INTRODUÇÃO

Trabalho referente à aula prática laboratorial de corrosão, na qual se consistiu

em analisar o comportamento dos metais Mg, Al, Zn, Fe e Cu em reações com os ácidos

H2SO4 6N, HCl 3N, HCl 1M e H3C-COOH 0,1N e a partir deste processo observar e

determinar a ordem de reatividade desses metais.

OBJETIVO GERAL

Obter conhecimento sobre a reatividade dos metais Mg, Al, Zn, Fe e Cu frente a

diversos ácidos.

OBJETIVO ESPECÍFICO

Em tubos de ensaio observar as características das reações de oxi – redução dos

metais Mg, Al, Zn, Fe e Cu em diferentes meio ácidos.

JUSTIFICATIVA

A referida aula laboratorial fundamenta-se em fazer com que os alunos analisem

de forma prática e analítica se a série de reatividade dos metais está de acordo com a

descrita na literatura. Sendo assim, portanto definir e identificar qual o melhor metal a

ser utilizado, de forma a prevenir o processo de corrosão, em determinado meio ácido.

REFERENCIAL TEÓRICO

Em Química, reatividade consiste na tendência que uma reação química tem em

acontecer. É um conceito qualitativo, mas pode ser quantificado pela atribuição de uma

série de energias, definidas para condições particulares, tais como sob pressão

constante, ou sob volume constante.

A reatividade consiste na tendência que um átomo possui para captar ou perder

elétrons, ou seja está relacionado a sua eletropositividade, quanto mais eletropositivo for

o metal mais reativo ele é. Para uma melhor análise e estudo dos metais determinou-se

uma fila de reatividade, abaixo descrita em ordem descrescente de reatividade.

Ouro < platina < prata < mercúrio < cobre < hidrogênio < chumbo <

estanho < níquel < cobalto < ferro < cromo < zinco < manganês < alumínio <

magnésio < sódio < cálcio < potássio.

Dessa maneira os metais extremamente reativos são fortes agentes redutores por

que tem grande facilidade a se oxidar deslocando os metais menos nobres de compostos

em solução. O hidrogênio foi incluído nessa fila, mesmo sem ser um metal, porque

separa os elementos da fila que reagem com ácido (a direita do hidrogênio) e liberam

gás hidrogênio daqueles que não reagem (a esquerda do H) liberando esse gás. Os

elementos a esquerda do H, com exceção do Au e Pt, reagem somente com ácidos

oxidantes, que possuem ânions que são fortes agentes oxidantes. Outro fator importante

a ser mencionado é que os metais que se situam após o magnésio são tão reativos que

eles reagem diretamente com água fria.

MATERIAIS E MÉTODOS

Materiais

- Pissete com água destilada;

- 20 tubos de ensaio;

- Amostras dos metais Mg, Fe, Zn, Cu e Al;

- Balão Volumétrico;

- Espátulas.

- Pipetas graduadas de 20 mL e de 5mL;

- Pêra;

Reagentes

- Acido Acético 0,1N (1:4);

- Acido sulfúrico 6N;

-Ácido clorídrico diluído (1:1)

-Ácido clorídrico concentrado 37% (1:3);

METODOLOGIA

Analisou-se em tubos de ensaio, para uma melhor visualização, de forma

qualitativa os aspectos físico – químico das reações dos metais Mg, Al, Zn, Fe, Sn e Cu

em diferentes meios ácidos, desta forma observou-se características das mesmas, tais

como: mudança de cor dos reagentes, solubilidade dos metais, liberação de gás

hidrogênio e de odores além da verificação se há ou não liberação de calor.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Preparo de Soluções

Ácido acético (CH3COOH): A solução de ácido acético já encontrava-se na

concentração 0,1N na proporção de 1:4 estando assim de acordo com o exigido

para a realização da respectiva prática

.

Ácido clorídrico (HCl) concentrado: A solução de ácido clorídrico

concentrado já encontrava-se na concentração de 37% P.A na proporção de 1:1

estando assim de acordo com o exigido para a respectiva prática.

Ácido clorídrico (HCl) diluído : Para o preparo da Solução de ácido clorídrico

1N na propor de 1:3. adicionou-se 25 ml de ácido concentrado em 75 ml de água

destilada realizando-se .

Ácido Sulfúrico (H2SO4): A solução de ácido sulfúrico já encontrava-se na

concentração 6N estando assim de acordo com o exigido para a respectiva

prática

Procedimento prático

1. Colocou-se em cada tubo de ensaio uma amostra de cada metal a ser analisado.

2. Submeteram-se igualmente as amostras de metal a cada tipo de ácido.

3. Verificou-se e anotou-se as características físico químicas, visíveis e táteis,

liberação de gases, mudanças de coloração, aumenta de temperaturas e potencial

de oxi-redução das reações químicas, nos casos em que houve reação.

4. Diluiu-se as soluções e em seguida discartou-se as no tanque e os resíduos

metálicos foram guardados para testes posteriores excetuando-se as amostras de

Mg, Al e Fe que foram depositadas na lixeira.

RESULTADO E DISCUSSÃO

- Amostras de Mg

Reação com HCl 1:3

Na solução do metal magnésio com HCl diluído observou-se desprendimento de

gás H2 produto da reação,houve ainda oxidação do magnésio ,com a alteração de cor do

mesmo de cinza para branco além de liberação de calor (reação exotérmica),

evidenciada pelo aumento da temperatura perceptível ao se tocar o tubo de ensaio.

