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REATIVIDADE DE METAIS

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Por:   •  20/8/2014  •  2.983 Palavras (12 Páginas)  •  375 Visualizações

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1.INTRODUÇÃO

1.1. Reações Químicas

As reações químicas são designadas como transformações da matéria, onde ocorrem mudanças na composição química das substâncias reagentes, resultando em produtos. Uma reação química envolve mudanças na conectividade entre os átomos e íons e na geometria das moléculas dos reagentes, podendo-se afirmar que é uma transformação da matéria onde pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita, onde as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e reestabelecidas de outra maneira. As reações são evidenciadas através de sinais como o aquecimento, formação de precipitado, desprendimento de gases, mudança de coloração e cheiro, entre tantos outros.

1.2. Reatividade de Metais

A reatividade consiste na tendência que uma reação química tem em acontecer, ou seja, a tendência que um átomo possui para captar ou perder elétrons. Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais, sendo assim 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. Os metais podem ser organizados numa fila de reatividade onde os mais reativos aparecem no lado direito e os mais nobres no esquerdo, a fila de reatividade também organiza os elementos com sua capacidade de se oxidar, quanto mais reativo maior sua capacidade de oxidar-se. Um exemplo é o potássio que é mais reativo que o ouro, consequentemente, o potássio desloca o ouro em uma reação química, substituindo-o.

1.3. Reações de Oxirredução

Muitas reações químicas envolvem a transferência de elétrons de uma espécie para outra, denominando-se reações de oxirredução. O termo oxidação refere-se á perda, pois o número de oxidação do elemento aumenta e redução ao ganho de elétrons, visto que o número de oxidação do elemento diminuiu e como em uma transformação química o número de elétrons se mantém constante, oxidação e redução ocorrem simultaneamente. A atividade oxidante dos elementos químicos aumenta juntamente com o aumento da eletronegatividade. Como por exemplo, na reação de oxirredução a seguir:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq)

Pode-se observar que houve uma transferência de elétrons do zinco para o cobre.

• Zn(s) → Zn2+(aq)

O zinco perdeu 2 elétrons, passando de zinco metálico para cátion e sofrendo uma oxidação.

• Cu2+(aq) → Cu(s)

O cobre ganhou 2 elétrons, passando de cátion cobre II para cobre metálico, sofrendo uma redução.

2.OBJETIVOS

Verificar a reatividade dos metais com alguns reagentes, a fim de comparar e analisar quais possuem maior capacidade de doar ou receber elétrons, e assim, reagir com as substâncias indicadas através de reações de oxirredução.

3. MATERIAIS

3.1. Aparelhagem

• 20 tubos de ensaio;

• Suportes pequenos para tubos de ensaio;

• Bastões de vidro;

• Pipetas;

• Pêras;

• Béqueres;

3.2. Reagentes

• Amostra de metais (Cu, Mg, Zn, Fe)

• Soluções Salinas: CuSO4; ZnCl2; FeSO4 acidificada; HgCl2 e AgNO3.

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Pipetamos 2 mL de soluções salinas de sulfato de cobre (CuSO4), sulfato de ferro acidificada (FeSO4), cloreto de zinco (ZnCl2), nitrato de prata (AgNO3) e cloreto mercúrio (HgCl2) dispostos da seguinte forma:

 Quatro tubos de ensaio com cada tipo de solução e mergulhados nessas soluções amostras de metais como magnésio (Mg), zinco (Zn), cobre (Cu) e ferro (Fe) dispostos na ordem da tabela abaixo:

Soluções

Metais

CuSO4 FeSO4 acidificada

ZnCl2

AgNO3

HgCl2

Mg Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5

Zn Tubo 6 Tubo 7 Tubo 8 Tubo 9 Tubo 10

Cu Tubo 11 Tubo 12 Tubo 13 Tubo 14 Tubo 15

Fe Tubo 16 Tubo 17 Tubo 18 Tubo 19 Tubo 20

É importante ressaltar que separamos com a ajuda do estante para tubos de ensaio, cinco tubos de ensaio com soluções diferentes que foram utilizadas separadamente com o magnésio e, posteriormente, anotados os resultados a fim de se ter uma precisão maior do que iria acontecer com cada amostra de metal em diferentes soluções salinas o mesmo procedimento foi adotado para o zinco, cobre e o ferro. Também se fez uso do bastão de vidro a fim de agitar as soluções e colocá-las em contato com os metais. Para cada recipiente de solução foi utilizado uma pipeta diferente a fim de não contaminar nenhuma solução com resquícios de outra e o mesmo procedimento foi adotado com os bastões de vidro .O ocorrido no processo é relatado abaixo:

Tubo 1: aparecimento de minibolhas e posterior desprendimento de gás hidrogênio (H2) com formação de corpo de fundo (precipitado) e redução da massa da fita de magnésio ;

Tubo 2: ocorreu uma efervescência do magnésio e formação de minibolhas, logo após formação de precipitado e desintegração da massa da pastilha de magnésio;

Tubo 3: houve o aparecimento de minibolhas com posterior diminuição da massa da pastilha de magnésio e desprendimento de gases;

Tubo 4: formação de precipitado de cor marrom,

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