Relatório - Lei de Lavoisier e Reatividade dos metais(1)

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INSTITUTO FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO

CURSO SUPERIOR DE ENGENHARIA METALÚRGICA

ÂNGELO RAIMUNDO MACIEL

NAIARA DE MELO SOUZA

AULA 06 – QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL I

REAÇÃO QUIMICA: LEI DE LAVOISIER E REATIVIDADE DOS

METAIS

VITÓRIA

2011

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NAIARA DE MELO SOUZA

AULA 06 – QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL I

REAÇÃO QUIMICA: LEI DE LAVOISIER E REATIVIDADE DOS

METAIS

Relatório nº 06 apresentado à disciplina de Química Geral e Experimental do curso de Engenharia Metalúrgica do Instituto Federal do Espírito Santo, como requisito parcial para avaliação. Professores: Roberta Pacheco e Rodrigo Perdigão

Vitória 2011

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Sumário

1 INTRODUÇÃO ... 3

1.1 LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA ... 3

1.2 REATIVIDADE DOS METAIS ... 5

1.2.1 Reação de dupla troca ... 5

1.2.2 Reação de simples troca ... 6

1.2.3 Oxidação e Redução ... 6

2 MATERIAIS E REAGENTES PARA PARTE 1(TEORIA DE LAVOISIER) ... 7

3 PROCEDIMENTOS... 9 3.1 Parte 1 ... 9 Reação A ... 9 Reação B ... 9 Reação C ... 9 3.2 Parte 2 ... 9 Reação A ... 9 Reação B ... 10 4 Resultados e discussão ... 10 4.1 Parte 1 ... 10 Reação A ... 10 Reação B ... 10 Reação C ... 11 4.2 Parte 2 ... 11 Reação A ... 11 Reação B ... 13 5 COnclusão ... 13 6 REFERÊNCIAS ... 14

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1 INTRODUÇÃO

A Lei da Conservação das Massas foi publicada pela primeira vez 1760, por Mikhail Lomonosov mas ficou mundialmente conhecida através do francês Antoine Lavoisier.

De acordo com essa lei, em um sistema fechado quando duas ou mais substâncias reagem entre si, a massa total do produto é igual à soma das massas das substâncias reagentes.

Durante as reações químicas não há criação nem perda de massa; o que ocorre é a transformação das substâncias reagentes em outras substâncias.

Reações químicas ocorrem o tempo todo ao nosso redor. Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à mudança nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão entre dois tipos de isômeros. Resumidamente, pode-se afirmar que uma reação química é uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita. Dentre as transformações químicas pode- se destacar alguns tipos importantes de reação de acordo com suas características: reações de deslocamento (ou simples troca) envolvendo metais e não metais e reações de dupla troca com precipitação ou formação de substâncias voláteis. A ordem em que uma reação de simples troca acontece, por exemplo, envolve uma ordem de reatividade. Essa ordem pode ser aproveitada para a transferência de elétrons de um metal a outro – reações redox – produzindo pilhas ou baterias.

1.1 LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA

Preocupado em utilizar métodos quantitativos, Lavoisier tinha a balança como um de seus principais instrumentos em atividades experimentais.

Por volta de 1774, Lavoisier, realizava experiências sobre a combustão e a calcinação de substâncias. Observou que, dessas reações, sempre resultavam óxidos cujo peso era maior que o das substâncias originalmente usadas.

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4 Informado sobre as características do gás que ativava a queima de outras substâncias (que mais tarde foi denominado pelo próprio Lavoisier como oxigênio, que quer dizer gerador de ácidos), passou a fazer experiências com o mesmo e acabou por deduzir que a combustão e a calcinação nada mais eram que o resultado da combinação desse gás com as outras substâncias. E que a massa aumentada dos compostos resultantes correspondia à massa da substância inicialmente empregada, mais a massa do gás a ela incorporado através da reação. Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados.

