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Quimica Experimental - Relatorio REAÇÕES COM METAIS

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Published on February 20, 2014

Author: jamaralgeo

Source: slideshare.net

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Faculdade de Engenharia, Arquitetura e Urbanismo RELATÓRIO REAÇÕES COM METAIS Santa Barbara D’Oeste 2013

Faculdade de Engenharia, Arquitetura e Urbanismo RELATÓRIO REAÇÕES COM METAIS Evilene Maria Miron Gustavo César Gustavo P. Carvalho Jéssica Amaral Mário Júnior Fugimoto Docente Mauri Wilson Casale Laboratório de Química – Disciplina de Química e Cotidiano 2 Santa Barbara D’Oeste 2013

Conteúdo I. Introdução Teórica ..............................................................................................................................4 II. Objetivo ..............................................................................................................................................5 III. Metodologia ........................................................................................................................................5 Materiais ..................................................................................................................................... 5 Reagentes.................................................................................................................................... 5 IV. Procedimentos experimentais .............................................................................................................6 Procedimento 1 - Reações do ácido clorídrico com metal ......................................................... 6 Procedimento 2 - Reações entre metais ...................................................................................... 7 V. Uso da Tabela de Potenciais de Oxirredução entre Metais .................................................................9 VI. Conclusão..........................................................................................................................................10 VII. Referencia Bibliográfica ...................................................................................................................10 3 Santa Barbara D’Oeste 2013

I. Introdução Teórica A série eletroquímica dos metais, também chamada de “escala de nobreza” ou de “fila de reatividade química”, dispõe os elementos em ordem decrescente de reatividade (isto é, cada elemento é mais reativo do que os que vêm depois dele) e em ordem crescente de nobreza (isto é, cada elemento é menos nobre do que os que vêm depois dele). Quanto mais reativo é o elemento, tanto menos nobre ele é. Quanto mais nobre o elemento, menor será a sua reatividade química. O ouro (Au), a platina (Pt) e a prata (Ag) têm baixa reatividade química e são exemplos de metais nobres. São chamados de “nobres” porque mais dificilmente sofrem o “ataque” químico de outras substâncias químicas. Maior reatividade, menor nobreza Li > K > Rb > Cs > Ba > Sr > Ca > Na > M > Al > Mn > Zn > Fe > Co > Ni > Pb > H > C > Hg > Ag > Pd > Pt > Au Vejamos por exemplo a reação química entre o magnésio e o sulfato de zinco, que produz sulfato de magnésio e zinco: O magnésio deslocou o zinco porque é mais reativo do que ele, isto é, o Mg vem antes do Zn na fila de reatividade dos metais. A reação Zn + MgSO4 não ocorre porque Zn, sendo menos reativo que o Mg, não desloca de seus compostos, isto é, Zn vem depois de Mg na fila de reatividade. A fila de reatividade nada mais é do que a tabela de potenciais normais de oxirredução. Pode-se calcular a força eletromotriz (FEM) ou voltagem dessas reações utilizando a tabela dos potenciais normais de oxirredução. 4 Santa Barbara D’Oeste 2013

II. Objetivo Comprovar experimentalmente, que as reações de deslocamento entre metais ocorrem segundo a fila de reatividade química ou a tabela de potenciais de oxirredução. III. Metodologia Materiais 1. Tubos de ensaio; 2. Estantes para tubos de ensaio; 3. Pipetas de 10 ml; Reagentes 1. Acido Clorídrico a 10% (HCl) 2. Sulfato de Cobre a 10% (CuSO₄) 3. Sulfato de Zinco a 5% (ZnSO₄) 4. Sulfato de Magnésio a 5% (MgSO₄) 5. Cloreto de Sódio a 5% (NaCl) 6. Nitrato de Prata a 2% (AgNO₃) 7. Magnésio metálico em aparas (Mg) 8. Alumínio metálico em aparas (Al) 9. Zinco metálico em aparas (Zn) 10. Ferro metálico em fragmento (Fe) 11. Cobre metálico em fragmento (Cu) 5 Santa Barbara D’Oeste 2013

