Relatório de inorgânica
Por: lessicumari • 6/12/2015 • Relatório de pesquisa • 2.368 Palavras (10 Páginas) • 169 Visualizações
[pic 1] | Universidade Federal de Goiás Regional Catalão | [pic 2] |
Departamento de Química – Regional Catalão
Disciplina: Química Inorgânica 1 Experimental
Docente: Cristiano
EXPERIMENTO1:
“Estudo de reatividade dos metais do bloco s”
Equipe
Matrícula | Nome do aluno (a) |
201302789 | Gisele Apolinário Mendes |
201302795 | Karina Ribeiro Ferreira |
201404803 | Augusto Henrique Santos de Lima |
12/11/2015
Catalão – GO
3. Objetivo:Estudar a reatividade dos metais do bloco s comparando – os dentro do grupo como também dentro do bloco. Estudar a solubilidade de alguns compostos alcalinos e realizar o teste de precipitação. |
4. Procedimento Experimental:Parte 1: Em um tubo de ensaio previamente seco, colocou-se 5 mL de álcool anidro PA e emergiu-se um pedaço de Na metálico e observou-se o ocorrido. Após alguns minutos verificou-se o pH, em seguida adicionou-se algumas gotas de água destilada. Em demonstração emergiu-se o pedaço de sódio metálico em água e observou-se. Parte 2: Teste de solubilidade de alguns compostos alcalinos: Em diferentes tubos de ensaios adicionou-se 0,1 gramas de NaCl, KCl, NaOH, KOH, NA2CO3 e K2CO3 em 1 ml de água. Agitou-se e observou – se. Posteriormente em outros tubos de ensaios colocou-se 1 mL álcool etílico PA e adicionou-se 1 grama dos sais citados acima. Em seguida transferiu-se 2 mL das soluções 0,1 mol/L de K2CO3 e CH3COONa e das soluções 0,2 mol/L de KNO3, NaCl e NA2SO4 para verificação do pH. Parte 3: Pegou - se pedaços de magnésio e adicionou-se nas soluções de HCL diluído (10%), NH4CL, água,NH3 (10%) e NaOH (5%). Parte 4: Testes de precipitação: Colocou-se 1mL das soluções aquosas de MgCl2 0,05 mol/L; CaCl2 0,05 mol/L e BaCl2 0,05 mol/L respectivamente em tubos numerados de 1 á 3. Posteriormente adicionou-se a cada um deles 1 mL de Na3PO4 0,05 mol/L, em seguida repetiu-se o procedimento substituindo o Na3PO4 por soluções de H2SO4 3 mol/L, Na2SO4 0,05 mol/L, Na2C2O4 0,05 mol/L e por fim com a solução de K2CrO4. 4. Resultados e Discussões:Ao cortar o sódio a parte exposta tem coloração prata metálica que vai perdendo seu brilho ate que crie uma camada sobre a mesma. Isso ocorre devido à alta reatividade do sódio em presença de água. Ao se jogar um pedaço de sódio na água, o sódio se funde na superfície da água e o metal desliza vigorosamente e se inflama ao ficar parado ele permanece na superfície na forma de uma esfera, com uma reação rápida, extremamente exotérmica e há liberação do gás hidrogênio criando o hidróxido de sódio que fica em solução tornando o meio básico. Na+(s) + H2O(l) →NaOH(aq) + H2(g) Ao realizar o mesmo experimento adicionando álcool ao invés de água, pode – se observar a liberação de gás, o etóxido de sódio, isso ocorre devido a reação com um ácido fraco com base forte. A reação é considerada exotérmica, pois, há a liberação de calor, após alguns minutos verificou-se o pH encontrando um valor igual a 14 ou seja, ocorreu uma reação básica. Ao adicionar algumas gotas de água observa-se novamente o processo exotérmico como também a liberação de gás e a formação do hidróxido de sódio. As reações químicas são as seguintes. 2Na+ (s) + 2C2H5OH(aq) → 2C2H5ONa(aq) + H2(g) 2Na+ (S) + H2O(l) → 2NaOH(aq) H2(g) Na parte 2 fez-se o teste de solubilidade de alguns compostos alcalinos tanto em água como em álcool. Os resultados foram distribuídos em uma tabela da seguinte forma: Tabela 1: teste de solubilidade em água
Tabela 2: teste de solubilidade em álcool
Todos os metais do grupo 1 reagem com a água, liberando hidrogênio e formando os correspondentes hidróxidos. A reação se torna cada vez mais vigorosa a medida que se desce o grupo. Porém muitos desses hidróxidos de decompõem , perdendo água e formando os correspondentes óxidos durante o aquecimento. Todos os sais simples dos metais alcalinos são solúveis em água, de modo que em uma análise qualitativa esses metais precisam ser precipitados como sais poucos comuns. A solubilidade em água da maioria desses sais decresce de cima para baixo no grupo. Para que uma substância se dissolva a energia liberada quando os íons se hidratam deve ser maior que a energia necessária para romper o retículo cristalino. Nota-se que em álcool alguns compostos não se solubilizaram isso ocorre devido a polaridade das substâncias, o álcool possui baixa polaridade. soluto polar se dissolve em solvente polar e soluto apolar se dissolve em solvente apolar. Entretanto, essa não pode ser considerada uma regra geral, pois existem muitos casos de solutos apolares que se dissolvem bem em solventes polares e vice-versa. Desse modo, para entender por que isso ocorre, temos que considerar ainda outro fator: o tipo de força intermolecular do solvente e do soluto. Após realizar os experimentos em água e álcool transferiu-se algumas dessas soluções (K2CO3, CH3COONa, KNO3, NaCl e NA2SO4 ) e verificou-se o pH. Os resultados foram distribuídos na tabela abaixo: Tabela da variação de pH de alguns compostos alcalinos:
Para se determinar se uma solução de um sal é ácido, básica ou neutra deve-se levar em consideração o cátion e o ânion, sendo assim os cátions dos metais dos grupos 1e 2 e aqueles que possuem carga +1 de outros grupos são ácidos de Lewis tão fracos que seus íons hidratados não agem como ácidos. Já os ânions de ácidos fortes que possuem Cl- e NO3- são bases tão fracas que não possuem efeito significativo no pH da solução. Portanto, todos os ânions que são bases conjugadas de ácidos fracos produzem soluções básicas e isso explica o fato das soluções de CH3COONa e K2CO3 possuírem caráter básico. As Reações químicas dos sais em água foram: NaCl(s) + H2O(l) → Na+(aq) + Cl-(aq) KCl(s) + H2O(l) → K+(aq) + Cl-(aq) NaOH(s) + H2O(l) → Na+ (aq)+ OH- (aq) KOH(s) + H2O(l) → K+ (aq)+ OH- (aq) NA2CO3(s) + H2O(l) → 2Na+(aq) + CO-23(aq) K2CO3(s) + 2H2O(l) →2K+(aq) + CO2-3(aq) Para a parte 3 montou-se uma tabela com os valores de pH para as soluções antes e depois da adição de magnésio. Tabela 3: reação com magnésio
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