Slide - Reatividade dos Materiais - Química Geral 2023-1

3a AULA EXPERIMENTAL (PRÁTICA 2) REATIVIDADE DOS METAIS Objetivos: • Comprovar experimentalmente a ocorrência de reações de deslocamento entre metais através da fila de reatividade química e tabela de potenciais de redução (parte I); • Identificar alguns elementos por meio das cores (parte II). Fonte: https://www.todamateria.com.br/materiais-laboratorio/ 1 (roteiro-1---quimica-geral, páginas 10 a 15) 2 REGRAS •Ler o roteiro um dia antes da aula, anotando todos os materiais a usar no experimento; •Chegar no horário (tolerância de 15 min); •Não vir ao laboratório com shorts, saias, roupas curtas, calçados abertos, evitar lentes de contato, ou seja, vir de roupas fechadas, calça, sapato fechado etc; •Usar avental; •Deixar todos os materiais pessoais (blusa, mochila etc) numa estante destinada para isso, que fica ao fundo do laboratório (logo na entrada); •Levar à bancada somente o estritamente necessário para anotações e fazer cálculos; •Não usar o celular. Usar somente para registrar algo relacionado com experimento Parte I Pág 10 a 14 do roteiro PRÁTICA 2 REATIVIDADE DOS METAIS Objetivos: • Comprovar experimentalmente a ocorrência de reações de deslocamento entre metais através da fila de reatividade química ou tabela de potenciais de oxirredução; • identificar alguns elementos metálicos por meio das cores. 1. Reatividade em função dos potenciais de oxirredução 1.1. Fundamento teórico A série eletroquímica dos metais, escala de nobreza ou fila de reatividade química coloca os elementos em ordem decrescente de reatividade (quanto menor o número atômico, maior a reatividade dos elementos). Quanto maior a reatividade de um elemento, menor é a sua nobreza. Metais como ouro (Au), prata (Ag) e platina (Pt) são ditos nobres porque reagem muito pouco com outros elementos, e assim dificilmente são atacados por outras substâncias químicas. A ordem de reatividade dos metais é: Pág 10 do roteiro Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, H, Pb, Cu, Ag, Pd, Pt, Au. Menor reatividade química (maior nobreza do metal) Reações de deslocamento tipo A + Bx → Ax + B nas quais o elemento A desloca o elemento B podem ser previstas segundo a fila de reatividade química exposta acima. O elemento mais reativo desloca o elemento menos reativo. Exemplo: Mg + ZnSO₄ → MgSO₄ + Zn O magnésio desloca o zinco porque é mais reativo, e a reação ocorre apenas nesse sentido. Essa tabela é a de potenciais normais de oxirredução (Tabela 1). Pág 10 do roteiro 6 SISTEMA Eº (Volts) SISTEMA Eº (Volts) Li+ + e-  Li -3,09 Ni2+ + 2 e-  Ni -0,25 K+ + e-  K -2,93 Sn2+ + 2 e-  Sn -0,13 Rb+ + e-  Rb -2,92 Pb2+ + 2 e-  Pb -0,12 Cs+ + e-  Cs -2,92 2H+ + 2e-  H2(g) 0,00 Ba2+ +2 e-  Ba -2,90 Sn4+ + 2 e-  Sn2+ +0,15 Sr2+ +2 e-  Sr -2,89 Cu2+ + 2 e-  Cu +0,34 Ca2+ +2 e-  Ca - 2,86 Fe3+ + e-  Fe2+ +0,77 Na+ + e-  Na -2,71 Ag+ + e-  Ag +0,80 Mg2+ +2 e-  Mg - 2,36 NO3 - +4H+ +3 e-  NO+2H2O +0,957 Al3+ +3 e-  Al - 1,66 Pd2+ + 2 e-  Pd +0,99 Mn2+ +2 e-  Mn -1,18 Pt2+ + 2 e-  Pt +1,20 Zn2+ +2 e-  Zn -0,76 O2 + 4H++4e-  2H2O +1,23V Fe2+ + 2 e-  Fe -0,45 Cl2(g) + 2e-  2Cl- 1,36 Cr3+ + e-  Cr2+ -0,41 Au+ + e-  Au +1,50 Fe3+ + 3 e-  Fe -0,037 MnO4 - + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O +1,51 Co2+ + 2 e- Co -0,27 Tabela I - Potenciais de redução. Pág 11 e 12 do roteiro 7 Usando a mesma reação como exemplo: -8 -2 +2 +2 +2 +2 0 0 total cada elemento 0 0 -8 -2 Mg(s) + ZnSO4(aq)  MgSO4(aq) + Zn(s) +6 +6 +6 +6 ZnSO4(aq)  Zn2+ (aq) + SO4 2- (aq) MgSO4(aq)  Mg2+ (aq) + SO4 2- (aq) +2 +2 +2 +2 0 0 total cada elemento 0 0 Mg(s) + Zn2+ (aq)  Mg2+ (aq) + Zn(s) 8 Mg  Mg2+ +2 e- oxidação Zn2+ + 2e-  Zn redução Zn2+ + 2 e-  Zn E0 = -0,76V Mg2+ +2 e-  Mg E0 = -2,36V inverter manter Zn2+ + 2e-  Zn E0 = -0,76V Mg  Mg2+ +2 e- E0=+2,36V Mg + Zn2+  Mg2+ + Zn E0= 1,60V Sentido inverso é não-espontâneo [>0, espontâneo (em condições padrão)] +2 +2 +2 +2 0 0 total cada elemento 0 0 Mg(s) + Zn2+ (aq)  Mg2+ (aq) + Zn(s) 1.2. Materiais e reagentes • Tubos de ensaio • espátula • Suporte (estante) para tubos de ensaio • Pipetas de 5 ou 10ml • Ácido clorídrico 5% • Ácido nítrico 50% (1 : 1) • Sulfato de cobre 5% • Sulfato de magnésio 5% • Nitrato de prata 5% • Sulfato de zinco 5% • Cloreto de sódio 5% • Sódio metálico • Potássio metálico • Aparas de magnésio • Aparas de alumínio • Aparas de zinco • Fragmentos de ferro • Fragmentos de cobre • Solução de fenolftaleína Pág 12 e 13 do roteiro 10 1.3.1. Reação do sódio e potássio metálico com água (demonstrativo) ROTEIRO Pág 13 do roteiro Parte 1.3. Procedimento experimental 11 Observar as evidências de uma reação química (liberação de gás, despreedimento de calor, absorção de calor, precipitação, dissolução, mudança de cor) Pág 13 do roteiro 12 Questão 1 O que acontece quando o sódio e potássio metálico entra em contato com a água? Explique e escreva as reações envolvidas, balanceando a equação química. 