Universidade Estadual Paulista – Unesp

Faculdade de Ciências – Campus de Bauru

Estudo da Reatividade dos Metais

Docente:

Dra. Beatriz Eleutério Goi

Laboratório de Química

Discente:

Delcides Aparecido Moraes

RA: 921181

1º Termo Noturno

Ciências Biológicas

Abril de 2009

Bauru

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Sumário

Introdução ....................................................................................... 3

Objetivo e Metodologia .................................................................. 5

Objetivo ................................................................................................ 5

Metodologia .......................................................................................... 5

Procedimento Experimental ........................................................... 6

Procedimento nº 1 ................................................................................ 6

Procedimento nº 2 ................................................................................ 7

Procedimento nº 3 ................................................................................ 9

Conclusão ..................................................................................... 10

Referências Bibliográficas ............................................................ 11

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Introdução

Os Metais

Os metais constituem o grupo de elementos mais numeroso que existe. Em condições ambientais são encontrados na forma sólida, com exceção do mercúrio (Hg), que é encontrado na forma líquida. São brilhantes, bons condutores de calor e eletricidade, se comparados com os demais elementos, e apresentam alta resistência térmica e mecânica.

Uma característica dos metais é o fato de terem um número pequeno de elétrons no último nível energético, e também a baixa força de atração que o núcleo exerce sobre esses elétrons, facilitando a doação dos mesmos.

Reatividade dos Metais

Pode-se chamar de reatividade de um metal a capacidade que ele possui para deslocar outro em uma reação de deslocamento.

Fig.1 – Esquema de deslocamento entre metais.

O metal mais reativo (menos nobre) desloca o menos reativo (mais nobre).

O metal menos reativo (mais nobre) não desloca o mais reativo (menos nobre).

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As reações de deslocamento, nas quais um elemento A desloca um elemento B, podem ser previstas segundo a série eletroquímica. A série eletroquímica dos metais, escala de nobreza ou fila de reatividade química, coloca os elementos em ordem decrescente de reatividade, e em ordem crescente de nobreza. Quanto mais nobre é o elemento, menos reativo ele é, e vice-versa. Assim, metais nobres como o ouro (Au), a prata (Ag) e a platina (Pt), dificilmente são atacados por substâncias químicas.

Exemplo de reação de deslocamento:

Mg ZnSO4 MgSO4 Zn

O magnésio desloca o zinco porque é mais reativo do que ele, ou seja, o magnésio vem antes do zinco na fila da reatividade. A reação Zn MgSO4 não ocorre porque o Zn, sendo menos reativo que o Mg, não o desloca de seus compostos.

Fig.2 – Fila de reatividade dos metais

Os metais mais nobres (menos reativo) que o hidrogênio não são deslocados por ele, portanto não reagem com ácidos.

Objetivo e Metodologia

FILA DE REATIVIDADE DOS METAIS

Aumenta a reatividade

Li > K > Rb > Cs > Ba > Sr > Ca> Na > Mg > Al > Mn > Zn > Fe > Co > Ni > Sn > Pb > H2 > Cu > Ag > Pd > Pt > Au

Alcalinos e Alcalinos terrosos Metais mais comuns no cotidiano

Metais Nobres

Reagem com HCl Não reagem com HCl

Aumenta a nobreza

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Objetivo:

Comprovar, experimentalmente, a ocorrência de reações de deslocamento entre metais através da fila de reatividade química ou da tabela de potenciais de oxi-redução.

Metodologia:

Para a realização das atividades experimentais utiliza-se o seguinte material de laboratório:

Tubos de ensaio;

Estantes para tubos de ensaio;

Pipetas de 5 ou 10 ml;

Como reagentes utiliza-se:

Ácido clorídrico a 10% (HCl);

Nitrato de Prata a 2% (AgNO3);

Sulfato de Zinco a 5% (ZnSO4);

Cloreto de Sódio a 5% (NaCl);

Sódio metálico (Na);

Magnésio metálico em aparas ou fita (Mg);

Alumínio metálico em aparas (Al);

Zinco metálico em aparas (Zn);

Ferro metálico em fragmentos ou pregos (Fe);

Cobre metálico em fragmentos (Cu);

Solução de fenolftaleína;

Sulfato de Magnésio a 5% (MgSO4);

Ácido nítrico a 50% (HNO3).

Procedimento Experimental

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Procedimento nº 1 – Reação de sódio metálico com água

Coloca-se água em uma cuba até sua metade, e adiciona-se de 5 a 10 gotas de fenolftaleína. Então corta-se com uma espátula um pequeno fragmento de sódio metálico e o coloca na água com fenolftaleína.

Resultado e discussão: O sódio é um metal muito eletropositivo, e por isso muito reativo. No procedimento ele reage com a água, liberando calor e um gás, provavelmente H2. Microscopicamente o que ocorreu foi o deslocamento dos átomos de hidrogênio pelos átomos de sódio (mais reativo que o hidrogênio), como mostra a reação abaixo:

Fig.3 – Reação de sódio metálico com a água.

Aos poucos o fragmento de sódio vai se “dissolvendo”, e a tonalidade da solução de água com fenolftaleína vai se tornando gradativamente rósea.

Tal coloração é ocasionada pela presença da fenolftaleína, um indicador ácido-base, e leva a conclusão de que a substância final obtida, no caso o hidróxido de sódio, é básica.

Fig.4 – Solução final obtida após a reação de Na metálico com H2O e fenolftaleína.

