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Relatório de aula prática
Tipologia: Notas de aula
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Não perca as partes importantes!
Relatório apresentado à disciplina de Química aplicada à Biologia, do curso de Ciências Biológicas - Lic., semestre 2010.1, como requisito parcial para obtenção de nota sob a orientação do professor -----------.
Figura 02 - ( Á esquerda ) -tubos de ensaio com alguns metais em reação à solução de sulfato de cálcio. (Á direita) - tubo de ensaio contendo magnésio; ainda reagindo na água destilada........................................................................................
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Figura 03 - Reação de alguns metais com HCL...................................................... 10
Figura 04 – Tabela Períodica................................................................................... 10
ÍNDICE DE TABELAS
Tabela 01 - Reações com CuSO 4 .............................................................................. 9
Tabela 02 - Reações com HCl................................................................................... 11
Realizou-se, separadamente, algumas análises em misturas de metais com ácido clorídrico (HCl) e sulfato de cobre (CuSo 4 ), tendo como finalidade a constatação da reatividade de alguns metais; comparando-os e relacionando a
decorrência dos processos realizados, com as fundamentações teóricas expostas na bibliografia utilizada.
Apresenta-se aqui, o relatório da aula experimental realizada aos 24 dias do mês de Março do ano corrente, em presença do professor (----------) e da turma do 1º semestre do curso de ciência Biológicas, no laboratório de Química Inorgânica da Universidade. Em princípio, o objetivo deste relatório é de analisar e comentar as propriedades e resultados obtidos a partir das reações realizadas com alguns metais. Para que possamos compreender melhor os fenômenos aqui estudados e observados, iremos retomar algumas considerações importantes. As propriedades periódicas são características ou tendências que certos elementos químicos podem revelar, segundo a sua posição na tabela periódica, entre elas, destacam-se: Raio Atômico; Potencial de Ionização; Eletronegatividade; Eletropositividade e Afinidade Eletrônica A Tabela Periódica organiza-se em 18 colunas, sete filas e duas outras separadas do corpo da tabela. Cada coluna recebe o nome de grupo e contém elementos com propriedades químicas semelhantes. Os grupos são numerados em algarismos romanos na seguinte ordem: IA, IIA, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (que têm três colunas), IB, IIB, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA e VIIIA, ou 0. Nos grupos A estão os chamados elementos representativos, como o sódio ou o flúor, que possuem seus elétrons de máxima energia (os últimos que se escrevem ao se fazer sua configuração eletrônica) em subníveis s ou p. Nos grupos B estão os chamados elementos de transição, cujos elétrons de máxima energia estão situados em subníveis de tipo d, que não se encontram no nível mais externo. Os metais são um dos três grupos dos elementos distinguidos por suas propriedades de ionização e de ligação, junto com os metalóides e os não- metais. A maioria dos metais é quimicamente estável, com a exceção notável dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, encontrados nas duas primeiras colunas à esquerda da tabela periódica.
I I I.2. Métodos
Etapa I - Propriedades redutoras do Mg. Colocou-se água destilada em um béquer e dele foi transferido, com o auxílio de uma pipeta, 5mL para um tubo de ensaio. Adicionou-se duas gotas do indicador fenolftaleína; seguida de um pedaço de fita de Mg (magnésio).
Etapa II - Deslocamento dos metais com seus sais. Etiquetou-se cinco tubos de ensaio com identificação e numa estante para tubos, arrumou-os seguindo a seguinte ordem : Cu, Fe, Zn, Pb e Al. Prontamente acrescentou-se a cada recipiente seus respectivos metais, e em seguida, adicionou-se 3mL de uma solução de sulfato de cobre (CuSO4 mol/L). Etapa III: Reações de alguns metais com ácido. Foram etiquetados e adicionado a seis tubos de ensaio, diferentes metais (Cu, Zn, Fe, Mg, Pb e Al ). Cuidadosamente (na capela), foi acrescido 2mL de HCL, a cada tubo, mediante a presença de um fósforo em chama.
Etapa I: Observou-se uma pequena liberação de gás hidrogênio e uma coloração rosa na superfície do metal ( Figura.1), que apresenta característica básica do produto formando, representado pela equação: Mg (s) +2H2O (l) → Mg(OH) (aq) +H2 (g).
Figura.1 – Reação do magnésio em solução de água destilada.
Etapa II: Verificou-se a ocorrência de colorações que variavam dentro do tom azulado (Figura.2). Essa coloração do líquido remanescente é provocada pelo cobre em suspensão na água. A crosta marrom que formou-se em volta do pedaço de zinco metálico no experimento é precisamente o cobre metálico, produto da reação. Notou-se ainda, que nem todo o pedaço de zinco foi consumido na reação, durante o tempo observado.
Figura.2 - ( Á esquerda ) -tubos de ensaio com alguns metais em reação à solução de sulfato de cálcio. (Á direita) - tubo de ensaio contendo magnésio; ainda reagindo na água destilada. É possível visualizar os resultados dessas reações, a partir da tabela a seguir:
Equação da Reação Resultado Cu + CuSo4F 0 E 0CuSo4 + Cu Sulfato de cobre + cobre Al + CuSo4F 0 E 0Al2(So4)3 + Cu Sulfato de alumínio + cobre Fe + CuSo4F 0 E 0FeSo4 + Cu Sulfato de ferro + cobre Zn + CuSo4F 0 E 0ZnSo4 + Cu Sulfato de zinco + cobre Pb + CuSo4F 0 E 0Pb2(So4)4 + Cu Sulfato de chumbo + cobre Tabela 1: Reações com CuSo
Etapa III:
4º (^) Fe + 2HClF 0 E 0FeCl 2 + H 2 Cloreto de Ferro + Gás hidrogênio 5º 2Al + 6HClF 0 E 02AlCl 3 + 3H 2 Cloreto de Alumínio + Gás hidrogênio 6º MG + 2HClF 0 E 0MgCl 2 + H 2 Cloreto de Magnésio + Gás hidrogênio Tabela 2: Reações com HCl.
Com base nos experimentos realizados no laboratório e nas pesquisas desempenhadas sobre propriedades periódicas dos elementos, pode-se concluir que apesar de possuírem alguns aspectos em comum, os elementos químicos possuem diferenças em suas propriedades periódicas devido à diferença na sua distribuição de elétrons na camada de valência, ou seja, a configuração eletrônica influencia consideravelmente nas propriedades eletrônicas. Compreendeu-se também, o poder de oxidação de alguns metais tanto à reação espontânea em meio aquoso, quanto no aquecimento à chama e em sua coloração perante as reações.
SILVA, R. R. da, Bocchi, N., Rocha-Filho, R. C. Introdução à Química Experimental. São Paulo, McGraw-Hill, 1990. pp. 39-41.
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.
BESSLER, K. E.; NEDER, A. V. F.; Química em tubos de ensaio : uma abordagem para principiantes. São Paulo: Edgard Blücher, 2004.
