OBJETIVO

Observar diferentes reatividades dos metais.

INTRODUÇÃO

Oxidação de metais.Muitos processos de oxirredução têm grande importância na vida diária, como, por

exemplo: a corrosão, a fermentação, a respiração e a combustão da gasolina, entre outros. O estudo da oxidação dos metais é um tema de grande importância devido ao enorme número de aplicações que estes encontram na fabricação dos mais variados produtos (Gentil 1987). Os processos de oxidação e de redução são necessariamente co-ocorrentes, pois os elétrons liberados na oxidação são usados na redução. A ordem de reatividade dos metais pode ser estabelecida tendo como referência os potenciais padrões de redução, ou seja, quanto maior e mais positivo o E0 red., maior a tendência de ocorrência da redução. Dessa forma, os metais podem ser colocados numa fila decrescente de reatividade. Considerando-se os diferentes potenciais de redução, é possível observar, experimentalmente, que metais com potenciais de redução menores têm maior tendência a transferirem seus elétrons em presença de água e oxigênio, formando, portanto, seus respectivos óxidos. A oxidação de diferentes metais gera diferentes óxidos, muitos dos quais são caracterizados por cores particulares. O óxido de ferro, por exemplo, apresenta uma cor castanha avermelhada, enquanto o hidrocarbonato de cobre (II) apresenta uma coloração azul esverdeada. Por outro lado, é possível também que a oxidação leve à formação de uma camada superficial de óxido, aderente e protetora, que impede a oxidação do metal subjacente, como é o caso do alumínio.

Ferro.O elemento de transição ferro é um metal, com coloração branca prateada em estado

quimicamente puro, porém apresenta uma coloração acinzentada, em virtude da presença de sulfeto, siliceto, e carbureto de ferro, apresenta propriedades magnéticas acentuadas. Está localizado na tabela periódica no grupo 8B, e possui:

Número atômico: 26 Massa atômica: 55,85 g mol-1 Ponto de fusão: 1535°C Ponto de ebulição: 3000°C Configuração eletrônica: 1s², 2s², 2p6, 3s², 3p6, 4s², 3d6 Número de oxidação: Fe+2 (ferroso ou ferro II) e Fe+3 (férrico ou ferro III)

Minério de Ferro.Na natureza o ferro não está em estado livre ou elementar, porém, é comumente

encontrado na forma de pirita FeS, hematita Fe2O3 e Fe3O4, que é transportada para um forno aquecido a uma temperatura de 2000°C, sendo obtido da redução destes compostos. Apresenta 3 formas alotrópicas alfa , gama e delta, sendo a mais estável em temperaturas normais, o ferro alfa. O ferro é conhecido e utilizado pelo homem desde a antiguidade, a sua utilização é vasta em função de ser um metal barato e resistente, apesar da oxidação pelo oxigênio do ar, forma ligas metálicas importantes na indústria tais como o aço-carbono

que é uma mistura de ferro e carbono, misturado com níquel e cromo, origina o aço-inoxidável, está presente em inúmeras estruturas metálicas nas construções que nos cercam.

O ferro apresenta em seu estado de oxidação +2, é facilmente oxidado a ferro +3, em virtude deste comportamento é um agente redutor forte, forma complexos quelatos ou por associação de íons, e são facilmente identificados por formar soluções coloridas. A reação pela qual identificamos o ferro mais facilmente é com tiocianato de amônio, devido a coloração vermelho intenso (cor de sangue), reage facilmente com ácidos diluídos ou concentrados, e com bases formando precipitados insolúveis.

Algumas reações mais comuns do ferro:

Meio ácido: Esta reação é extremamente exotérmica, e libera hidrogênio inflamável.

Meio alcalino: Formação de um precipitado branco que oxidado a Fe(OH)3(s), a

coloração muda para marrom avermelhado.

