Universidade Estadual do Norte Fluminense Centro de
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Universidade Estadual do Norte Fluminense Centro de Ciência e Tecnologia Laboratório de Ciências Químicas Química Geral I Experimento 3 – Tendências Periódicas 1 - OBJETIVOS – – – Relacionar a reatividade química de alguns elementos através da tabela periódica Relacionar a basicidade (ou acidez) do óxido de um elemento químico em função de sua posição na tabela periódica Correlacionar a reatividade química de alguns metais com a “escala de nobreza” 2 - INTRODUÇÃO No início do século XIX verificou-se que havia grupos de elementos com propriedades semelhantes. Quando os elementos eram ordenados conforme a sua massa, propriedades como o tamanho, cor, reação com água, reações químicas em geral, formação de óxidos, propriedades destes óxidos, valência, condutividade elétrica e, várias outras propriedades possuíam uma variação periódica. Essas características foram tabeladas separadamente pelo cientista russo Mendeleiev e pelo cientista alemão Lothar Meyer em meados do século XIX produzindo assim uma tabela periódica que até agora utilizamos com pequenas correções. Uma destas correções está associada à melhor compreensão do que é o número atômico Z. Nas primeiras tabelas periódicas os elementos estavam ordenados de forma crescente por suas massas. Uma outra correção veio da previsão de Mendeleiev relativa a três falhas em sua tabela: previu a existência de três elementos desconhecidos e suas propriedades (cor, densidade, reatividade com água e propriedades químicas e físicas de seus cloretos). Entre esses elementos estão o germânio (um semicondutor como o silício) e o tecnécio (metal usado em alguns tratamentos de radioterapia). Fora estas correções, a Tabela Periódica é uma vitória da Química Experimental e do Método Científico porém na época ainda não havia explicações para a origem destes efeitos periódicos. Mendeleiev construiu sua tabela de forma a que se um observador olhar uma coluna da tabela de cima para baixa, observará o aumento do número atômico Z. O mesmo aumento pode ser observado olhando-se uma mesma linha da esquerda para a direita. Ao colocar na mesma coluna elementos com propriedades parecidas, Mendeleiev também notou o mesmo efeito em duas linhas vizinhas. Por exemplo: os raios atômicos, uma grandeza que poderia ser medida a partir da densidade, sempre diminuía para uma dada linha quando se ia da esquerda para a direita. A série eletroquímica dos metais, também chamada de “escala de nobreza” dispõe os elementos em ordem decrescente de reatividade e em ordem crescente de nobreza. Quanto mais reativo é o elemento, tanto menos nobre ele é. Quanto mais nobre o elemento, menor será a sua reatividade química. O outo (Au), a platina (Pt) e a prata (Ag) têm baixa reatividade química e são exemplos de metais nobres. São chamados de “nobres” porque mais dificilmente sofrem o “ataque” químico de outras substâncias. A escala de reatividade pode ser simplificada da seguinte forma: Li > Ba > Na > Mg > Al > Mn > Fe > Co > Ni > Pb > H2 > Cu > Ag > Pd > Pt > Au Repare na posição de cada elemento na tabela periódica. Note que os elementos do “bloco s” são os mais reativos e, os do “bloco d” os menos reativos. Esta escala está retratando o comportamento de “reatividade química” de metais frente a ácidos inorgânicos que na realidade é um somatório de diversas outras propriedades: potencial de oxidação do metal, número de elétrons envolvidos na ligação do metal, capacidade de formação de uma camada protetora de óxido, etc. Esta escala foi construída a partir da observação experimental! Nesta experiência, você determinará o volume de gás hidrogênio produzido quando uma amostra de magnésio metálico reage com ácido clorídrico. Este volume será medido à temperatura e pressão ambientes. O resultado obtido permitirá calcular quantos litros de gás hidrogênio seco, à temperatura ambiente e à pressão de 1 atm, podem ser produzidos para cada mol do metal magnésio. 