1. Faculdade de Engenharia, Arquitetura e Urbanismo
RELATÓRIO
REAÇÕES COM METAIS
Santa Barbara D’Oeste
2013

2. Faculdade de Engenharia, Arquitetura e Urbanismo
RELATÓRIO
REAÇÕES COM METAIS
Evilene Maria Miron
Gustavo César
Gustavo P. Carvalho
Jéssica Amaral
Mário Júnior Fugimoto
Docente Mauri Wilson Casale
Laboratório de Química – Disciplina de Química e Cotidiano
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Santa Barbara D’Oeste
2013

3. Conteúdo
I.
Introdução Teórica ..............................................................................................................................4
II.
Objetivo ..............................................................................................................................................5
III. Metodologia ........................................................................................................................................5
Materiais ..................................................................................................................................... 5
Reagentes.................................................................................................................................... 5
IV. Procedimentos experimentais .............................................................................................................6
Procedimento 1 - Reações do ácido clorídrico com metal ......................................................... 6
Procedimento 2 - Reações entre metais ...................................................................................... 7
V.
Uso da Tabela de Potenciais de Oxirredução entre Metais .................................................................9
VI. Conclusão..........................................................................................................................................10
VII. Referencia Bibliográfica ...................................................................................................................10
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4. I.
Introdução Teórica
A série eletroquímica dos metais, também chamada de “escala de nobreza” ou de “fila
de reatividade química”, dispõe os elementos em ordem decrescente de reatividade (isto é,
cada elemento é mais reativo do que os que vêm depois dele) e em ordem crescente de
nobreza (isto é, cada elemento é menos nobre do que os que vêm depois dele).
Quanto mais reativo é o elemento, tanto menos nobre ele é. Quanto mais nobre o
elemento, menor será a sua reatividade química.
O ouro (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 químicas.
Maior reatividade, menor nobreza
Li > K > Rb > Cs > Ba > Sr > Ca > Na > M > Al > Mn > Zn > Fe > Co > Ni > Pb > H > C > Hg > Ag > Pd > Pt > Au
Vejamos por exemplo a reação química entre o magnésio e o sulfato de zinco, que produz
sulfato de magnésio e zinco:
O magnésio deslocou o zinco porque é mais reativo do que ele, isto é, o Mg vem antes do Zn
na fila de reatividade dos metais. A reação Zn + MgSO4 não ocorre porque Zn, sendo menos
reativo que o Mg, não desloca de seus compostos, isto é, Zn vem depois de Mg na fila de
reatividade.
A fila de reatividade nada mais é do que a tabela de potenciais normais de oxirredução.
Pode-se calcular a força eletromotriz (FEM) ou voltagem dessas reações utilizando a tabela dos
potenciais normais de oxirredução.
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5. II.
Objetivo
Comprovar experimentalmente, que as reações de deslocamento entre metais ocorrem segundo
a fila de reatividade química ou a tabela de potenciais de oxirredução.
III.
Metodologia
Materiais
1.
Tubos de ensaio;
2.
Estantes para tubos de ensaio;
3.
Pipetas de 10 ml;
Reagentes
1.
Acido Clorídrico a 10% (HCl)
2.
Sulfato de Cobre a 10% (CuSO₄)
3.
Sulfato de Zinco a 5% (ZnSO₄)
4.
Sulfato de Magnésio a 5% (MgSO₄)
5.
Cloreto de Sódio a 5% (NaCl)
6.
Nitrato de Prata a 2% (AgNO₃)
7.
Magnésio metálico em aparas (Mg)
8.
Alumínio metálico em aparas (Al)
9.
Zinco metálico em aparas (Zn)
10.
Ferro metálico em fragmento (Fe)
11.
Cobre metálico em fragmento (Cu)
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6. IV.
Procedimentos experimentais
Procedimento 1 - Reações do ácido clorídrico com metal
Se pega cinco tubos de ensaio e adiciona-se HCl a 10%, até um terço do volume de cada um.
1.
Adiciona-se aparas de magnésio a um dos tubos;
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 H da solução.
Reação: Mg + 2HCl → MgCl2 + H₂
2.
Adiciona-se em outro tubo, aparas de alumínio;
O alumínio demora um pouco mais para reagir se comparado com o magnésio,
provavelmente pela sua posição na fila de reatividade química. A reação não apresenta uma
efervescência grande como no caso do magnésio.
Reação: 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂
3.
Adiciona-se aparas de zinco em outro tubo, e espera-se alguns minutos;
O zinco reage e a solução de HCl adquire uma coloração branca, e apresenta 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.
Reação: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
4.
Ao quarto tubo contendo HCl, adiciona-se um fragmento de ferro, e espera
alguns minutos;
Aparentemente não houve reação, embora de acordo com a fila de reatividade química
o ferro esteja situado anterior ao hidrogênio. Ocorre uma reação de simples troca.
Reação: 2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂
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7. 5.
Ao quinto tubo se adiciona alguns fragmentos de cobre;
Não é possível observar reação, uma vez que o Cu se encontra depois do hidrogênio na
fila de reatividade química, logo ele não etapas de deslocar o hidrogênio do HCl.
Dentre todos os procedimentos listados no item neste primeiro procedimento, 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 se
pode 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 2 - Reações entre metais
6.
Coloca-se solução de sulfato de cobre a 10% em um tubo de ensaio até 1/3 de
seu volume. Adiciona-se então algumas aparas de zinco e espera-se alguns minutos;
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.
