Relatório Química Inorgânica Experimental - Reatividade Química dos Metais

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Isso acontece no caso do cobre e da prata, porém não no caso do sódio, de modo que é tentador dizer que não ocorre reação no caso do sódio e ocorre reação nos outros dois casos. É exatamente isso que observamos experimentalmente, as reações entre o zinco e o sulfato de cobre e entre o zinco e o nitrato de prata são as únicas que ocorrem nessa etapa. As reações envolvidas nesta etapa estão descritas abaixo.

CuSO4(aq) + Zn(s) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

Zn(s) + 2AgNO3(aq) → 2Ag(s) + Zn(NO3)2(aq)

Durante a segunda etapa os resultados foram mais expressivos e conclusivos. Ao colocar os metais em contato com o ácido, espera-se que ocorra reação com os metais ao lado direito do hidrogênio na tabela de reatividade, porém essa não foi a única observação que foi feita na etapa.

No tubo que continha o magnésio, a reação ocorreu instantaneamente ao adicionar o metal ao ácido e teve uma curta duração (aproximadamente 34 segundos) o que é explicado pela grande diferença de potencial entre o hidrogênio e o magnésio. Durante a reação houve liberação de gás hidrogênio (H2) e foi formado cloreto de magnésio.

Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

No segundo tubo, onde continha o metal Alumínio, a reação foi bastante diferente da reação com o magnésio, mesmo estando próximos na tabela de potenciais. A reação demorou para começar a acontecer (aproximadamente 2 min e 20 segundos), isto porque antes de podermos observar a reação acontecendo, o ácido reagiu com a camada de óxido de alumínio que reveste o metal.

Após o ácido reagir com todo o óxido, foi possível observar sua reação com o alumínio acontecendo, esta que apresentou liberação de gás, uma coloração cinzenta escura e liberação de energia.

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O (Reação do ácido com o óxido)

2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g)

Ao dar continuidade ao experimento e colocar o metal zinco em um dos tubos, podemos observar que sua reação foi bem parecida com a do magnésio em relação a tempo de reação, foi uma reação que começou bem rapidamente, mas teve uma duração maior. Nesta reação houve liberação de energia, percebido pelo aumento de temperatura no tubo.

Zn(s) + HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) + calor

O próximo metal a ser analisado foi o ferro, que reagiu lentamente com um aborbulhamento fraco indicando a liberação do gás hidrogênio. Por último o cobre que não reagiu com o ácido pois está à direita do hidrogênio na tabela de reatividade.

Fe(s) + HCl(aq) → FeCl3(aq) + H2(g)

Já ao adicionar ácido nítrico em um pedaço de cobre os resultados foram completamente diferentes da etapa anterior, houve mudança de cor na solução presente no tubo de ensaio, liberação de gás. Isto porque o cobre reage fortemente com o ácido nítrico, formando o gás dióxido de nitrogênio. Este gás tem uma coloração castanha e é bastante perigoso. Outro produto formado na reação é nitrato de cobre, que tem uma cor característica esverdeada.

Diferente do ácido clorídrico, nesta reação existe a formação de água, de modo que na tabela de potenciais de redução, a reação de formação da água a partir de H+ tem um potencial menor que a do metal cobre, por isso a reação acontece.

[pic 4][pic 5]

[pic 6]

[pic 7]

A próxima etapa da experiência foi colocar o metal em contato com água e observar o que aconteceria sob efeito de alta temperatura. Metais que tem o potencial de redução maior que o do hidrogênio e menor que o do magnésio são os que geralmente reagem em presença de água em alta temperatura. É necessário tomar cuidado para não confundir o aborbulhamento da ebulição da água com liberação de gás devido a alguma reação que possa estar acontecendo.

Sabendo dos cuidados, foi iniciado o primeiro teste, com o alumínio. O alumínio tem um potencial maior que o do hidrogênio e menor que o do magnésio, ainda assim ele não reage pois o óxido de alumínio que recobre o pedaço de metal impede que a reação aconteça. Já o cobre não reage pois tem o potencial de redução menor que o hidrogênio.

Prosseguindo para a etapa 4 onde colocamos os mesmos metais da etapa 3 e também um pedaço de zinco em contato com uma base. Analisando apenas a tabela de potencial de redução, é tentador afirmar que nenhum dos três irá reagir, pois seus potenciais são menores que o do metal que está ligado a hidroxila, que é o sódio. Este é o caso do ferro e do cobre, porém com o alumínio ocorre reação.

Já o alumínio reage com a base, formando aluminato de sódio, essa reação acontece após a base passar por uma reação intermediária com o óxido envolto no metal. O fornecimento de energia ao sistema provoca uma liberação de calor pela base para se dissociar, após a dissociação ela reage ao óxido, o que possibilita a reação com o metal. As reações abaixo ilustram esse processo.

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2NaAl(OH)4

Após essa reação de síntese entre o óxido e a base, o produto NaAl(OH)4 se dissocia em:

NaAl(OH)4 → NaAlO2 + 2H2O

De modo que a equação química para esta reação é dada por:

2NaOH + 2Al + 2H2O → 2NaAlO2 + 3H2O

Conclusão

Levando-se em conta o que foi observado concluímos que, nos casos gerais, os metais menos nobres deslocam os metais mais nobres dos compostos em reações entre metais e soluções iônicas. Entretanto, existem vários casos de exceção que devemos conhecer e entender.

Referências

Russel, J.B.; Química Geral, Vol 2, 1994.

Edson A. Ticianelli; Ernesto R. Gonçalves; Eletroquímica, Vol 17, 1998.

SILVA, A. O.; BRITO, A. C.; ALVES, A. P.; PONTES, D. L.; SILVA, F. O.; SOUZA, M. A.; OLIVEIRA, O. A.; Roteiro de Práticas de Inorgânica Experimental.