Relatorio aula prática 1 reações de metais com acidos e bases

Disciplina: Química Inorgânica

Relatório Aula Prática 1

Reações de Diversos Metais com Ácidos e Bases

Professora: Silvia Vaz Guerra Nista

Disciplina: Química Inorgânica

Relatório Aula Prática 1

Reações de Diversos Metais com Ácidos e Bases

Alunos: Alex Giatti Cavichiolli

RA - 0160228

Luiz Carlos Penha

RA - 20171071

Maik Willyan

RA - 20161044

Carlos Alberto Meneguim

RA - 20150961

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Sumário 1.

Introdução: .......................................................................................................................... 4

2.

Objetivo:............................................................................................................................... 4

3.

Material e Métodos.............................................................................................................. 4 3.1 Vidrarias/Equipamentos ................................................................................................... 4 3.2 Reagentes ........................................................................................................................... 4

4.

Procedimentos...................................................................................................................... 5

5.

Resultados e Discussão ........................................................................................................ 5

6.

Questionário....................................................................................................................... 10

7.

Conclusão ........................................................................................................................... 11

8.

Bibliografia ........................................................................................................................ 12

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1. Introdução: A reatividade dos elementos químicos está diretamente relacionada com a capacidade que cada elemento possui de doar elétrons, ou seja, sua eletropositividade, quanto mais eletropositivo o elemento mais reativo ele é. Esta reatividade é observada através da "escala de nobreza" ou "fila de reatividade", onde os elementos são dispostos em ordem crescente de reatividade e decrescente de nobreza.

Sendo assim conclui-se que quanto mais reativo é o elemento, menos nobre ele será, e quanto maior a reatividade maior a capacidade de ser oxidar outros metais, ou seja, maior a força do agente redutor.

2. Objetivo: Analisar os potenciais de oxidação e redução dos materiais escolhidos e observar a reatividade dos materias.

3. Material e Métodos 3.1 Vidrarias/Equipamentos  Tubos de ensaio  Estante para tubos  Pipetas graduadas  Proveta  Espátulas  Banho-maria a 80°C 3.2 Reagentes  Ácido acético 20% (C2H4O2)  Ácido clorídrico 10% (HCL)  Ácido clorídrico 20% (HCL)  Hidróxido de sódio 10% (NaOH)  Ácido nítrico 10% (HNO3)  Ácido nítrico 20% (HNO3)  Agua oxigenada 10 Volumes  Alumínio (pedaços sólidos)  Zinco (pedaços sólidos)  Cobre (pedaços sólidos)

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4. Procedimentos I.

Para a primeira parte do experimento foram utilizados três tipos de metais, cobre (Cu); alumínio (Al) e zinco (Zn), com quatro partes cada um dos respectivos.

II.

Separou-se quatro tubos de ensaio, foram nomeados e pipetados 3ml de cada reagente, Tubo 1 C2H4O2 20%; Tubo 2  HCL 10%; Tubo 3 HCL 20%; Tubo 4 NaOH 10%

III.

Adicionou-se cada parte do metal nos tubos de ensaio. Anotou-se.

IV.

Repetiu-se o procedimento com os outros metais escolhidos.

V.

Para a segunda parte, com os metais que não reagiram no primeiro procedimento, no caso apenas o cobre (Cu) separou-se três novos tubos de ensaio e foram nomeados e pipetados 3ml dos novos reagentes:

Tubo 5  HNO3 10%; Tubo 6  HNO3 20%; Tubo 7  C2H4O2 e poucas gostas de H2O2.

VI.

VII.

No caso da reação não ser observada rapidamente transferiu-se os tubos de ensaio para o banho-maria, para acelerar a reação.

Colocou-se os tubos em uma estante e foram transferidos para banho-maria.

5. Resultados e Discussão

A imagem acima mostra a fila de reatividade dos metais, onde é observado os metais que reagem mais fácil ou tem mais tendência de doar elétrons ou ainda uma mais eletropositividade.

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Teste com Cobre:

Quatro tubos de ensaios foram identificados de 1 a 4, a qual se adicionou em cada um 3 ml dos reagentes (Ácidos/Base) conforme descrito abaixo: Tubo 1: Ácido acético 20% Tubo 2: Ácido clorídrico 10% Tubo 3: Ácido clorídrico 20% Tubo 4: Hidróxido de sódio 10% Como observado na fila de reatividade o cobre é um metal nobre e tem uma eletropositividade alta, com isso não tem potencial de oxidação necessário para deslocar o Hidrogênio, então não foi observado nenhuma reação com os ácidos, pois ambos são ácidos fracos e moderados e não agem como oxidantes. Já o ácido acético com algumas gotas de água oxigenada foi observado reação pois a água oxigenada é um ótimo agente oxidante. A mesma coisa acontece com o Hidróxido de sódio, pois o sódio tem um potencial bem mais alto que o Cu metálico, então também não foi observado nenhuma reação.

