Relatório De Reatividade Dos Metais

1. INTRODUÇÃO

Podemos definir uma reação química como sendo uma alteração química em que a matéria (reagentes) se converte em uma nova substância ou substâncias (produtos), diz-se que uma reação química promove mudança na estrutura da matéria. A ocorrência destas reações está relacionada a circunstâncias como, por exemplo: fornecimento de calor, presença de luz ou eletricidade etc. Além disso, algumas reações são acompanhadas de indicações externas como: mudança de cor, desprendimento de gás, calor ou luz.

Na química inorgânica, as reações químicas são classificadas nos seguintes tipos: Reação de Síntese ou Combinação Direta, que se trata da reação onde duas ou mais substâncias se combinam diretamente para formar um novo composto químico; Reação de Decomposição, em que um composto químico se quebra (decompõe-se) em duas ou mais substâncias; Reação de Simples Troca, uma reação onde um elemento substitui outro em um composto químico para produzir um novo composto e o elemento deslocado; e, por último, Reação de Dupla Troca, sendo a reação onde dois compostos químicos trocam seus radicais para formar dois novos compostos.

Nas reações de dupla-troca, tem-se, em especial, a reação de oxidação e a reação de redução (A ênfase neste tipo de reação se dá porque ela está relacionada ao experimento de reatividade química dos metais a ser abordada neste relatório). A primeira delas (reação de oxidação) pode acontecer quando é adicionado oxigênio a uma substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando uma substância perde elétrons. Já a segunda (reação de redução) tem sua ocorrência relacionada ao inverso da oxidação, ou seja, quando uma substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons. A junção destas duas reações é a reação de Óxirredução e ambas acontecem juntas em uma reação química. Nestas reações, enquanto o número de oxidação de uma substância aumenta, o número de oxidação da outra substância diminui. A substância que tem seu número de oxidação aumentado, perde elétrons e se oxida, sendo o agente redutor da reação. Enquanto a substância que têm seu número de oxidação diminuído, ganha elétrons e se reduz, sendo o agente oxidante da reação.

Na natureza existem elementos que possuem uma maior capacidade em serem agentes redutores (doarem elétrons) e outros de serem agentes oxidantes (receber elétrons), quando esses dois tipos de elementos são combinados em uma reação ela está propícia a ocorrer, pois um elemento doará elétrons enquanto o outro os receberá. A reatividade química se dá pela maior ou menor tendência dos átomos de um elemento em doar ou receber elétrons, variando de acordo com a eletropositividade, então, quanto mais eletropositivo é um elemento, mas reativo será o metal. Os metais mais reativos são aqueles que possuem uma grande tendência a perder elétrons, portanto, formam íons positivos com mais facilidade. Para identificar com maior facilidade a tendências dos elementos em doar ou receber elétrons existe uma tabela que informa a reatividade química dos metais (Ver Tabela 1. Reatividade Química dos Metais na seção Anexos Página), em que os elementos que se encontram mais acima da tabela têm maior capacidade de oxidação, enquanto os que se encontram mais abaixo têm maior capacidade de redução.

Portanto, o experimento de Reatividade Química dos Metais terá como base teórica para a sua explicação e discussão o que foi abordado acima.

2. OBJETIVO

Constatar as diferenças de reatividades de diversos metais ao reagirem com soluções salinas de outros metais, com ácido clorídrico (HCl) e ácido nítrico (HNO3), ao reagirem com água em ebulição (H2O) e com hidróxido de sódio (NaOH). Perceber que metais mais reativos deslocam os menos reativos e perceber as variações de reatividade de alguns metais e o H+ através da velocidade e o vigor da reação entre o metal e o HCl. Compreender que a velocidade e o vigor da reação é dependente dos metais e cátions envolvidos.

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1. MATERIAIS:

O experimento de reatividade química dos metais para ser realizado contou com o uso dos seguintes materiais:

• Tubos de ensaio;

• Pinça de madeira;

• Pipetas de Pasteur de plástico de 5 mL;

• Palitos de fósforos;

• Lamparina a álcool.

3.2. REAGENTES:

Dentre as oito soluções utilizadas para o experimento em questão, estavam:

1 – Solução de sulfato de cobre (0,5M – CuSO4.5H2O);

1 – Solução de nitrato de prata à 2% (AgNO3);

1 – Solução de ácido clorídrico (0,5M – HCl);

1 – Solução de hidróxido de sódio (0,5M – NaOH);

1 – Solução de cloreto de sódio (0,5M – NaCl);

1 – Ácido nítrico concentrado (HNO3);

1 – Magnésio metálico em fita (Mg);

1 – Cobre metálico (Cu);

1– Alumínio metálico (Al);

1 – Ferro metálico (Fe).

3.3. PROCEDIMENTO:

Antes da realização do experimento todas as vidrarias a serem utilizadas foram lavadas com água comum e depois com água destilada.

O experimento em sua totalidade possui quatro etapas:

I. Reações de metais com sais;

II. Reações de metais com ácidos;

III. Reações de metais com água;

IV. Reações de metais com bases.

Essa divisão se deu para mostrar como alguns metais

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