Reação com tiocianato de amônio (NH4SCN): Para que esta reação ocorra é necessário que o meio esteja ligeiramente acidificado. Após a reação a coloração da solução é vermelho intenso.

Figura 1: Barra de ferro.

Magnésio.

Magnésio é um metal de símbolo Mg, de cor branco-prateado, bastante resistente, duro e leve (aliás, em estado puro, é o mais leve de todos os metais conhecidos). Quando pulverizado, entra facilmente em ignição ao ser aquecido, exibindo uma chama ofuscante. Já quando sofre oxidação, é capaz de perder seu brilho, com o surgimento de leves

manchas, quando em simples contato com o ar, dando origem ao composto hidróxido de magnésio, que libera hidrogênio.

Os compostos de magnésio são utilizados há bastante tempo, desde a antiguidade, apresentando-se na natureza em sua grande maioria na forma de cristais brancos, porém nunca ocorrendo em forma pura na natureza. Assim, apresenta-se sempre em combinação com diversos elementos, em numerosos compostos naturais, como por exemplo, a Magnesita (MgCO3, carbonato de magnésio) e a dolomita (carbonato duplo de cálcio e magnésio, MgCa(CO3)2) e em águas salinas naturais.

Com efeito, a água do mar contém em torno de 1300 ppm de magnésio em peso, na forma de cloreto (MgCl2). Foi descoberto pela primeira vez em 1755 pelo físico e químico escocês Joseph Black, e posteriormente isolado pelo físico e químico inglês Humphry Davy, em 1808, através da evaporação do mercúrio presente em um amálgama de magnésio, resultado da eletrólise de uma mistura de magnésia e óxido de mercúrio. Já a elaboração, pela primeira vez, de um composto de magnésio manuseável é obra do químico francês Antoine Bussy em 1831.

Reconhecido como o oitavo elemento em abundância na natureza, o magnésio constitui 2,5% da composição da crosta terrestre, sendo um dos mais abundantes entre os elementos do grupo de metais alcalinos, bem como o nono elemento mais abundante em todo o universo. É ainda o 11º elemento mais abundante no corpo humano, considerando-se sua massa.

Seu peso específico é de 1,738 g/cm³, com um ponto de fusão localizado em aproximadamente 650 graus Celsius, possuindo um peso atômico de 24,30. Seu número atômico é 12, valendo ao magnésio um lugar entre os elementos denominados "metais alcalinos terrosos" posicionados no grupo II A da tabela periódica dos elementos químicos.

Alumínio.

O alumínio (símbolo Al) é um metal representativo de número atômico igual a 13 e massa atômica ponderada 27 u. Por ser leve, relativamente resistente e bom condutor de calor e eletricidade, é muito utilizado na produção de eletroeletrônicos (computadores, aparelhos de áudio e vídeo), latas de bebidas (refrigerantes, cervejas), além de utensílios culinários (panelas, baldes de gelo e “papel alumínio”).

Na condição ambiente, é sólido e brilhante. E, por possuir grande afinidade com oxigênio (já que é um metal não-nobre) não é encontrado puro na natureza (apesar de ser o metal mais abundante da crosta terrestre), mas na forma de óxidos e silicatos. Sua trivalência positiva faz com que seja altamente oxidável, logo, sua aparência visual é de cinza fosca; para que sua verdadeira aparência brilhante seja vista, é necessário um polimento ou atrito com outro metal mais duro.

É dúctil e, também, o segundo metal mais maleável – atrás apenas do Ouro. O estado de oxidação +3 é praticamente o único encontrado no alumínio e a existência de hidróxidos sólidos formam o principal componente do mineral bauxita.

Ocorrência.O alumínio impuro constitui cerca de 8% do solo da Terra, e se apresenta na forma

da criolita (fluoretos de alumínio de sódio), bauxita (hidróxidos de alumínio com argila) ou ainda, granitos e outros sais silicatados e oxigenados.

