Reatividade

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 (H2SO4) e Nítrico (HNO3 )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) FeCl2(aq) + 2H2(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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4.3.4.Não foi observada nenhuma alteração no recipiente contendo ácido Nítrico e ferro. Quando adicionado o ferro no ácido sulfúrico ocorreu à liberação de pequenas bolhas gasosas. O ferro reage com ácido sulfúrico (H2SO4), em reação de simples deslocamento. O mesmo doa elétrons para o enxofre formando sulfato de ferro (FeSO4) os hidrogênios combinam entre se e formam gás hidrogênio. Veja:

Fe(s) + H2SO4(l) FeSO4(aq) + H2(g)

4.3.5. No experimento realizado o alumínio (Al) não reagiu com nenhum ácido utilizado. A não reação do alumínio com os ácidos deve-se a presença do óxido na superfície do metal e a concentração dos ácidos utilizados (diluídos). O óxido na superfície do metal é resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar.

A teoria indica que o Al reagiria com ácido conforme sua concentração. Observe:

Alumínio e ácido clorídrico concentrado

2 Al(s) + 6 HCl(l) 2 AlCl3(aq) + 3 H 2(g)

Alumínioe ácido sulfúrico concentrado

Al(s) + H2SO4(l) AlSO4(aq) + H2(g)

Alumínio e ácido Nítrico concentrado

Al(s) + HNO3(l)Não reage

O NHO3 é um agente oxidante que produz uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, com isso torna o metal passivo. O mesmo só reagirá com aquecimento.

4.3.6. No experimento realizado, o zinco não reagiu na solução de HCl diluída. Mas, com base nos resultados literários a reação entre o Zinco (Zn) e ácido clorídrico acontece se o ácido for concentrado. O zinco doa elétrons para o cátion H+ (aq), que se reduz, formando H2 (g). O íon Cl- (aq) não participa efetivamente da reação de oxi-redução, atuando como compensador de carga. A reação é dada a seguir:

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Zn (s) + 2 HCl (aq) ZnCl2(aq) (II) + H2 (g)

4.3.7. No recipiente contendo Zinco e ácido sulfúrico aconteceu à seguinte reação:

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

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 H2SO4 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 H2O. 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 + 4HNO3 2Zn(NO3)2 + 2H2O + 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 + 2HClPbCl2 (II) +H2

Reação do chumbo com ácido nítrico

2Pb + 4HNO3 2Pb(NO3)2 +2H2O + 2NO

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Reação do chumbo com ácido Sulfúrico

Pb + 2HCl não reage

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+ + NO3- Cu2+ + NO + 2H2O

Em seguida 2NO + O2 2NO2

Gás marrom

Gás incolor

Por apresentar um forte agente oxidante na sua estrutura, (ânion NO3-) o ácido reage com cobre. Observou-se que o gás desprendido apresentava coloração marrom. O gás NO reage com o O2 do ar, formando NO2. A equação é dada acima.

5-CONCLUSÃO

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Através dos experimentos realizados, pode-se observar a reação de alguns elementos. A reação dos metais com ácidos ocorrem de acordo com a concentração do ácido utilizado. Vale ressaltar que, uma série de fatores contribui para velocidade da reação. Assim, os experimentos foram satisfatórios diante dos aspectos divergentes.

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6-ANEXOS

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6.1. Por que o Sódio é guardado em querosene?

O sódio é um metal altamente reativo. O querosene protege o sódio, evitando que ocorra reação com o O2 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 O2 do ar formando óxidos sobre a sua superfície do metal. Esses óxidos escurecem a parte exposta. Observe a reação:

4Na + O2 2Na2O

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

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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:20 de abril de 2010.

Reatividade de metais com ácido clorídrico. Disponível em: http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/reativ.html. Acesso:18 de abril de 2010.

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.

MODERNA. Reação de metais com ácidos. Disponível em:http://www.moderna.com.br/moderna/didaticos/em/atividades/quimica/quimicaam/reacao.htm/?searchterm=metais. Acesso:22 de abril de 2010.

MSPC. Página da tabela periódica. Sódio. Disponível em: http://www.mspc.eng.br/quim1/quim1_011.asp Acesso:21 de abril de 2010.