No caso do ácido nítrico foi observado a reação entre ambos após colocarmos em banho maria afim de acelerar a reação, observamos uma mudança de cor na solução, mas neste caso ouve uma oxirredução do cobre metálico para cobre +2. O ácido nítrico além de ser um ácido forte é um grande agente oxidante. Como o ácido nítrico esta diluído não ouve a formação de gases como o monóxido e dióxido de azoto.

O cobre será oxidado para a formação do nitrato de cobre com oxido de cobre como subproduto. Observe na reação que o cobre oxidado perde dois elétrons que foram transferidos para o produto.

Reação de oxirredução do cobre: Cu0 → Cu2+ + 2 e- + HNO3 → NO3 + H2O A mudança de coloração da solução é devido aos íons de cobre que podem formar um tipo de interação chamada de complexo de coordenação com as moléculas de água, e estes complexos dão a coloração azul.

Teste com Zinco: Quatro tubos de ensaios foram identificados de 1 a 4, a qual se adicionou em cada um 3 ml dos reagentes (Ácidos/Base) conforme descrito abaixo: Tubo 1: Ácido acético 20% Tubo 2: Ácido clorídrico 10% Tubo 3: Ácido clorídrico 20%

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Tubo 4: Hidróxido de sódio 10%

Nas reações do zinco metálico com o HCl foi observado de imediato a formação de bolhas no tubo de ensaio e formação de um gás.

Esta reação é possível pelo fato que o zinco é mais reativo que o hidrogênio, o zinco desloca o hidrogênio formando o cloreto de zinco (ZnCl2) e liberando o Hidrogênio em forma de gás.

Zn(S) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) No ácido acético acontece a mesma reação, o zinco desloca o hidrogênio que dá as características ácidas do ácido orgânico formando o acetado de zinco e a liberação do hidrogênio em forma de gás.

Zn(s) + H3CCOOH(aq) → H3CCOOZn(aq) + H2(g) Na solução de NaOH não houve reação, pois o sódio é da família dos alcalinos e é bem mais reativo que o zinco, assim não tendo reação espontânea.

Teste com Alumínio: Quatro tubos de ensaios foram identificados de 1 a 4, a qual se adicionou em cada um 3 ml dos reagentes (Ácidos/Base) conforme descrito abaixo: Tubo 1: Ácido acético 20% Tubo 2: Ácido clorídrico 10% Tubo 3: Ácido clorídrico 20% Tubo 4: Hidróxido de sódio 10% Em cada tubo de ensaio foi adicionado um pedaço de alumínio, a qual se observou as reações. O alumínio, por ser anfótero (comporta-se como base ou ácido, dependendo do meio), irá reagir tanto com os ácidos quanto com a base (hidróxido de sódio).

I.

Reação no tubo 1: Alumínio com ácido acético

Com adição do alumínio ao ácido acético, observou inicialmente que não ocorreu uma reação imediata. Fontes literárias elucidam que a reação ocorre lentamente visto que o ácido acético é um ácido fraco e o alumínio possui em sua superfície uma camada fina de óxido. A reação forma diacetato básico de alumínio (Al (CH3COO)3) e libera gás hidrogênio, conforme equação1.

2 Al(s) + 6 CH3OOH

2 Al(CH3COO)3 + 3 H2 (g) ↑

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equação 1

II.

Reação no tubo 2 e 3: Alumínio com ácido clorídrico 10% e 20%

Com a adição do alumínio aos tubos de ensaios contendo ácido clorídrico nas concentrações de 10% e 20% observou pela efervescência o princípio da reação e a liberação do gás hidrogênio. As velocidades da reação de oxidação do metal nos meios analisados podem ser comparadas mediante a intensidade do desprendimento gasoso e do tempo necessário para a dissolução total do material. Constatou que no tubo 2, em que a concentração de 10%, a reação é mais lenta, enquanto que, no tubo 3 , concentração de 20% , a reação ocorre de forma mais rápida. O aumento de temperatura é perceptível em ambos os casos, evidenciando que as reações executadas são exotérmicas.

Das reações, equação 2, verificou-se a formação do cloreto de alumínio e a liberação do gás hidrogênio.