Praticamente todo o alumínio produzido provém da própria bauxita, pois os outros minérios tornam o processo mais inviável, seja pela escassez ou pela dificuldade de romper as ligações químicas, exigindo altas temperaturas.

Mesmo sendo a bauxita o minério mais fácil para a obtenção desse metal, o processo de transformação exige muita energia, sendo a proporção 1: 14 000, ou seja, para cada 1 tonelada de alumínio extraído, necessita-se de 14 000 KWH de energia elétrica. Daí tira-se a necessidade urgente de reciclagem do alumínio já produzido, pois a demanda energética é 95% menor, além de que, para se decompor na natureza, são necessários em torno de 400 anos.

Reservas.Em 2001, o mundo possuía cerca de 31,3 bilhões de toneladas em reservas de

bauxita (o Brasil foi responsável por mais de 8% disso), sendo que destes, 137 milhões de toneladas foram conseguidos no mesmo ano corrente. A quantidade de alumínio extraído, também em 2001, corresponde 17% do total da produção da bauxita.

Dentre os países produtores o Brasil encontra-se em 3º lugar, graças à região Norte – detentora de 94% de toda a produção.

Acredita-se que, a bauxita ainda estará disponível pelos próximos 200 anos, se mantido o ritmo atual de consumo.

AplicaçõesAs aplicações do alumínio são muito amplas, como: na fuzilaria de barcos, aviões e

metrôs; em embalagens (revestimento interno de caixas de papel, papel alumínio, latas); construção civil (esquadrias para portas, janelas, pontes); ligas metálicas para absorção de grandes impactos; caldeiras industriais e recipientes criogênicos (à temperatura de 200°C).

Figura 2: Alumínio amassado.

Chumbo.

O Chumbo (símbolo Pb) é um metal representativo de número atômico igual a 82 e massa atômica ponderada 207,2 u. Por causa das suas características atômicas, inclui-se no grupo dos metais pesados: é bastante nocivo à boa parte dos organismos (dentre eles o humano).

Nas condições ambientes é sólido, maleável e de cor branco azulada se cortado recentemente; caso contrário, quando exposto ao ar, adquire coloração acinzentada. Não é encontrado puro na natureza, mas na forma de compostos minerais, geralmente, sulfurados (como o sulfeto de chumbo). Seu potencial de oxidação em relação ao hidrogênio é de + 0,126 V, sendo assim, é relativamente resistente à corrosão – ainda mais porque o óxido formado que recobre o metal serve de proteção e apassiva o processo de corrosão.

É um metal considerado semicondutor, já que possui resistência relativamente elevada e dificulta passagem de corrente elétrica. Em contrapartida, o óxido de chumbo é muito utilizado na fabricação de baterias de automóveis.

Ocorrência e Abundância.A maioria de todo o Chumbo impuro do planeta se apresenta na forma de galena

(sulfeto de chumbo - PbS) – minério mais comum. Sendo encontrado junto a outros metais, como: Cobre, Zinco, Prata e Tório; além de Urânio.

Outros minerais que contêm quantidades significativas de Chumbo são a cerusita (carbonato de chumbo – PbCO3) e a anglesita (sulfato de chumbo – PbSO4, que são mais raros.

Reservas.A maior reserva de Chumbo encontram-se nos Estados Unidos, Austrália, Canadá,

Perú e México – que são também os maiores produtores. No Brasil, a produção se iniciou na Bahia - maior produtor do país – com a extração da galena (com concentração de prata por volta de 2,5Kg por tonelada do minério).

Efeitos à saúde HumanaO Chumbo é extremamente tóxico ao organismo se exposto em doses elevadas. Por

isso, a quantidade de Chumbo nos alimentos que consumimos não pode extrapolar certos limites: como as aves, que não podem possuir mais que 1mg de Chumbo a cada quilograma de carne.