Reação: Zn + CuSO₄ → 4Cu + ZnSO₄
7.
Coloca-se mais uma vez sulfato de cobre a 10% em um tubo de ensaio até 1/3 de
seu volume, adiciona-se algumas aparas de magnésio e espera-se alguns minutos.
A solução apresenta uma efervescência. O magnésio reage coma solução, ocupando o
lugar do cobre, uma vez que é mais reativo.
Reação: Mg + CuSO4→ Cu + MgSO4
8.
Coloca-se solução de sulfato zinco a 5% em um tubo de ensaio até 1/3 do
volume, adiciona-se algumas aparas de cobre e agita.
Não é possível visualizar alguma reação, pois o cobre não conseguiria deslocar o
zinco.
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8. 9.
Coloca-se sulfato de magnésio a 5% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu
volume, adiciona-se algumas aparas de cobre e observa-se.
Não ocorre reação, pois o cobre não consegue deslocar o magnésio da solução, que é mais
reativo.
10.
Coloca-se solução de cloreto de sódio a 10% em um tubo de ensaio até 1/3 de
seu volume, adiciona-se aparas de cobre e observa-se.
Não há reação. Isso ocorre devido a posição do sódio, presente na solução. O Na está em
posição anterior ao sódio, sendo, portanto mais reativo.
11.
Coloca-se solução de cloreto de sódio a 10% em um tubo de ensaio até 1/3 de
seu volume, adiciona-se aparas de alumínio e observa-se.
Não há reação. Isso ocorre devido a posição do sódio, presente na solução. O Na está em
posição anterior ao alumínio, sendo, portanto mais reativo.
12.
Coloca-se solução de cloreto de sódio a 10% em um tubo de ensaio até 1/3 de
seu volume, adiciona-se aparas de zinco e observa-se.
Não há reação. Isso ocorre devido a posição do sódio, presente na solução. O Na
está em posição anterior ao zinco, sendo, portanto mais reativo.
13.
Coloca-se solução de nitrato de prata a 2% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu
volume, adiciona-se aparas de magnésio, e agita-se.
A solução apresenta uma varia na 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.
14.
Coloca-se solução de nitrato de prata a 2% em um tubo de ensaio até 1/3 de seu
volume, adiciona-se aparas de zinco, e agita-se.
Obtém um rápido crescimento de um sólido de cor esverdeada antes de chegar ao fundo
do tubo de ensaio. O zinco reage com o nitrato de prata numa reaçãoo de simples-troca,
formando o nitrato de zinco e prata. Ocorre porque o zinco é um metal mais reativo que a prata.
Reação: 2AgNO3→ 2Ag+ Zn(NO3)2
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9. V.
Uso da Tabela de Potenciais de Oxirredução entre Metais
Questões de verificação
a) Pt + HCl → NÃO REAGE
b) Ag + HCl → NÃO REAGE
c) Ca + H2SO4 → CaSO4 + H2
d) Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
e) Cu + ZnSO4 → NÃO REAGE
f) Fe + PbS → NÃO REAGE
g) K + Bal2 → NÃO REAGE
h) Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3) 2 + 2Ag
i) 2Al + 3Pb(NO3)2 → 2Al(NO3) 2 + 3Pb
j) Sn + PtCO3 → SnCO3 + Pt
Com a tabela de potenciais de oxirredução e da série de reatividade química dos metais,
a partir do intervalo de transição ou do potencial padrão do indicador é possível prever a
coloração deste em um meio com potencial definido. Por outro lado, a variação do
potencial no curso da titulação, especialmente perto do ponto de equivalência, pode ser
calculada. Finalmente, como são conhecidos muitos indicadores de oxirredução, com
diferente potencial padrão, pode-se escolher o mais apropriado para cada titulação.
Com a serie de reatividade química dos metais é possível a comparação de vários
metais, com isso consegue-se determinar quais têm maior tendência e menor tendência
de ceder elétrons.
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10. VI.
Conclusão
A partir da fila de reatividade dos metais podemos prever a ocorrência de
algumas reações de deslocamento. E a partir dos potenciais de redução podemos selecionar
substâncias que são bons agentes oxidantes e redutores. Nas reações de metais com ácidos,
o Hidrogênio só será deslocado pelos metais mais reativos que ele. Sendo assim, com os
metais nobres não ocorre esse tipo de reação.
VII.
Referencia Bibliográfica
ALUNOS Online; FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Reatividade dos metais. Disponível
em
http://www.alunosonline.com.br/quimica/reatividade-dos-metais.html.
Acessado em 17 de Abril de 2013.
CANTO, Eduardo Leite do; PERUZZO, Francisco Miragaia. Química na abordagem do
cotidiano – Volume único. Editora Moderna.
MUNDO Educação; FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Reatividade de metais com
ácidos. Disponível em http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/reatividademetais-com-acidos.htm . Acessado em 17 de Abril de 2013.
"Reatividade Dos Metais" TrabalhosFeitos.com. Setembro de 2012. Acessado 17 de
Abril
de
2013.
http://www.trabalhosfeitos.com/ensaios/Reatividade-Dos-
Metais/346974.html
UNIVERDIDADE FEDEREAL DE JUIZ DE FORA. Aula Prática nº 11: Volumetria de
Oxirredução. Disponível em
http://www.ufjf.br/baccan/files/2011/05/Aula_pratica_11.pdf . Acessado em 17 de
Abril de 2013.
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