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ÍNDICE
- INTRODUÇÃO..................................................................................................
- OBJETIVO..........................................................................................................
- MATERIAIS E REAGENTES............................................................................
- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL..............................................................
- RESULTADOS E DICUSSÃO...........................................................................
- CONCLUSÃO....................................................................................................
- BIBLIOGRAFIA...............................................................................................
- ANEXO.............................................................................................................
INTRODUÇÃO
A química trata essencialmente das reações químicas, sendo estas responsáveis pela reprodução e crescimento dos seres vivos, sobre as condições pelas quais isto é possível, pela deterioração dos alimentos, pela corrosão de metais etc. Normalmente pensa-se que o fenômeno é algo fora do comum. Contudo, em ciências, o conceito é bastante amplo, envolvendo qualquer mudança pela qual passa a matéria. Os fenômenos são divididos em duas classes gerais: fenômenos químicos e físicos. Fenômenos físicos: são aqueles que não alteram a natureza das substâncias, ou seja, as substâncias sofrem modificação sem se transformarem outras substâncias diferentes. Os fenômenos físicos mais comuns são aqueles que envolvem mudança de estado físico da matéria que conforme sabemos podemos se apresentar nos estados sólido, líquido e gasoso, designados como estado físico da matéria. Fenômenos químicos: são aqueles que a transformam as substâncias em outra, havendo portanto, mudança na natureza da substância. Quando ocorre fenômeno químico, uma ou mais substâncias desaparecem dando origem a nova ou novas substâncias. Os metais zinco, ferro e alumínio são atacados pelo ácido clorídrico. Nestas reações, o metal desloca o hidrogênio do ácido, tomando seu lugar e formando um sal. (1). Uma das principais atividades da química é o estado das reações que são, essencialmente, combinações dos elementos e seus componentes para formar novos compostos. Uma reação química é freqüentemente representada por uma equação balanceada, mostrando as quantidades relativas de reagentes e produtos e seus estados físicos. A equação química não nos mostra as condições experimentais ou se qualquer energia (seja sob forma de calor ou luz) está envolvida. Além disso, a equação química, por si só, não indica se uma reação é explosiva ou quanto tempo demora a acontecer. Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea. O bloco s são divididos em dois grupos na tabela periódica, o grupo 1 (1A) chamado de metais alcalinos e o grupo 2 (2A) chamado alcalinos terrosos. Os metais alcalinos são formados pelos seguintes metais: lítio (Li), sódio (Na),
MATERIAIS E REAGENTES
- Solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L
- Solução de ácido sulfúrico 1,0 mol/L
- Solução de ácido nítrico 1,0 mol/L
- Solução de fenolftaleína
- Metais: Ferro, Cobre, Zinco, Alumínio e Chumbo
- Sódio metálico
- Fita de magnésio
- Tubos de ensaio
- Pipetas graduadas
- Placa de petri
- Vidro de relógio
- Espátula
- Fósforo
- Pinça
RESULTADOS E DICUSSÃO
4.1 - O sódio metálico tem aparência opaca, fica imerso em querosene devido a alta reatividade com água, nunca é encontrado livre na natureza. Quando cortado o sódio tem brilho característico dos metais, tem textura um pouco diferente dos outros metais, é menos duro do que outros, podendo ser cortado com uma faca ou espátula e com o passar do tempo o sódio metálico estando exposto ao ambiente ele volta a tomar a cor opaca, a semelhança da cor bege. O pequeno pedaço que foi posto na placa de petri, adicionando água destilada, vagarosamente com uma pisseta, reagiu violenta e rapidamente, devido a sua alta reatividade e explosividade. A reação 2 Na (^) (s) + 2 H 2 O(l) NaOH (^) (aq) + H 2 (g) Hidróxido de sódio e hidrogênio. Quando adicionado as duas gotas de fenolftaleína a solução restante na placa de petri ficou rosa, indicando a formação de uma base. 4.2- Depois de ter lixado a fita de magnésio e tê-la colocado na água, observou-se que a mesma tinha uma cinética de reação menor do que a amostra anterior, liberou o gás hidrogênio presente na água, quando foi adicionado fenolftaleína ficou rosa, também indicando a formação de uma base, o hidróxido de magnésio, o magnésio reage com o oxigênio e forma o óxido, os metais da família 1A e 2A , os metais alcalinos e alcalinos-terrosos formam hidróxido. A reação pode ser representada pela seguinte equação balanceada: Mg( s ) + 2H 2 O( l ) → Mg(OH) (^) 2( aq ) + H (^) 2( g) 4.3.1- As tabelas a baixo representam os dados experimentalmente obtidos das reações de ácidos com metais e suas equações balanceadas:
Ácido clorídrico com metais:
Metais Observações: Zinco Cinética de reação lenta, libera hidrogênio em forma de gás, reação: 2 HCl(aq) + Zn(s) ZnCl2(aq) + H (^) 2(g). Cobre Não esboçou nenhuma reação com o ácido clorídrico Ferro Após alguns segundos, reagiu liberando hidrogênio, reação representada por: 2 HCl (^) (aq) + Fe(s) FeCl (^) 2(aq) + H (^) 2(g) Alumínio Após lixar, apresentou cinética de reação rápida, também libera hidrogênio, reação: 6 HCl(aq) + 2 Al (^) (s) 2 AlCl(aq) + 3 H (^) 2(g) Magnésio É uma mistura exotérmica, cinética de reação rápida, liberando hidrogênio, que é inflamável e explode dependendo da proporção. 2 HCl (^) (aq) + 2Mg(s) 2 MgCl(aq) + H (^) 2(g) Chumbo Reage e apresenta cinética de reação rápida, liberando hidrogênio.