Para o ser humano, o Chumbo pode causar os seguintes malefícios:Anemia;Aumento da pressão sanguínea;Danos aos rins;Abortos;Deformações ao feto a partir da placenta da mãe;A possibilidade de existência de cânceres através da contaminação por Chumbo é

bastante discutida, mas os estudos são ainda inconclusivos. Todavia, a melhor forma de evitar uma possível contaminação é não manter contato expressivo com o metal.

Aplicações.Bateria de chumbo – acumuladores – para automóveis;Pela sua resistência a corrosão, o Chumbo pode ser utilizado para o manuseio de

ácidos (como o Sulfúrico);Ligas metálicas para a fabricação de solda, fusíveis e revestimentos elétricos.

Figura 3: Chumbo Caça n° 3T

Cobre.

O elemento de transição cobre é um metal de coloração vermelha discretamente amarelada, com um brilho levemente opaco de aspecto agradável, está localizado no grupo I-B da tabela periódica, possui número atômico 29, massa atômica 63,55 g mol-, ponto de fusão de 1038°C, ponto de ebulição 2927ºC, é um metal macio, maleável e dúctil. O símbolo químico do metal é Cu, originado do latim “cuprum”, em alusão ilha do Chipre onde se acredita ter sido encontrado pela primeira vez.

Minério de cobre.É encontrado na natureza na forma de calcopirita CuFeS2, principalmente, existem

outros, porém este apresenta um teor mais alto do metal, além de ser um dos metais que podem ser encontrados em estado elementar.

Este é um dos metais mais antigos de que se tem conhecimento, em virtude da idade do bronze no período neolítico, onde o cobre passou a ser muito utilizado, pesquisadores afirmam que a mineração do cobre tenha se iniciado há cerca de 5.000 anos. Houve um tempo que o metal foi considerado raro e seu custo bastante elevado, depois que este começou a ser encontrado com frequência e seu custo diminuiu, até o momento em que se descobriu a sua extrema propriedade de conduzir calor e energia elétrica, e seu uso tornar-se industrial, o valor aumentou consideravelmente, mas nada comparado ao ouro ou prata, apesar de ser considerado um metal nobre.

Em contato com ar atmosférico por tempo prolongado o cobre sofre oxidação formando em sua superfície uma película tóxica oriunda de uma mistura de óxidos, hidróxidos e carbonatos, de cor verde comumente chamada de azinhavre. A utilização do cobre é bastante ampla sendo difundida em vários segmentos industriais.Entre eles temos:Utensílios de cozinha: tachos ciganos, panelas, bacias, talheres.

Condutores elétricos: cabos de alta e baixa tensão, conectores, contatos elétricos em geral, fabricação de motores.

Equipamentos: aquecedores solares, condutores de calor, tubulações de água.Ligas Metálicas: cobre e estanho forma o bronze, cobre e zinco forma o latão e por

fim cobre e ouro forma o ouro 18 quilates,por exemplo, estas são as ligas mais comuns e utilizadas mas existem inúmeras outras.

Informações Importantes sobre o CobreQuimicamente falando do cobre, ele forma diversos compostos sendo o principal o

sulfato de cobre CuSO4· 5H2O, utilizado como algicida e agente conferidor de coloração azul para água de piscinas, esse sal em estado anidro é de coloração branca, porém, em contato com o ar da atmosfera absorve a água e adquire coloração por ser higroscópico. A purificação do metal pode ocorrer de duas formas através do aquecimento dos minérios em que ele se encontra ou ainda após o aquecimento, passar por eletrólise para a obtenção de um maior grau de pureza. O cobre apresenta dois estados de oxidação Cu+ e Cu+2.

Na análise qualitativa esse elemento pode ser identificado facilmente, com a adição de solução de hidróxido de sódio formando um precipitado gelatinoso de cor azul intensa, é importante também salientar que para análise qualitativa somente Cu+2, tem importância. O metal pertence ao segundo grupo de cátions, e apresenta um potencial de eletrodo padrão positivo de 0,34 Volts, o que impossibilita que sofra ataque de ácidos diluídos (HNO3, H2SO4 e HCl), porém é atacado e dissolve-se em água- régia, além de se dissolver com facilidade em H2SO4 concentrado a quente.

