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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 ................................................................................... 2.Materiais e reagentes..................................................................................... 3.Procedimento experimental............................................................................
4.Resultados e Discussão................................................................................. 5.Conclusão...................................................................................... ................. 5.Anexos............................................................................................................ 6.Referências Bibliográficas..............................................................................
2-MATERIAIS E REAGENTES
3.1. Solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L;
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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
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
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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 H 2 O (^) (l) 2 NaOH (^) (aq) + H (^2) (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) + 2H 2 O (^) (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
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água, enquanto o segundo reage letamente. Ambos formam (OH -^ ) hidroxila através da reação. 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. Pode-se ressaltar que o cobre não é capaz de substituir o Hidrogênio do ácido. Os resultados literários indicam que a reatividade de certos metais são determinados com a combinação de extremas condições; eletropositividade (tendência de um átomo perder elétrons), concentração do ácido, temperatura, superfície de contato interferiram na velocidade da reação.
4.3.2. Ácido sulfúrico ( H 2 SO 4 ) e Nítrico (HNO 3 )diluídos não reagiram com o cobre. O cobre tem eletropositividade alta, devido sua classificação na tabela periódica, como isso, Cu não tem potencial de oxidação necessário para deslocar o hidrogênio de ambos os ácidos.
4.3.3. Ao adiciona pequenas aparas de ferro (Fe) no ácido clorídrico ocorreu reação entre os mesmos. Apresentou-se uma leve efervescência, movimento das aparas no recipiente e a liberação de bolhas de Hidrogênio. Observe a reação:
Fe (^) (s) + 2HCl(l) FeCl (^) 2(aq) + 2H (^) 2(g)
Nessa reação o ferro substitui o Hidrogênio do acido formando Cloreto de ferro II (FeCl 2 ).De acordo com as pesquisas realizadas observou-se, que a concentração do ácido Clorídrico interferiu na velocidade da reação.
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formando H 2 (g). O íon Cl -^ (aq) não participa efetivamente da reação de oxi-redução, atuando como compensador de carga. A reação é dada a seguir:
Zn (^) (s) + 2 HCl (^) (aq) ZnCl (^) 2(aq) (II) + H 2 (g) 4.3.7. No recipiente contendo Zinco e ácido sulfúrico aconteceu à seguinte reação: Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H (^2) Observou-se que na superfície do metal continha uma camada protetora. Essa camada são óxidos de zinco formados pela reação do zinco com o oxigênio da atmosfera. Na reação entre o Zn e H 2 SO 4 foram formandos gás hidrogênio e Sulfato de zinco como mostra a equação acima. A mesma ocorreu letamente.
4.3.8. Na presença de ácido Nítrico, o zinco reage rapidamente liberando nitrato de zinco e H 2 O. Vale ressaltar que devido à sua a capacidade de oxidação, o ácido nítrico não doa prótons e com isso, não há liberação de hidrogênio durante a reação. Veja a reação:
2Zn + 4HNO 3 2Zn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O + 2NO
4.3.9. O Chumbo (Pb) em contato com os ácidos utilizados nos experimentos anteriores não reagiu. Do ponto de vista literário, o Pb reage letamente com os ácidos nítrico e clorídrico caso estivessem concentrados.
Reação do chumbo com ácido clorídrico Pb + 2HCl PbCl 2 (II) +H 2
Reação do chumbo com ácido nítrico
2Pb + 4HNO 3 2 Pb(NO 3 ) 2 +2H 2 O + 2NO
Reação do chumbo com ácido Sulfúrico
Pb + 2HCl não reage
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4.3.10. Ao adicionar aparas de cobre no béquer contendo ácido nítrico concentrado a 6 mol/L, ocorreu uma reação exotérmica com dissolução rápida. O cobre reage com o ácido formando nitrato de cobre (de coloração verde), libera óxido de nitrogênio e água. A cor verde da solução é produzida pela combinação da cor azul do íon Cu2 +^ aquoso com a cor castanha do dióxido de nitrogênio dissolvido: : Cu+ 4H +^ + NO 3 -^ Cu 2+^ + NO + 2H 2 O
Em seguida 2NO + O 2 2NO (^2)
Por apresentar um forte agente oxidante na sua estrutura, (ânion NO 3-) o ácido reage com cobre. Observou-se que o gás desprendido apresentava coloração marrom. O gás NO reage com o O 2 do ar, formando NO2. A equação
é dada acima.
5-CONCLUSÃO
Gás marromGás incolor
O sódio é um metal altamente reativo. O querosene protege o sódio, evitando que ocorra reação com o O 2 do ar após retirar o metal do recipiente. Pois, o mesmo, oxida-se facilmente. 6.2. Por que imediatamente após o corte, o sódio escurece a superfície exposta? Por ser altamente reativo, ao cortar o sódio, o mesmo reage com o O 2 do ar formando óxidos sobre a sua superfície do metal. Esses óxidos escurecem a parte exposta. Observe a reação:
4Na + O 2 2Na 2 O
6.3. Abaixo, encontra-se a listagem de alguns metais em ordem crescente de reatividade (fila ou série eletroquímica). O hidrogênio foi incluído na série, para compreender a reação dos ácidos com metais. Os metais acima do hidrogênio reagem facilmente com ácidos e desloca hidrogênio do mesmo. Os que se encontram abaixo do hidrogênio são menos reativos. Tabela Série de atividade dos metais K Potássio Ca Cálcio Na Sódio Mg Magnésio Al Alumínio Zn Zinco Fe Ferro Sn Estanho Pb Chumbo H Hidrogênio Cu Cobre Hg Mercúrio Ag Prata Au Ouro
7-REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
SILVA, R. R. da, Bocchi, N., Rocha-Filho, R. C. Introdução à Química Experimental. São Paulo, McGraw-Hill, 1990. CARVALHO, Geraldo Camargo de. Química para o ensino Médio. 3ª ed. v. único. Scipione, 2003.
BRADY, J. E., Russel, J. W. e Holum, J.R.; Química Geral. A Matéria e Suas Transformações, Livros Técnicos e Científicos, 3ª Ed, 2003, cap. 5.
KOTZ J. C;TREICHEL JR. P. M. Química Geral II e Reações Químicas. 5ª ed. São Paulo: Thomson,LEE, J. D. Química Inorgânica: não tão Concisa (Ed. Edgard Blücher Ltda, 5ª. Ed.),1999.
PORTAL são Francisco. Propriedades Periódicas dos Elementos. Disponível em:http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/prorpriedades-periodicas-dos- elementos-quimicos/propriedades-periodicas-dos-elementos-2.php Acesso: de abril de 2010.
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WIKIPÉDIA, a enciclopédia livre. Reação química. Disponível em:http:// pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica Acesso:20 de abril de 2010.
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MSPC. Página da tabela periódica. Sódio. Disponível em: http:// www.mspc.eng.br/quim1/quim1_011.asp Acesso:21 de abril de 2010.
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