Procedimento nº 2 - Reações de metais com ácidos

Na + H2O NaOH + H2

+ +

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Pega-se cinco tubos de ensaio e adiciona-se HCl a 10%, até um terço do volume de cada um

2.1 – Adiciona-se aparas de magnésio a um dos tubos;

Resultado e discussão: Macroscopicamente é possível visualizar a “dissolução” do magnésio, embora se saiba que microscopicamente, seus átomos estão apenas deslocando os átomos de hidrogênio da solução de HCl, e ocupando seu lugar.

É possível observar uma efervescência da solução quando o magnésio é adicionado, e o aquecimento do tubo de ensaio. A reação demonstrada abaixo ocorreu porque o magnésio é mais reativo que o hidrogênio, assim, Mg desloca o H da solução.

2Mg + 2HCl 2MgCl + H2

2.2 – Adiciona-se em outro tubo, aparas de alumínio;

Resultado e discussão: O alumínio demora um pouco mais para reagir se comparado com o magnésio, provavelmente pela sua posição na fila de reatividade química (vide Fig.2). A reação não apresenta uma efervescência grande como no caso do magnésio.

Al + HCl AlCl + H2

2.3 – Adiciona-se aparas de zinco em outro tubo, e espera-se alguns minutos;

Resultado e discussão: O zinco reage e a solução de HCl adquire uma coloração branca, e apresenta uma certa efervescência ocasionada pela liberação de H2.

A reação ocorre porque o zinco, posicionado antes do hidrogênio na fila de reatividade química, consegue deslocar os átomos de hidrogênio da solução de HCl.

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

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2.4 – Ao quarto tubo contendo HCl, adiciona-se um fragmento de ferro, e espera alguns minutos;

Resultado e discussão: Aparentemente não houve reação, pelo menos que fosse visível macroscopicamente, embora de acordo com a fila de reatividade química (vide fig.2) o ferro esteja situado anterior ao hidrogênio.

2.5 – Ao quinto tubo se adiciona alguns fragmentos de cobre;

Resultado e discussão: Não é possível observar reação, uma vez que o Cu se encontra depois do hidrogênio na fila de reatividade química, logo ele não é capaz de deslocar o hidrogênio do HCl.

Observações relevantes:

Dentre todos os procedimentos listados no item 2, o que apresentou uma maior reatividade com o ácido, foi o magnésio, que por sinal é o primeiro entre os metais utilizados na lista de reatividade. Logo pode-se concluir que a reatividade varia de acordo com a posição do metal na série eletroquímica. Então, todos os metais anteriores ao hidrogênio reagirão com ácido, que apresenta hidrogênio em sua estrutura, e todos os que estão após o hidrogênio não reagirá com ácidos.

Procedimento de reação do Ácido nítrico com Cobre

Coloca-se HNO3 a 50% em um tubo de ensaio até ¼ do seu volume. Com cuidado, adicionam-se algumas aparas de cobre ao ácido.

Resultado e discussão: Há uma grande efervescência, e a coloração da solução se torna azulada. O cobre reage com a solução, fazendo com que parte do NO3 seja liberado em forma de dióxido de nitrogênio.

Procedimento nº 3 – Reações entre Metais

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Coloca-se solução de sulfato de cobre em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume. Adiciona-se então algumas aparas de zinco e espera-se alguns minutos;

Resultado e discussão: É possível perceber uma determinada crosta marrom sobre as aparas de zinco, provavelmente devido ao fato de o zinco deslocar os átomos de cobre da solução. Também é possível perceber que a solução sofre uma leve descoloração, tornando-se mais clara.

Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4

Coloca-se mais uma vez sulfato de cobre em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume, adiciona-se algumas aparas de magnésio e espera-se alguns minutos;

Resultado e discussão: A solução apresenta uma efervescência. O magnésio reage com a solução, ocupando o lugar do cobre, uma vez que é mais reativo.

Mg + CuSO4 Cu + MgSO4

Coloca-se sulfato de magnésio em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume, adiciona-se algumas aparas de cobre e observa-se;

Resultado e discussão: Não ocorre reação, pois o cobre não consegue deslocar o magnésio da solução, que é mais reativo.

Coloca-se solução de cloreto de sódio em 3 tubos de ensaio até 1/3 de seu volume. Adiciona-se a um deles aparas de cobre, ao outro, aparas de zinco, e ao último, aparas de alumínio.

Resultado e discussão: Não há reação em nenhum dos casos. Isso ocorre devido a posição do sódio, presente na solução, na série eletroquímica. O Na está em posição anterior aos outros, sendo, portanto mais reativo.

Coloca-se solução de nitrato de prata em um tubo de ensaio até 1/3 de seu volume, adiciona-se aparas de magnésio, e agita-se;

Resultado e discussão: A solução apresenta uma variação na sua coloração, tornando-se marrom. Tal fato nos leva a suposição de uma reação entre o magnésio e a solução, uma vez que o magnésio é mais reativo que a prata.

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Conclusão

O propósito dos procedimentos foi alcançado com sucesso.

A série eletroquímica foi estudada, e entendida, bem como as reações entre metais através de deslocamento. Entretanto foi possível perceber que nem todos os casos seguem as regras, como o caso da reação entre o ácido nítrico e o cobre.

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Referências Bibliográficas

GONÇALVES, Ana Maria Aoki; MESSAROS, Maria. Química I. Edição Experimental. São Paulo, Cetec – Ceeteps, 1998.

CANTO, Eduardo Leite do; PERUZZO, Francisco Miragaia. Química na abordagem do cotidiano – Volume único. Editora Moderna. Dados de editoração não encontrados.