A reação do cobre em meio alcalino e com ácido sulfúrico: Além de formar os compostos acima mostrados através das reações, forma também

composto de coordenação, ou seja, forma íons complexos com amônio e com a água tais como:

Tetraaminocuprato (II): [Cu(NH3)4]+2

Tetraaquocuprato (II): [Cu(H2O)4]+2 (este complexo é resultado da hidratação do íon cobre, e responsável pela coloração azul intensa da solução.)

Figura 4: Fio de cobre.

Zinco.

É denominado zinco o elemento químico de número atômico 30, de massa atômica 65 e símbolo Zn. Seu nome tem origem na palavra alemã "Zink", e sua mais antiga utilização é encontrada na obra do alquimista Para Celso, no século XV. O elemento era produzido na Índia no século XIII, em forma metálica, extraído da calamina e materiais orgânicos. Na Europa, sua "descoberta" ocorre em 1746 por obra do químico alemão Andreas Sigismund Marggraf, que o isolou através da fusão da calamina com carvão vegetal.

Um dos elementos mais comuns na crosta terrestre, o zinco é encontrado na atmosfera, solo, água e está presente em todos os alimentos. Em sua forma pura (ou metálica) o zinco é um metal branco-azulado, brilhante, de baixo ponto de fusão, com boa fusibilidade e pode ser facilmente deformado a frio ou a quente. É razoável condutor de eletricidade e queima no ar com uma chama vermelha, emitindo fumaça branca do óxido formado. Reduzido a pó, constitui material explosivo e pode explodir em chamas caso armazenado em locais úmidos.

O zinco é um elemento essencial ao organismo humano em pequenas quantidades. Presente em diversos alimentos, estes podem conter teores de zinco variando de cerca de 2 partes de zinco por milhão (2 ppm) partes de alimentos (por exemplo, folhas vegetais) a 29 ppm (carnes, peixes, aves).

O elemento se faz presente ainda na água potável. Assim, através da ingestão de água ou outras bebidas, pode-se absorver altos níveis de zinco, caso o líquido esteja armazenado em recipientes de metal ou de fluxo através de revestidos com zinco, a fim de resistir à ferrugem.

Há vários usos para o elemento na indústria moderna, entre eles, pode-se citar: uso como desodorante e conservante de madeiras (Cloreto de zinco); componente de uma variedade de ligas: latão, bronze para molas, com níquel e prata para tipografia, ligas para soldas, etc.; ligado ao cobre e alumínio em peças fundidas sob pressão, as quais são amplamente usadas nas indústrias automobilísticas, de equipamentos elétricos e outras; litopônio, mistura de sulfato de bário e sulfeto de zinco, é um importante pigmento branco.

Loções contendo calamina são usadas no tratamento de erupções de pele.Sulfeto de zinco, empregado em painéis luminosos, telas de cinescópios e lâmpadas

fluorescentes.Óxido de zinco é usado como pigmento não tóxico para tintas e em algumas

borrachas e plásticos, como estabilizador. Também em cremes e pomadas devido às propriedades adstringentes, sabões, baterias, etc.;

Telhas metálicas para construção civil.

Figura 5: Zinco.

Magnésio

Magnésio é um metal de símbolo Mg, de cor branco-prateado, bastante resistente, duro e leve (aliás, em estado puro, é o mais leve de todos os metais conhecidos). Quando pulverizado, entra facilmente em ignição ao ser aquecido, exibindo uma chama ofuscante. Já quando sofre oxidação, é capaz de perder seu brilho, com o surgimento de leves manchas, quando em simples contato com o ar, dando origem ao composto hidróxido de magnésio, que libera hidrogênio.