2 Al(s) + 6 HCl III.

2 AlCl3 + 3 H2 (g) ↑

equação 2

Reação tubo 4: Alumínio com hidróxido de sódio 10%

Ao adicionarmos o alumínio ao hidróxido de sódio 10% foi possível observar a efervescência e também que a solução, ao se completar a reação, tornou-se esbranquiçada. A equação 3 apresenta a reação.

2 Al(s) + 6 NaOH (aq) → 2 Na3AlO3 + 3 H2(g) ↑

equação 3

A partir da análise da equação, se pode notar que a efervescência se deu pelo desprendimento de gás hidrogênio e que a cor branca da solução se deu pela presença de aluminato de sódio.

Em comparação com os demais metais (zinco e cobre) em meio álcali (hidróxido de sódio 10%), o alumínio dissolveu com maior facilidade visto que é mais reativo. A figura 1 apresenta a fila de reatividade química dos metais.

Figura 1: Fila de reatividade dos metais

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Fonte: Ebbah; Caracterização dos cátions Fe (III) e Cu (II).

A reatividade química dos metais varia com sua eletropositividade, logo, quanto mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência a perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade.

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6. Questionário a) Baseado nos resultados obtidos de reação, podemos afirmar que a velocidade de reação é diretamente proporcional a concentração do ácido ou base? Explique.

A lei da velocidade diz que a taxa de desenvolvimento das reações é diretamente proporcional ao produto da constante da reação pelas concentrações dos reagentes.

Por exemplo, considere a reação genérica a seguir: aA + bB → cC + dD Digamos que nós aumentemos a concentração dos reagentes A e B, o que acontecerá com a velocidade da reação? Bem, como a quantidade de partículas dos reagentes irá aumentar num mesmo espaço, haverá mais choques efetivos entre elas que resultarão no aumento da taxa de desenvolvimento da reação. O que significa que aumentará sua velocidade. b) Porque o alumínio foi totalmente dissolvido em solução de hidróxido de sódio a 10% e os demais metais não se dissolvem na mesma velocidade? Explique.

Em comparação com os demais metais (zinco e cobre) em meio álcali (hidróxido de sódio 10%), o alumínio dissolveu com maior facilidade visto que é mais reativo c) Porque não ocorre a reação de imediato dos metais em presença de ácido acético a 20%?

O ácido acético não é oxidante suficiente para reagir com os metais. d) Qual é a finalidade da adição de água oxigenada a essa reação? Explique o princípio envolvido Quando se adiciona o catalisador a essa reação, ela se processa mais rápido porque o catalisador muda o mecanismo da reação ou o caminho através do qual os reagentes se transformam nos produtos. Isso se dá porque esse caminho alternativo exige menor energia de ativação e, consequentemente, com uma energia de ativação menor, a reação se processará de forma mais rápida.

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7. Conclusão A pratica foi satisfatória, com ela foi possível observar a reatividade dos metais analisados e seu comportamento em meio ácido e básico.

A análise é bem fácil de ser observada por quando a reatividade entre os reagentes e os metais a formação de novos complexos em forma de gás ou na mudança de coloração na reação.

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8. Bibliografia MASTERTON, Willian L.; SLOWINSKI, Ermil J.; STANITSKI, Conrad L. Princípios de química. 6.ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1990. 681 p. http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.htm.(Acesso 26/08/2017) http://www.infoescola.com/quimica/liberacao-de-hidrogenio-por-reacoes-entre-metais-e-acidos/ (Acesso 26/08/2017) CONSTANTINO, Mauricio Gomes; SILVA, Gil Valdo José da; DONATE, Paulo Marcos.

Fundamentos de química experimental. São Paulo: Edusp, 2004 272p.

EBBA. Caracterização dos cátions. Disponível em: < http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAxi8AE/caracterizacao-dos-cations-fe-iii-cu-ii?part=2 >. Acesso em: 26 ago. 2017.

EM SÍNTESE. Aluminio em ácido e base. Disponível em: < http://www.emsintese.com.br/2011/aluminio-em-acido-e-base/ >. Acesso em: 26 ago. 2017.

QNESC. Experimentos com alumínio. Disponível em: < http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc23/a09.pdf >. Acesso em: 26 ago. 2017.

QUÍMICA NOVA. Rotas alternativas para síntese de matrizes catilíticas. Disponível em: < http://quimicanova.sbq.org.br/imagebank/pdf/Vol18No1_26_v18_n1_06.pdf >. Acesso em: 26 ago. 2017.

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