O que hoje pode parecer evidente, nem sempre o foi. Queimando-se magnésio, cientistas anteriores a Lavoisier observavam um aumento de massa, enquanto que, queimando enxofre, notavam uma perda de massa. Coube a Lavoisier, percebendo que esses ensaios deveriam ser feitos em sistemas fechados, esclarecer que as diferenças de massas eram devidas à absorção ou liberação de gases durante as reações.

Apesar de esta lei ser convenientemente aplicada em sistemas fechados (sem interferência do meio externo), uma possível falha estaria presente se tratando de sistemas abertos: quando uma barra de ferro é exposta ao ambiente atmosférico úmido, após algum tempo, ocorre a corrosão do mesmo. Entretanto, ao invés de estar com mesma massa, está mais pesado.

Contudo o ferro, ao entrar em contato com ambiente atmosférico úmido (reagindo com a água em estado de vapor e oxigênio gasoso), forma depósitos de ferrugem na superfície metálica:

Fe(s) → Fe2+ + 2e- (oxidação do ferro)

O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- (redução do oxigênio)

2Fe + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2 (equação geral da formação da ferrugem)

Sendo assim, de cada 56 gramas de ferro que entram em processo de corrosão (reação com a água e o oxigênio) 90 gramas de hidróxido ferroso são produzidos.

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Portanto, a lei de Lavoisier continua válida mesmo em ambientes abertos ou em situações em que pelo menos um dos reagentes não é controlado.

1.2 REATIVIDADE DOS METAIS

Uma característica dos metais é o fato de terem um número pequeno de elétrons no último nível energético, e também a baixa força de atração que o núcleo exerce sobre esses elétrons, facilitando a doação dos mesmos.

Se o raio atômico for muito grande, significa que os elétrons de valência estão mais afastados, logo, estarão fracamente ligados ao núcleo e o átomo tenderá a perder esses elétrons com maior facilidade. Raio atômico muito pequeno significa que o núcleo atômico está atraindo suas camadas eletrônicas com grande avidez e, portanto, sua tendência é a de atrair mais elétrons ainda.

Pode-se chamar de reatividade de um metal a capacidade que ele possui para deslocar outro em uma reação de deslocamento. Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea.

1.2.1 Reação de dupla troca

As reações de dupla troca ocorrem de acordo com o seguinte esquema geral, que é idêntico ao das reações de salificação:

   →    

É indispensável que os reagentes estejam em meio aquoso, pois somente ao entrar em contato com água é que as substâncias vão se ionizar ou dissociar, formando ou liberando íons respectivamente. Uma vez livres, os íons que se originaram de

Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au

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6 substâncias diferentes poderão estabelecer ligações entre si, formando substâncias novas.

1.2.2 Reação de simples troca

Reação de simples troca ou reação de deslocamento ou ainda reação de substituição é uma reação onde há dois reagentes e dois produtos, sendo que um reagente é um elemento químico e o outro é um composto, e entre os produtos há igualmente, um elemento e um composto. Uma reação de simples troca possui a forma:

      

Existem dois subtipos diferentes de reações de simples troca:

No primeiro tipo, A e B são metais ou elementos da sua mãe, com caráter eletropositivo quando ligados e C é um ânion formado por um ametal somente, um semi-metal ou ainda ser um ânion mais complexo.

   →   

No segundo tipo, A e B podem ser ametais ou semimetais e B ser um metal ou elemento com carácter eletropositivo.

   →   

O critério para saber se uma determinada reação de simples troca irá ocorrer é dado em função da reatividade. Em última instância a reatividade, que é a medida da propensão para a ocorrência de uma reação, depende da variação de energia de uma reação. Se a reação ocorrer sob pressão constante, como quando ocorre nas reações sob pressão atmosférica, é usual empregar-se a função G ou função de Gibbs. Pode-se determinar a função G eletroquimicamente, e é usual que a análise seja feita em termos do potencial elétrico, dado em volts.

1.2.3 Oxidação e Redução

Toda reação de óxido-redução implica uma transferência de elétrons entre as entidades químicas envolvidas (átomos e/ou íons) reagentes.