Os compostos de magnésio são utilizados há bastante tempo, desde a antiguidade, apresentando-se na natureza em sua grande maioria na forma de cristais brancos, porém nunca ocorrendo em forma pura na natureza. Assim, apresenta-se sempre em combinação com diversos elementos, em numerosos compostos naturais, como por exemplo a magnesita (MgCO3, carbonato de magnésio) e a dolomita (carbonato duplo de cálcio e magnésio, MgCa(CO3)2) e em águas salinas naturais.

Com efeito, a água do mar contém em torno de 1300 ppm de magnésio em peso, na forma de cloreto (MgCl2). Foi descoberto pela primeira vez em 1755 pelo físico e químico escocês Joseph Black, e posteriormente isolado pelo físico e químico inglês Humphry Davy, em 1808, através da evaporação do mercúrio presente em um amálgama de magnésio, resultado da eletrólise de uma mistura de magnésia e óxido de mercúrio. Já a elaboração, pela primeira vez, de um composto de magnésio manuseável é obra do químico francês Antoine Bussy em 1831.

Reconhecido como o oitavo elemento em abundância na natureza, o magnésio constitui 2,5% da composição da crosta terrestre, sendo um dos mais abundantes entre os elementos do grupo de metais alcalinos, bem como o nono elemento mais abundante em todo o universo. É ainda o 11o elemento mais abundante no corpo humano, considerando-se sua massa.

O nome magnésio é originário do grego "magnésia", alusão ao nome de um distrito da região da Tessália, sendo seu nome relacionado com "magnetita" e "manganês", elementos descobertos pela primeira vez na mesma área.

Seu peso específico é de 1,738 g/cm³, com um ponto de fusão localizado em aproximadamente 650 graus Celsius, possuindo um peso atômico de 24,30. Seu número atômico é 12, valendo ao magnésio um lugar entre os elementos denominados "metais alcalinos terrosos"

posicionados no grupo II a da tabela periódica dos elementos químicos.

Figura 6: Magnésio.

PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

MATERIAIS

Fe (prego, esponja de aço); Zn (invólucro interno de pilhas); Mg; Al (rebites); Pb (chumbadas); Cu (fios elétricos); 100 mL de soluções de: Ag+, Al+3, Cu+2 e HCl (todas 1 mol/L); 24 tubos de ensaio; Luvas; 1 estante para tubos.

METODOLOGIA

Colocou-se um pequeno pedaço de cada metal (Al, Cu, Pb, Fe, Zn e Mg), em um dos tubos de ensaio (já rotulado). Mediu-se, aproximadamente 5 ml de cada solução (Ag+, Al+3, Cu+2 e HCl), e adicionou-se em cada tubo de ensaio respectivamente. E esperaram-se alguns minutos até as reações acontecerem.

Colocou-se cada metal em uma tabela e anotou-se se ocorreu ou não reação química com cada um.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

METAIS SOLÇÕESH+ Al3+ Cu2+ Ag+

Alumino Oxidou – se bem pouco e quase não se

vê visivelmente a diferença

- Oxidou – se bem pouco e quase não se

vê visivelmente a diferença

Oxidou – se bem pouco e quase não se

vê visivelmente a diferença

Cobre Não oxidou Não oxidou - OxidouChumbo Oxidou Não oxidou Oxidou Oxidou

Ferro Não oxidou Não oxidou Oxidou e ouve mudança de coloração (preto)

Não oxidou

Zinco Não oxidou Não oxidou Oxidou e ouve

mudança de coloração

(preto)

Oxidou

Magnésio Oxidou Oxidou pouco

Oxidou pouco

Oxidou e ouve

mudança de coloração

(preto)Tabela 1: Tabela de Ração.

Equação Química:

Alumínio com Ácido Clorídrico:2 Al(s) + 6 HCl(l)   2 AlCl3(aq) + 3H2(g)

No experimento realizado, o alumínio (Al) não reagiu com o ácido clorídrico. A não reação do alumínio com o ácido deve-se a presença do óxido na superfície do metal e a concentração do ácido utilizado (diluído). 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.