IV. Procedimentos experimentais Procedimento 1 - Reações do ácido clorídrico com metal Se pega cinco tubos de ensaio e adiciona-se HCl a 10%, até um terço do volume de cada um. 1. Adiciona-se aparas de magnésio a um dos tubos; É possível observar uma efervescência da solução quando o magnésio é adicionado, e o aquecimento do tubo de ensaio. A reação demonstrada abaixo ocorreu porque o magnésio é mais reativo que o hidrogênio, assim, Mg desloca H da solução. Reação: Mg + 2HCl → MgCl2 + H₂ 2. Adiciona-se em outro tubo, aparas de alumínio; O alumínio demora um pouco mais para reagir se comparado com o magnésio, provavelmente pela sua posição na fila de reatividade química. A reação não apresenta uma efervescência grande como no caso do magnésio. Reação: 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂ 3. Adiciona-se aparas de zinco em outro tubo, e espera-se alguns minutos; O zinco reage e a solução de HCl adquire uma coloração branca, e apresenta certa efervescência ocasionada pela liberação de H2. A reação ocorre porque o zinco, posicionado antes do hidrogênio na fila de reatividade química, consegue deslocar os átomos de hidrogênio da solução de HCl. Reação: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ 4. Ao quarto tubo contendo HCl, adiciona-se um fragmento de ferro, e espera alguns minutos; Aparentemente não houve reação, embora de acordo com a fila de reatividade química o ferro esteja situado anterior ao hidrogênio. Ocorre uma reação de simples troca. Reação: 2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂ 6 Santa Barbara D’Oeste 2013

5. Ao quinto tubo se adiciona alguns fragmentos de cobre; Não é possível observar reação, uma vez que o Cu se encontra depois do hidrogênio na fila de reatividade química, logo ele não etapas de deslocar o hidrogênio do HCl. Dentre todos os procedimentos listados no item neste primeiro procedimento, o que apresentou uma maior reatividade com o ácido, foi o magnésio, que por sinal é o primeiro entre os metais utilizados na lista de reatividade. Logo se pode concluir que a reatividade varia de acordo com a posição do metal na série eletroquímica. Então, todos os metais anteriores ao hidrogênio reagirão com ácido, que apresenta hidrogênio em sua estrutura, e todos os que estão após o hidrogênio não reagirá com ácidos. Procedimento 2 - Reações entre metais 6. Coloca-se solução de sulfato de cobre a 10% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume. Adiciona-se então algumas aparas de zinco e espera-se alguns minutos; É possível perceber uma determinada crosta marrom sobre as aparas de zinco, provavelmente devido ao fato de o zinco deslocar os átomos de cobre da solução. Também é possível perceber que a solução sofre uma leve descoloração, tornando-se mais clara. Reação: Zn + CuSO₄ → 4Cu + ZnSO₄ 7. Coloca-se mais uma vez sulfato de cobre a 10% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume, adiciona-se algumas aparas de magnésio e espera-se alguns minutos. A solução apresenta uma efervescência. O magnésio reage coma solução, ocupando o lugar do cobre, uma vez que é mais reativo. Reação: Mg + CuSO4→ Cu + MgSO4 8. Coloca-se solução de sulfato zinco a 5% em um tubo de ensaio até 1/3 do volume, adiciona-se algumas aparas de cobre e agita. Não é possível visualizar alguma reação, pois o cobre não conseguiria deslocar o zinco. 7 Santa Barbara D’Oeste 2013