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Quando uma entidade química perde elétrons, ela faz com que outra entidade química ganhe esses elétrons e sofra redução. Desse modo, a entidade química que perde elétrons provoca redução e, portanto, a substância que contém essa entidade química é um agente redutor ou substância redutora.

Quando uma entidade química ganha elétrons, ela faz com que outra entidade química perca esses elétrons e sofra oxidação. Desse modo, a entidade química que ganha elétrons provoca oxidação e, portanto, a substância que contém essa entidade química é um agente oxidante ou substância oxidante.

3+ 2- 1+ 1- 2- 1+ 2- 1+ 1+ 5+ 2- 1+ 1- 1+

2-Bi2O3+ NaClO + NaOH → NaBiO3+ NaCl + H2O

3+ 5+

1+

1-- perdeu elétrons, sofreu oxidação.  – ganhou elétrons, sofreu redução.

__ - contém a entidade química que perdeu elétrons e provocou uma redução; é

uma substância redutora.

 – a entidade química que ganhou elétrons e provocou uma oxidação; é uma

substância oxidante.

2 MATERIAIS E REAGENTES PARA PARTE 1(TEORIA DE

LAVOISIER)

 2 tubos de ensaio.  Béqueres.

 Balança.

 2 ml de solução cloreto férrico ( FeCl3) 0,1 mol/L.

 8 ml de solução hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L.  2 ml de solução cloreto de bário (BaCl2) 1,0 mol/L.

 2 ml de solução ácido sulfúrico ( H2SO4) 1,2 mol/L.

 2 ml de solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol/L.  8 tubos de ensaio.

Oxidação

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8

 Magnésio metálico.  Fenolftaleína.

 Zinco metálico

 4 ml de sulfato de cobre (CuSO4) 0,1 mol/L.

 4 ml de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,1 mol/L.

 4 ml de cloreto de potássio (KCl) 0,1 mol/L.  4 ml de ácido clorídrico (HCl).

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3 PROCEDIMENTOS

3.1 PARTE 1

REAÇÃO A

Adicionou-se 2 ml de solução de cloreto férrico em um tubo de ensaio e 6 ml de hidróxido de sódio em outro. Os dois tubos foram pesados juntos dentro de um béquer e a massa do conjunto, béquer e tubos com as soluções, foram foi anotada. As duas soluções foram misturadas em um dos tubos e observadas. O tubo contendo a mistura foi agitado e colocado no béquer para a medição da massa. REAÇÃO B

Adicionou-se 2 ml de solução de cloreto de bário em um tubo de ensaio e 2 ml de ácido sulfúrico em outro. Os dois tubos foram pesados juntos dentro de um béquer e a massa do conjunto, béquer e tubos com as soluções, foram foi anotada. As duas soluções foram misturadas em um dos tubos e observadas. O tubo contendo a mistura foi agitado e colocado no béquer para a medição da massa.

REAÇÃO C

Adicionou-se 2 ml de solução de hidróxido de sódio e 3 gotas de fenolftaleína em um tubo de ensaio e 2 ml de solução de ácido clorídrico em outro. Os dois tubos foram pesados juntos dentro de um béquer e a massa do conjunto, béquer e tubos com as soluções, foram foi anotada. As duas soluções foram misturadas em um dos tubos e observadas. O tubo contendo a mistura foi agitado e colocado no béquer para a medição da massa.

3.2 PARTE 2

REAÇÃO A

Para este procedimento foram utilizados 6 tubos de ensaio. Dois tubos receberam 2 ml de CuSO4 0,1 mol/L, dois receberam 2 ml de Pb(NO3)2 0,1 mol/L e os outros dois

últimos receberam 2 ml de KCl 0,1 mol/l. No primeiro tubo de cada substância foi colocado fragmentos de magnésio metálico em seguida os resultados foram

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10 anotados. No segundo tubo de cada substância foram colocados alguns fragmentos de zinco metálico e o resultado anotado.