Oxidação: Al0   2Al+3 + 3e-

Cobre com Ácido Clorídrico:

Cu + HCl → não há reação

No experimento realizado, o cobre (Cu), por exemplo, é um metal nobre, que não reage ao ser colocado em contato com o ácido clorídrico.

Chumbo com Ácido Clorídrico:

Pb + 2HCl PbCl2 + H2

No experimento realizado, o Chumbo (Pb) em contato com os ácidos clorídrico não reagiu. Do ponto de vista literário, o Pb reage lentamente com os ácidos clorídrico caso estivessem concentrados.

Oxidação: Pb0 → Pb+2 + 2e-

Ferro com Ácido Clorídrico:

Fe(s) + 2HCl(l)   →   FeCl2(AQ) + H2(g)

No experimento realizado, o ferro substitui o Hidrogênio do acido formando Cloreto de ferro II (FeCl2).

Oxidação: Fe0 → Fe+2 + 2e-

Zinco com Ácido Clorídrico:

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

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.

Oxidação: Zn0 → Zn+2 + 2e-

Magnésio com Ácido Clorídrico:

Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

No experimento realizado, o Magnésio em contato com o ácido clorídrico reagiu. Nesse caso, houve a oxidação do magnésio e a redução do íon H+.

Oxidação: Mg0 → Mg+2 + 2e-

Cobre com Sulfato de Alumínio:

Cu + Al2(SO4)3 não há reação

No experimento realizado, o cobre e os íons alumínio não reagiram. O alumínio é mais reativo que o cobre, e não reage com esse por ser um cátion (não possui todos os elétrons).

Chumbo com Sulfato de Alumínio:

Pb + Al2(SO4)3   não há reação

No experimento realizado, o chumbo e os íons alumínio presentes não reagiram. Isso ocorreu porque o alumínio é mais reativo que o chumbo – tem maior tendência em perder elétrons –, logo, não haverá reação, pois o alumínio já não possui elétrons para doar.

Ferro com Sulfato de Alumínio:

Fe + Al2(SO4)3   não há reação

No experimento realizado, o ferro não reagiu com o alumínio, novamente, o alumínio é mais reativo e não possui elétrons para doar.

Zinco com Sulfato de Alumínio:

Zn + Al2(SO4)3   não há reação

No experimento realizado, o zinco metálico não reagiu com os íons alumínio. Isso ocorreu porque o alumínio é mais reativo que o zinco.

Magnésio com Sulfato de Alumínio:

3Mg + Al2(SO4)3   3MgSO4 + Al-24

No experimento realizado, o magnésio metálico reagiu com o alumínio, pois, eliminava bolhas (gás oxigênio). O magnésio é mais reativo que o alumínio por pertencer aos metais alcalinos terrosos, portanto, o magnésio doa elétrons ao alumínio.

Oxidação: Mg0 3Mg+4 + 4e-

Alumínio com sulfeto de cobre:

Al + CuSO4 AlSO4 + Cu-4

No experimento realizado, o alumínio metálico com íons cobre, ouve reação nesse sistema. Isso ocorreu porque o alumínio é mais reativo que o cobre tem maior tendência em perder elétrons, logo, haverá reação, pois o alumínio metálico possui elétrons para doar. Houve a formação de um precipitado preto, decorrente da deposição do cobre metálico.

Oxidação: Pb0   Pb+4 + 4e-

Chumbo com sulfeto de cobre:

Pb + CuSO4   PbSO4 + Cu-4

No experimento realizado, o chumbo e os íons cobrem (Cu+2) presentes reagiram, formando um precipitado esbranquiçado. Isso ocorreu porque o chumbo é mais reativo que o cobre – tem maior tendência em perder elétrons –, logo, haverá reação, pois o chumbo possui elétrons para doar.