13 Parte 1.3. Procedimento experimental 1.3.2. Reação dos metais com ácidos 14 Questão 2 Escreva as reações testadas, balanceando a equação química. Mostre, usando a tabela de redução, quais reação espera-se que ocorra espontaneamente e quais não. Pág 13 e 14 do roteiro Mg, Al, Zn, Fe e Cu um 15 Parte 1.3. Procedimento experimental 1.3.3. Reação dos metais com ácido nítrico 16 Questão 3 Escreva o que observou e mostre as reações, balanceando a equação química. Pág 14 do roteiro 17 Parte 1.3. Procedimento experimental 1.3.4. Reação entre os metais 18 Pág 14 do roteiro Questão 4 Escreva as reações testadas, balanceando a equação química. Mostre, usando a tabela de redução, que as reações dos videos ocorrem espontaneamente. 19 Observar as evidências de uma reação química (liberação de gás, despredimento de calor, absorção de calor, precipitação, dissolução, mudança de cor) Assistir o experimento (gravação) Reatividade dos metais - parte I (https://youtu.be/V25YwK4AVAg) 3a AULA EXPERIMENTAL (PRÁTICA 2) REATIVIDADE DOS METAIS Objetivos: • Comprovar experimentalmente a ocorrência de reações de deslocamento entre metais através da fila de reatividade química e tabela de potenciais de redução (parte I); • Identificar alguns elementos por meio das cores (parte II). Fonte: https://www.todamateria.com.br/materiais-laboratorio/ 20 (roteiro-1---quimica-geral, páginas 10 a 15) 21 Parte II. Reatividade dos metais frente a uma fonte de energia térmica 2. Reatividade dos metais frente a uma fonte de energia térmica 2.1. Fundamento teórico Quando sais metálicos são submetidos à chama do bico de gás, formam-se átomos metálicos gasosos. Parte desses átomos podem ter seus elétrons de valência promovidos a um nível energético elevado o suficiente para permitir emissão de radiação luminosa de comprimento de onda característico do metal em questão. Esse fenômeno é explicado pela Teoria dos quanta, que diz que cada elétron possui estados de energia bem definidos, podendo esses ser: estado fundamental ou excitado. Quando é fornecida energia (térmica ou outras formas) a esses elétrons, os mesmos passam a ter um nível maior de energia, passando de sua camada eletrônica original para outra de maior capacidade. Como a tendência é ficar no estado fundamental, essa energia é eliminada, na forma de fótons (luminosidade). Essa luz tem comprimento de onda determinado para cada metal, sendo possível, assim, identificar o metal a partir da cor da luz emitida. Pág 14 do roteiro 2.2. Material e reagentes • Bico de Bunsen • Fio de platina ou similar • Fio de cádmio • Fio de níquel • Cloreto de cálcio • Cloreto de potássio • Cloreto de bário • Cloreto de lítio • Cloreto de sódio 2.3. Procedimento experimental • Coloque um pouco de ácido clorídrico concentrado em um tubo de ensaio. • limpe o fio de platina ou similar, mergulhando-o na água, e em seguida aqueça-o na zona de fusão do bico de gás, até não ter mais cor na chama. • Mergulhe o fio novamente na água e em seguida no cloreto de cálcio. Coloque o fio novamente na chama do bico de gás e anote o resultado. Repita o procedimento para os demais sais metálicos, bem como para os demais fios metálicos. Pág 15 do roteiro 24 2. Bico de Bünsen “Teste de chama” 25 Li (1s2 2s1) Energia térmica Emissão de luz característica Li+ + e-  Li (na chama redutora) 26  (nm) da luz visível absorvida Espectro da cor COR DA LUZ VISÍVEL 10-400 Ultravioleta 400-465 Violeta 465-482 Azul 482-487 Azul esverdeada 487-498 Verde azulado 498-559 Verde 559-576 Verde amarelado 576-587 Amarelo 587-617 Laranja 617-780 Vermelho >780 Infravermelho Na (1s2 2s22p6 3s1) Na+ + e-  Na (na chama redutora) 27 Assistir o experimento (gravação) Reatividade dos metais - parte II (https://youtu.be/b3y7flRdKW8) 28 Parte 3 – Questionário que seria cobrado nessa aula prática Ao invés desse questionário, responder ao que está anexado na seguinte atividade. Pág 15 do roteiro FIM