REAÇÃO B

Neste procedimento foram utilizados dois tubos de ensaio, cada um com 2 ml de solução de HCl 0,1 mol/L. No primeiro tubo foram colocados alguns fragmentos de magnésio metálico e no segundo tubo alguns fragmentos de zinco metálico, depois de observar, os resultados foram anotados.

4 RESULTADOS E DISCUSSÃO

4.1 PARTE 1

REAÇÃO A

A massa do sistema antes da mistura foi p1= 34,15 g. durante a transferência de

material para um só tubo, acidentalmente, perdeu-se cerca de uma gota. Na segunda pesagem a massa do sistema foi p2= 34,10 g. De acordo com a Lei de

Lavoisier, a massa de p1 deveria ser igual a p2. A diferença obtida no experimento

relaciona-se, então, à perda ocorrida durante a transferência de material. A reação que ocorre no tubo após a mistura das soluções é:

  _    _

O Hidróxido Férrico é insolúvel e tem coloração avermelhada, característico do Fe. Durante o experimento, observou-se a alteração de cor da solução, para a acima mencionada.

REAÇÃO B

A massa do sistema antes da mistura das soluções foi p3= 30,56 g. A transferência

foi completa, sem perda de material. Na segunda pesagem a massa foi p4= 30,56 g.

Confirma-se, então a Lei de Lavoisier, visto que p3 = p4. A reação que ocorre no tubo

após a mistura das soluções é:

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O sal formado (Sulfato de Bário) é pouco solúvel e é branco. Durante o experimento observou-se, a formação de um precipitado branco, conforme indica a reação.

REAÇÃO C

A massa do sistema antes da mistura das soluções foi p5= 29,38 g. A transferência

ocorreu sem perda de material. Na segunda pesagem a massa foi p6= 29,38 g.

Como p5 = p6, comprova-se, novamente então a Lei de Lavoisier. A reação que

ocorre no tubo após a mistura das soluções é:

      

O Cloreto de Sódio formado é solúvel e incolor. Durante o experimento observou-se, mudança de cor da solução, de rosa para incolor. A coloração rosada relaciona-se ao indicador adicionado (fenolftaleína) que em meio básico se encontra com essa cor. Após a mistura das soluções, houve a neutralização do meio, fazendo com que a coloração antes observada desaparecesse. Como o sal também é incolor a mistura encontrou-se translúcida e incolor no final do experimento.

4.2 PARTE 2

REAÇÃO A

Para melhor explicação do experimento, enumeraram-se os tubos de 1 a 6, conforme descrito na Tabela 1. A tabela também apresenta a intensidade em que ocorreu a reação (+++ = reagiu muito; ++ = reagiu; + = reagiu pouco; - = não reagiu). Tabela 1. Resultados do experimento na REAÇÃO A.

Solução Metal

CuSO4 Pb(SO4)2 KCl

Mg Tubo 1₊₊₊ Tubo 2₊₊ Tubo 3₊

Zn Tubo 4₊₊₊ Tubo 5₊₊ Tubo 6

-Na tabela 2, encontram-se os potenciais de oxidação dos metais em questão, para posteriores explicações sobre o ocorrido nos tubos.

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12 Tabela 2. Potenciais de redução dos metais analisados.

Potenciais de oxidação

(Eo_{ox), em volt} Semi-reação

+ 2,93 _K / K+

+ 2,36 _Mg / Mg2+

+ 0,76 _Zn / Zn2+

+ 0,13 _Pb / Pb2+

- 0,34 _Cu / Cu2+

Fonte: Tabela de potenciais de oxi-redução

O que ocorreu no tubo 1 foi a oxidação do magnésio (Mg0 /Mg2+) e a redução do cobre (Cu0 /Cu2+). A reação ocorreu de forma rápida e de fácil visualização. Isto se relaciona ao maior potencial de oxidação que o magnésio possui, ganhando prioridade na corrosão.