Pb (^) (s) + 2 HCl (^) (aq) 2 PbCl (^) 2(aq) + H (^) 2(g)
Ácido nítrico com metais:
Metais Observações Chumbo Liberou hidrogênio na reação, cinética de reação rápida.
Pb(s) + 2 HNO3(aq) Pb(NO)2(s) + H (^) 2(g) Cobre Não esboçou nenhuma mudança de comportamento ou estado. Alumínio O alumínio reagiu com o ácido nítrico, ficou verde.
2HNO (^) 3(aq) + Al (^) (s) Al(NO)3(aq) + H (^) 2(g) zinco Os gases libertados consistem em dióxido de azoto e hidrogênio molecular que resultam, respectivamente, da redução do íon nitrato (NO 3 -^ ) e da redução do íon H+^ , pelo zinco metálico que, por sua vez, oxida-se a íon Zn 2 +, ficando em solução com íon sulfato. Ferro Reagiu, tirou toda a ferrugem do ferro e tomou coloração esverdeada e depois foi escurecendo.
2 HNO (^) 3(aq) + Fe (^) (s) Fe(NO) (^) 3(aq) + H (^) 2(g)
Ácido sulfúrico com metais:
Metais Observações Chumbo É uma mistura exotérmica, reagiu rapidamente e liberou hidrogênio em forma de fumaça, na reação, diminuindo assim, o volume do chumbo. Pb (^) (s) +H 2 SO (^) 4(aq) PbSO4(aq) + H(g) Ferro Não teve cinética de reação tão rápida quanto o chumbo, mas reagiu e também liberou hidrogênio.
H 2 SO (^) 4(aq) + Fe(s) FeSO (^) 4(aq) + H (^) 2(g). Cobre Não reagiu Alumínio Reagiu rapidamente, liberando hidrogênio:
H 2 SO (^) 4(aq) + Al (^) (s) AlSO4(aq) + H (^) 2(g) Zinco Quando se adiciona uma pequena quantidade de ácido sulfúrico ao zinco granulado, verifica-se imediatamente a libertação intensa de um gás. O gás libertado é o hidrogênio molecular que resulta da redução do íon H +, pelo zinco metálico que, por sua vez, oxida-se a
CONCLUSÃO
Confirmou-se experimentalmente que os metais alcalinos e os alcalinos terrosos têm alto potencial de reação, concluiu-se também, que o sódio metálico e o magnésio quando reagem com água formam hidróxido de sódio e hidróxido de magnésio respectivamente, o sódio metálico reage violentamente com água, daí o motivo de armazenar em querosene, enquanto o magnésio não tem cinética de reação tão alta. Nas reações de ácidos com metais, em todas as reações houve o desprendimento, ou seja, liberação de hidrogênio, embora nem todas tivessem cinéticas de reação iguais. Somente o cobre não apresentou e não sofreu nenhum tipo de reação.
BIBLIOGRAFIA
1-DA SILVA, Edson Braga. , DA SILVA, Ronaldo Henrique., curso de química 1, São Paulo, editora Harper & Row do Brasil LTDA, 1979. Páginas 395 a 405.
2- Disponível em < http://educa.fc.up.pt/experiencias.php?id=69 > Acessado em 22 de Abril de 2010.