Oxidação: Pb0   Pb+4 + 4e-

Ferro com sulfeto de cobre:

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu-4

No experimento realizado, o ferro reagiu com os íons cobre. Isso ocorreu, pois o ferro é mais reativo que o cobre e possuía elétrons para doar.

Oxidação: Fe0   Fe+4 + 4e-

Zinco com sulfeto de cobre:

Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu-4

No experimento realizado, o zinco metálico reagiu com os íons cobre. Isso ocorreu porque o zinco é mais reativo que o cobre, sendo metálico possui elétrons para doar ao cobre.

Oxidação: Zn0   Zn+4 + 4e-

Magnésio com sulfeto de cobre:

Mg + CuSO4   MgSO4 + Cu-4

No experimento realizado, o magnésio metálico reagiu com o cobre, pois, eliminava bolhas e produziu um precipitado preto – provavelmente sulfato de magnésio. O magnésio

é mais reativo que o cobre por pertencer aos metais alcalinos terrosos, portanto, o magnésio doa elétrons ao cobre.

Oxidação: Mg0   Mg+4 + 4e-

Alumínio com nitrato de prata:

Al + AgNO3    AlNO3 + Ag-3

No experimento realizado, o alumínio metálico reagiu com íons prata. Devido a maior reatividade do alumínio em relação à prata (mais nobre).

Oxidação: Al0   Al+3 + 3e-

Cobre com nitrato de prata:

Cu + AgNO3    AlNO3 + Ag-3

No experimento realizado, o cobre metálico e os íons prata reagiram. Isso ocorre, porque o cobre é mais reativo que a prata.

Oxidação: Cu0   Cu+3 + 3e-

Chumbo com nitrato de prata:

Pb + AgNO3  PbNO3 + Ag-3

No experimento realizado, o chumbo e os íons prata (Ag+) presentes reagiram. Isso ocorreu porque o chumbo é mais reativo que a prata tem maior tendência em perder elétrons, logo, haverá reação, pois o chumbo metálico possui elétrons para doar.

Oxidação: Pb0   Pb+3 + 3e-

Ferro com nitrato de prata:

Fe + AgNO3   FeNO3 + Ag-3

O ferro não reagiu com os íons prata, resultado inesperado, pois o ferro é mais reativo que a prata e teoricamente deveria haver reação.

Oxidação: Fe0   Fe+3 + 3e-

Zinco com nitrato de prata:

Zn + AgNO3    ZnNO3 + Ag-3

No experimento realizado, o zinco metálico reagiu com os íons prata. Isso ocorreu porque o zinco é mais reativo que a prata, sendo metálico possui elétrons para doar.

Oxidação: Zn0   Zn+3 + 3e-

Magnésio com nitrato de prata:

Mg + AgNO3    MgNO3 + Ag-3

No experimento realizado, o magnésio metálico reagiu com os íons prata. O magnésio é mais reativo que a prata por pertencer aos metais alcalinos terrosos, portanto, o magnésio doa elétrons à prata.

Oxidação: Mg0   Mg+3 + 3e-

Imagem 1: Tabelados experimento realizado em laboratório, mostrando oque ocorreu com cada metal no experimento pratico.

CONCLUSÃO

REFERÊNCIAS

Brasil. Qumimoreira. Disponível em <http://quimimoreira.net/Trabalho%20QGII.pdf>.Acesso em 02/03/2015, às 13:18h.

Brasil. Info escola. Disponível em <http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/ferro/>. Acesso em 02/03/2015, às 13:57h.

Brasil. Info escola. Disponível em <http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/magnesio/>. Acesso em 02/03/2015, às 14:12h.

Brasil. Info escola. Disponível em <http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/aluminio/>. Acesso em 02/03/2015, às 14:14h.

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Brasil. Info escola. Disponível em <http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/zinco/>. Acesso em 02/03/2015, às 14:21h.

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