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

Reação com HCl 1:1

Na solução do metal magnésio com HCl 3:1 observou-se de forma imediata

desprendimento de gás hidrogênio produto da reação além da dissolução do íon

magnésio.

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

Reação com H2SO4 6N

Na solução do metal magnésio com H2SO4 6N ocorreu suspensão da amostra e

formação de gás H2 produto da reação além da formação de sulfato de magnésio

solúvel.

Reação com H3C-COOH 1:4

Na solução do metal magnésio com H3C-COOH liberação excessiva de gás H2

produto da reação, liberação de energia (reação exotérmica) evidenciada pelo aumento

da temperatura no tubo de ensaio além da mudança para cor prateada da amostra de

magnésio. Pode-se observar evidentemente a corrosão no metal magnésio que se dá

devido a este ser altamente reativo.

Mg + 2CH3COOH CH3COOH)2Mg

- Amostra de Fe

Reação com HCl 1:3

Na solução do metal ferro com HCl 1:3 ocorreu de forma bastante lenta a

oxidação do ferro além de haver pouca liberação de gás H2 produto da reação.

Reação com HCl 1:1

Na solução do metal ferro com HCl 1:1 observou-se uma reação mais lenta do

ferro com o ácido clorídrico concentrado somente após um certo tempo é que se pode

verificar a liberação de gás H2 com a alteração da coloração para um tonalidade

amarelada decorrente da formação do íon ferro (III) solúvel.

+ Fe3+

Reação com H2SO4 6N

Na solução do metal ferro com H2SO4 6N ocorreu alteração da coloração da

solução para marrom decorrente da oxidação do ferro e pouca formação de gás H2 com

formação de sulfato de ferro solúvel.

Fe(s) + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2

Reação com H3C-COOH 1:4

Na solução do metal ferro com H3C-COOH 1:4 observou-se a oxidação do ferro

adquirindo a característica de metal enferrujado evidenciando a corrosão além de uma

pequena liberação de gás H2 produto da reação.

Fe + 2CH3COOH CH3COOH)2Fe

- Amostra de Al

Reação com HCl 1:3

Na solução do metal alumínio com HCl 1:3 observou-se dissolução parcial do

íon, pequena liberação de calor (reação exotérmica) evidenciada pela elevação de

temperatura no tubo de ensaio além de pequena liberação de gás H2 produto da reação.

Reação com HCl 1:1

Na solução do metal alumínio com HCl 1:1 observou-se uma certa demora para

reação do metal com ácido devido ao fato de que o Alumínio após algum tempo ficou

coberto por uma camada de óxido de alumínio resultante da reação do metal com o

oxigênio atmosférico após a remoção da mesma houve liberação de gás H2 produto da

reação produto da reação com o ácido.

Al(s) + O2 → Al2O3

Reação com H2SO4 6N

Na solução do metal alumínio com H2SO4 6N notou-se a alteração na coloração

da solução para alaranjado evidenciando a formação do sal sulfato de alumínio.

2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2

Reação com H3C-COOH 1:4

Na solução do metal alumínio com H3C-COOH 1:4 não houve reação

- Amostra de Zn

Reação com HCl 1:3

Na solução do metal zinco com HCl 1:3 observou-se liberação de calor (reação

exotérmica), evidenciada pelo aumento da temperatura no tubo de ensaio, alteração da

coloração para prateado além de formação de gás H2 produto da reação.

Reação com HCl 1:1

Na solução do metal zinco com HCl 1:1 observou-se aumento da temperatura

(reação exotérmica), evidenciada pelo aumento da temperatura no tubo de ensaio,

formação de sobrenadante branco além de formação do gás H2 produto da reação.

Reação com H2SO4 6N

Na solução do metal zinco com H2SO4 6N observou-se pequena liberação de gás

hidrogênio sem ser possível definir se houve formação de sulfato de zinco.

Reação com H3C-COOH 1:4

Na solução do metal zinco com H3C-COOH 1:4 não houve reação

- Amostra de Cu

Reação com HCl 1:3

Na solução do metal cobre com HCl 1:3 não ocorreu reação,justificado pois

segundo a fila de reatividade o Cu é menos reativo que o H.

Reação com HCl 1:1

Na solução do metal cobre com HCl 1:1 não ocorreu reação,justificado pois

segundo a fila de reatividade o Cu é menos reativo que o H.Porém houve alteração da

cor da solução para amarelada devido ao fato de que há formação do íon complexo

CuCl42-(aq.) resultante da reação do ácido com o fino filme de óxido que recobre o

cobre.

Reação com H2SO4 6N

Na solução do metal cobre com H2SO4 6N observou-se intensa liberação de calor

(reação exotérmica), evidenciada pelo aumento da temperatura no tubo de ensaio.

Cu + 2 H2 SO4 → Cu SO4 + 2 H2 O + SO2

Reação com H3C-COOH 1:4

Na solução do metal cobre com H3C-COOH 1:4 não ocorreu reação.

CONCLUSÃO

A partir dos resultados obtidos vê-se que os metais apresentam diferentes

comportamentos e características em determinado meio ácido e em virtude destas

características pôde-se estabelecer uma série de reatividade com os metais utilizados

neste procedimento.

cobre < ferro < zinco < alumínio < magnésio.

Analisando-se esta fila, determinada nesta prática, pode-se concluir que a mesma

encontra-se de acordo com a literatura.

Desta forma, portanto conclui-se que para determinar qual o melhor metal a ser

utilizado, de forma a evitar a corrosão do mesmo, deve-se antes estudar em qual meio

ácido o mesmo será submetido.