9. Coloca-se sulfato de magnésio a 5% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume, adiciona-se algumas aparas de cobre e observa-se. Não ocorre reação, pois o cobre não consegue deslocar o magnésio da solução, que é mais reativo. 10. Coloca-se solução de cloreto de sódio a 10% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume, adiciona-se aparas de cobre e observa-se. Não há reação. Isso ocorre devido a posição do sódio, presente na solução. O Na está em posição anterior ao sódio, sendo, portanto mais reativo. 11. Coloca-se solução de cloreto de sódio a 10% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume, adiciona-se aparas de alumínio e observa-se. Não há reação. Isso ocorre devido a posição do sódio, presente na solução. O Na está em posição anterior ao alumínio, sendo, portanto mais reativo. 12. Coloca-se solução de cloreto de sódio a 10% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume, adiciona-se aparas de zinco e observa-se. Não há reação. Isso ocorre devido a posição do sódio, presente na solução. O Na está em posição anterior ao zinco, sendo, portanto mais reativo. 13. Coloca-se solução de nitrato de prata a 2% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume, adiciona-se aparas de magnésio, e agita-se. A solução apresenta uma varia na coloração, tornando-se marrom. Tal fato nos leva a suposição de uma reação entre o magnésio e a solução, uma vez que o magnésio é mais reativo que a prata. 14. Coloca-se solução de nitrato de prata a 2% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume, adiciona-se aparas de zinco, e agita-se. Obtém um rápido crescimento de um sólido de cor esverdeada antes de chegar ao fundo do tubo de ensaio. O zinco reage com o nitrato de prata numa reaçãoo de simples-troca, formando o nitrato de zinco e prata. Ocorre porque o zinco é um metal mais reativo que a prata. Reação: 2AgNO3→ 2Ag+ Zn(NO3)2 8 Santa Barbara D’Oeste 2013

V. Uso da Tabela de Potenciais de Oxirredução entre Metais Questões de verificação a) Pt + HCl → NÃO REAGE b) Ag + HCl → NÃO REAGE c) Ca + H2SO4 → CaSO4 + H2 d) Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4 e) Cu + ZnSO4 → NÃO REAGE f) Fe + PbS → NÃO REAGE g) K + Bal2 → NÃO REAGE h) Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3) 2 + 2Ag i) 2Al + 3Pb(NO3)2 → 2Al(NO3) 2 + 3Pb j) Sn + PtCO3 → SnCO3 + Pt Com a tabela de potenciais de oxirredução e da série de reatividade química dos metais, a partir do intervalo de transição ou do potencial padrão do indicador é possível prever a coloração deste em um meio com potencial definido. Por outro lado, a variação do potencial no curso da titulação, especialmente perto do ponto de equivalência, pode ser calculada. Finalmente, como são conhecidos muitos indicadores de oxirredução, com diferente potencial padrão, pode-se escolher o mais apropriado para cada titulação. Com a serie de reatividade química dos metais é possível a comparação de vários metais, com isso consegue-se determinar quais têm maior tendência e menor tendência de ceder elétrons. 9 Santa Barbara D’Oeste 2013

VI. Conclusão A partir da fila de reatividade dos metais podemos prever a ocorrência de algumas reações de deslocamento. E a partir dos potenciais de redução podemos selecionar substâncias que são bons agentes oxidantes e redutores. Nas reações de metais com ácidos, o Hidrogênio só será deslocado pelos metais mais reativos que ele. Sendo assim, com os metais nobres não ocorre esse tipo de reação. VII. Referencia Bibliográfica ALUNOS Online; FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Reatividade dos metais. Disponível em http://www.alunosonline.com.br/quimica/reatividade-dos-metais.html. Acessado em 17 de Abril de 2013. CANTO, Eduardo Leite do; PERUZZO, Francisco Miragaia. Química na abordagem do cotidiano – Volume único. Editora Moderna. MUNDO Educação; FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Reatividade de metais com ácidos. Disponível em http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/reatividademetais-com-acidos.htm . Acessado em 17 de Abril de 2013. "Reatividade Dos Metais" TrabalhosFeitos.com. Setembro de 2012. Acessado 17 de Abril de 2013. http://www.trabalhosfeitos.com/ensaios/Reatividade-Dos- Metais/346974.html UNIVERDIDADE FEDEREAL DE JUIZ DE FORA. Aula Prática nº 11: Volumetria de Oxirredução. Disponível em http://www.ufjf.br/baccan/files/2011/05/Aula_pratica_11.pdf . Acessado em 17 de Abril de 2013. 10 Santa Barbara D’Oeste 2013

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