Essa prioridade também pode ser explicada por meio de seus raios atômicos. O raio atômico do Mg é maior que o do Cu. Quanto maior o raio atômico, menor a força de ligação o do núcleo com os elétrons de valência, por consequência, torna-se mais fácil a perda destes. O inverso ocorre para o elemento que possui menor raio atômico na comparação. Essa explicação pode ser aplicada a todos os outros tubos dessa parte da prática.

No tubo 2, as semi-reações envolvidas são Mg0 /Mg2+ e Pb2+ /Pb0. Observou-se que a reação não ocorreu tão rapidamente quanto no tubo 1, pode-se explicar esse fato pelo maior potencial de redução do chumbo quando comparado com o cobre.

No tubo 3, a reação extremamente lenta, induzindo até a precoce afirmação de que não teriam reagido entre si. No entanto, ao observar mais minunciosamente, observou-se ligeira formação de bolhas em volta do magnésio metálico. Isso é justificado por seus potenciais serem valores próximos. Mas como o potássio possui potencial de oxidação maior que o do magnésio, o primeiro oxida e por consequência o último reduz.

No tubo 4, a reação foi rápida e de fácil visualização. Seus potenciais indicam que houve intensa oxidação do zinco (Zn0 /Zn2+) e por consequência, redução do cobre (Cu0 /Cu2+).

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No tubo 5, a reação ocorreu mais lentamente, quando comparado à reação ocorrida no tubo 4. Seus potenciais indicam que houve oxidação do zinco (Zn0 /Zn2+) e por consequência, redução do cobre (Pb0 /Pb2+), como o potencial do chumbo é maior que o do cobre é confirmada a comparação das intensidades das reações.

No tubo 6, observou-se que não ocorreu nada quando o zinco em contato com a solução de KCl. Isso é relacionado ao maior potencial de oxidação do potássio, quando comparado ao zinco. Isso permite que a solução não reaja com o zinco.

REAÇÃO B

O potencial de oxidação do hidrogênio é Eº = 0,00. Por isso, quando o HCl entra em contato com o zinco a reação é lenta com pouca liberação de bolhas, visto que o Eºox do cobre é relativamente próximo do Eº do hidrogênio. No entanto, quando o

magnésio fica em contato com a solução, ocorre uma reação rápida com grande liberação de gás (H2). Esse comportamento foi observado durante o experimento

comprovando a teoria.

5 CONCLUSÃO

Os objetivos desta experiência foram alcançados com êxito, pois se conseguiu verificar com eficácia a Lei de Lavoisier que afirma que em um sistema fechado, quando duas ou mais substâncias reagem entre si, a massa total do produto é igual à soma das massas das substâncias reagentes. Ainda durante a prática, relacionou-se a reatividade dos metais aos relacionou-seus potenciais de redução e ao relacionou-seu raio atômico. Na parte 1 do experimento houve um erro ao transferir material de um tubo para outro, mas os resultados foram analisados considerando essa perda. Na parte 2, todas as reações ocorreram de acordo com o teórico.

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6 REFERÊNCIAS

FONSECA, Martha Reis Marques da. Química Integral. São Paulo: FTD, 1993. 624p.

GOI, Beatriz Eleutério. Estudo da Reatividade dos Metais. Disponível em: http://pt.scribd.com/doc/46270472/Relatorio-Estudo-de-reatividade-dos-Metais.

Acesso em 02 de maio de 2011.

LIRA, Júlio César Lima. Lei de Lavoisier. Disponível em: http://www.infoescola.com/quimica/lei-de-lavoisier/. Acesso em 02 de maio de 2010. Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Conserva%C3%A7%C3%A3o_da_massa. Acesso em 01 de maio de 2011.

Disponível em: http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/lei-de-lavoisier/lei-de-lavoisier.php. Acesso em 04 de maio de 2011.

Disponível em: http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp07.htm. Acesso em 02 de maio de 2011.

Disponível em:

http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_de_simples_troca. Acesso em 02 de maio de 2011.