ...................................................................................03

2.Materiais e reagentes.....................................................................................05

3.Procedimento experimental............................................................................06

4.Resultados e Discussão.................................................................................07

5.Conclusão.......................................................................................................12

5.Anexos............................................................................................................13

6.Referências Bibliográficas..............................................................................14

2-MATERIAIS E REAGENTES

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3.1. Solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L;

3.2. Solução de acido sulfúrico 1,0 mol/L;

3.3. Solução de acido nítrico 1,0 mol/L;

3.4. Solução de fenolftaleína;

3.5. Metais: Ferro, Cobre, Zinco, Alumínio e Chumbo;

3.6. Sódio metálico;

3.7. Fita de magnésio;

3.8. Tubos de ensaio;

3.9. Pipetas graduadas;

3.10. Placa de petri;

3.11. Vidro de relógio;

3.12. Espátula;

3.13. Pinça.

3-INTRODUÇÃO

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Nas reações químicas os elementos combinam-se para formarem novos compostos. Sendo a junção dos elementos o reagente e os novos compostos os produtos. Fatores contribuem para velocidade das reações, como:

  • Natureza dos reagentes: certas reações são naturalmente mais lentas do que outras;

  • Concentração dos reagentes: O aumento da concentração dos reagentes aumenta o número de colisões efetivas e conseqüentemente altera a velocidade da reação;

  • Temperatura: Ao aumentar a temperatura ocorre um aumento de energia cinética (agitação das moléculas) com isso, o número de colisões efetivas aumenta; 

  • Superfície de Contato: Ao aumentar a superfície de contato (triturar o objeto), aumenta o número de colisões efetivas e logo um aumento na velocidade de reação;

  • Catalisador: é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser efetivamente consumida no processo, pois abaixa a energia de ativação.

A maioria dos metais reage com ácido liberando hidrogênio gasoso e sal. Na reação com água há liberação OH- (hidroxila provenientes das bases dos hidróxidos) e gás hidrogênio.

Os metais do dos grupos 1A e 2A reagem facilmente devido à capacidade de doar elétrons. Os primeiros têm alta tendência para reagir com água e oxigênio. Estes são altamente eletropositivos e reativos.

Os segundos, também reagem com água, porém, não tão rápido como os metais alcalinos. Com halogênios formam sais iônicos.

Assim, a reatividade dos elementos químicos está vinculada à sua capacidade de ganhar ou perder elétrons. Enfim, os elementos mais reativos serão tantos os metais que perdem elétrons com maior facilidade, quanto os ametais que ganham elétrons com maior facilidade.

OBJETIVO

Estudar a reatividade de alguns elementos químicos situados em diversos grupos da classificação periódica.

3-PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

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3.1. Reação do Sódio com água.

3.1.1. Pegou-se com uma pinça um pedaço pequeno de sódio metálico que encontrava-se imerso em querosene. O mesmo foi colocado sobre uma folha de papel de filtro e cortado com uma espátula. Observou-se a aparência da superfície recém-cortada.

3.1.2. Colocou-se em uma cuba aproximadamente 50 mL de água destilada.

3.1.3. Com o auxilio de uma pinça, foi colocado o pequeno pedaço de sódio na cuba contendo água.

3.1.4. Foram colocadas três gotas de fenolftaleína na cuba onde correu a reação.

3.2. Reação do magnésio com água.

3.2.1. Com o auxilio de uma espátula, lixou-se uma fita de magnésio. Em seguida, a mesma foi colocada em um tubo de ensaio contendo um pouco de água destilada e 2 a 3 gotas de solução de fenolftaleína a 0,1% (m/v).

3.2.2. Esperaram-se alguns minutos e anotou-se o que foi observado.

3.3. Reação de metais com ácidos.

3.3.1. Colocou-se em cinco tubos de ensaios cerca de 2 mL da solução de ácido clorídrico.

3.3.2. Adicionaram-se pequenas aparas de cobre, ferro, alumínio, zinco e chumbo em tubos diferentes.

3.3.3. Repetiu-se o mesmo procedimento utilizando a solução de ácido sulfúrico e ácido nítrico.

3.3.4. Com o auxilio da capela, foi manipulado ácido nítrico concentrado e colocado em um béquer. Em seguida, foram adicionadas pequenas aparas de cobre.

4-RESULTADOS E DISCUSSÕES

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4.1. Reação do Sódio com água.

4.1.1. Ao retirar o Sódio que estava imerso em querosene e cortar uma pequena parte, observou-se que a parte exposta ao ar tem coloração prata metálica. O mesmo perde brilho até criar uma camada sobre a superfície do metal.

Em contato com a água, o Sódio metálico reage violentamente. Observe a ração:

2 Na(s) + 2 H2O (l)    2 NaOH (aq) + H2 (g)

A reação é exotérmica (reação química que libera calor), libera gás hidrogênio e forma hidróxido de sódio. Na adição de 3 gotas de fenolftaleína, obteve-se coloração rosa, devido a característica básica do produto formado.(NaOH) Hidróxido de Sódio. Ao passar alguns minutos, a solução perdeu a coloração observada, tornando-se incolor.

4.2. Reação do magnésio com água.

4.2.1. Ao lixar a fita de magnésio, removeu-se uma fina camada de oxido ocorrendo à liberação de um pequeno brilho metálico. Inserido-se o Mg na solução de água destilada e fenolftaleína, houve liberação de gás hidrogênio e uma leve coloração rosa na superfície do metal. A reação obteve produto de característica básica. Observe:

Mg(s) + 2H2O (l) Mg(OH)2 (aq) + H2 (g)

A reação que ocorre entre a água e o magnésio acontece lentamente devido a fina camada de óxido que se forma sobre o Mg. Essa camada protetora óxido de magnésio (MgO) dificulta a reação entre muitas substâncias, especialmente à temperatura ambiente.

Ao passar alguns minutos, observou-se que a solução contida no tubo, apresentava-se com total coloração rosa. Em outras palavras, o (Mg) Magnésio reagiu com a água, formando a base Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2.

O comportamento os dois metais utilizados nos experimentos anteriores não são iguais devido à posição na tabela periódica. O Na é um elemento do grupo alcalino. Já o Mg pertence ao grupo dos metais alcalinos terrosos. O primeiro reage ligeiramente com água, enquanto o segundo reage letamente. Ambos formam (OH-) hidroxila através da reação.

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4.3. Reação de metais com ácidos.

4.3.1. O ácido clorídrico (HCl) em contato com o Cobre(Cu) não reagiu. Observe:

Cu(s)+HCl(l) não reagiu

O comportamento do cobre pode ser explicado com base na fila eletroquímica, pois a mesma mostra que o cobre tem baixa tendência de oxidação, o ácido clorídrico não é um forte agente oxidante sendo incapaz de reagir com o Cobre. A fila eletroquímica encontra-se no anexo 6.3.

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