3 – EXPERIMENTAL 3.1– Materiais, vidrarias e equipamentos – – – – – – – – – – – – – – – – Bastão de vidro Béquer de 250 mL Bico de Bunsen Bulbos de borracha Cápsula de porcelana Espátula metálica Estante para tubos de ensaio Lixa d'água Luva de amianto Papel indicador de pH Pêra de borracha Pinça de madeira Pinça metálica Pipetas graduadas de 10 mL Pipetas Pasteur 12 tudos de ensaio 3.2- Reagentes – – – – – – – – – – – – – – – – Ácido clorídrico 10% Alumínio metálico Cloreto de magnésio 5% Cobre metálico Dióxido de silício Ferro metálico Magnésio Metálico Nitrato de prata 2% Nitrato de zinco 5% Óxido de chumbo Pentóxido de fósforo Sódio metálico Solução de fenolftaleína Sulfato de cobre 10% Sulfato ferroso 5% Zinco metálico 3.3– Procedimento 3.3.1– Reação do sódio metálico com água Em um bécher de 250 mL colocar água destilada até a metade e adicionar de 5 a 10 gotas de fenolftaleína. Cuidadosamente cortar com uma espátula (bem seca) um pequeno fragmento de sódio metálico (tamanho de um grão de arroz!!!). Dentro da capela colocar o sódio metálico no becher (CUIDADO!). Anote suas observações. 3.3.2– Reação do magnésio metálico com oxigênio Segurar um pequeno pedaço de fita de magnésio com a pinça metálica e aproximá-lo da chama de um Bico de Bunsen (CUIDADO!). Colocar a fita incandescente na cápsula de porcelana. Reservar o produto formado na cápsula para o item 3.3.4 3.3.3– Reação de metais com soluções ácidas e soluções salinas Coloque em quatro tubos de ensaio os seguintes metais em cada tubo: Tubo A - cobre metálico Tubo B - ferro metálico Tubo C - zinco metálico Tubo D - alumínio metálico Adicione aproximadamente 1 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol/L em cada tudo. Em uma tabela anote as suas observações para cada tubo após um período de 5 a 10 minutos da adição do metal. Observe que algumas reações são lentas ou podem mesmo não ocorrer. Repita este procedimento agora adicionando ao invés do HCl, 1 mL de uma das soluções abaixo por vez e proceda a observação da reatividade de cada metal com cada uma das soluções individualmente. Observação 1 – metais + sulfato de cobre Observação 2 – metais + cloreto de magnésio Observação 3 – metais + nitrato de zinco Observação 4 - metais + sulfato ferroso Observação 5 – metais + nitrato de prata Anote suas observações! 3.3.4– Reação de óxidos dos elementos com água Coloque em quatro tubos de ensaio aproximadamente 1 mL de água destilada e, a seguir, acrescente os seguintes reagentes em cada tubo: Tubo 1 - uma ponta de espátula contendo óxido de magnésio (CUIDADO!) Tubo 2 - uma ponta de espátula contendo óxido de chumbo Tubo 3 - uma ponta de espátula contendo pentóxido de fósforo (CUIDADO!) Tubo 4 - uma ponta de espátula contendo dióxido de silício (CUIDADO!) Meça o pH em cada tubo com uma fita de papel indicador e anote o valor. 4 – Questões para serem comentadas no relatório – – – Qual o gás desprendido na reação de alguns dos metais com o ácido clorídrico? Escreva a equação balanceada para cada uma das reações que aconteceram. Quais são os óxidos básicos e quais são os óxidos ácidos? Explique o comportamento encontrado. Se for curioso veja a realização de alguns destes experimentos de forma virtual! http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/redox/home. html Bibliografia sugerida: O.A. Maldaner, “Química 1 construção de conceitos fundamentais”, Editora Unijuí, Ijuí, 1992. T. L. Brown, H. E. LeMay, B. E. Bursten, “Química Ciência Central”, 7a ed., Livros Técnicos e Científicos Editora: Rio de Janeiro, 1997.
