Universidade Federal de Pernambuco – UFPE Campus Acadêmico do Agreste – CAA Núcleo de Formação Docente – NFD EXPERIMENTO 1 – REATIVIDADE DOS ELEMENTOS DOS GRUPOS 1, 2 E 13 DA TABELA PERIÓDICA INTRODUÇÃO Os elementos dos grupos 1 e 2 da Tabela Periódica são todos metais, logo, condutores elétricos, brilhantes e apresentam forte tendência à oxidação (bons agentes redutores). Por este motivo, não é possível encontrarmos estes elementos livres na natureza, onde ocorrem, principalmente, na forma de óxidos, hidróxidos ou sais. Os metais da família f amília 13 tais como o alumínio, podem formar óxidos do tipo M 2O3. A tendência dos grupos 1 e 2, quando são oxidados, de formar primeiro hidróxidos fortes, conferiram-lhes os nomes, respectivamente, de alcalinos e alcalinos terrosos. A medida do pH de uma solução alcalina destes metais está diretamente ligada às suas respectivas respectivas tendências de formar hidróxidos. hidróxidos. Quando um metal no seu estado puro reage com outros elementos ele tende a se oxidar, isto é, a perder elétrons (M
M+ + e), preferencialmente da sua camada de
valência. Quanto menos preso estiver este elétron, mais facilmente o átomo se oxida. A tendência que os metais têm de se oxidar (ou reagir) está, portanto, diretamente ligada à energia de ionização. Se um metal possui uma energia de ionização muito baixa, significa que ele perderá o seu elétron com facilidade, ou seja, ele reage mais rapidamente com outros elementos, se oxidando. Desta forma, torna-se evidente a relação entre reatividade e energia de ionização. A tendência de formação de hidróxidos, assim como o comportamento da velocidade da reação em função do tamanho atômico e energia de ionização serão abordados nesta prática para o sódio metálico (grupo 1), magnésio metálico (grupo 2) e alumínio metálico (grupo 13). De forma geral será investigada a reatividade dos elementos das famílias acima citadas. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL OBS.: OBS.: Antes de começar a prática estude um pouco sobre o conceito de energia de ionização e da sua relação com a reatividade dos elementos, de modo a tentar prever o comportamento das reatividades reatividades do Na, Mg e Al.
Universidade Federal de Pernambuco – UFPE Campus Acadêmico do Agreste – CAA Núcleo de Formação Docente – NFD
EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS ˗ Tubos de ensaio com capacidade de 40 mL (6) ˗ Estante para tubos de ensaio (1) ˗ Óculos de proteção ˗ Papel indicador de pH ˗ Espátula (3) ˗ Cronômetro REAGENTES E SOLUÇÕES ˗ Na, Mg e Al. ˗ HCl 12,33% (= diluído 1:3) ˗ H2O destilada ˗ Etanol absoluto ˗ Fenolftaleína ˗ Papel indicador OBS.: O sódio metálico reage de forma bastante violenta com a água. Deve-se, portanto, manuseá-lo de forma bastante cuidadosa usando óculos de proteção e luvas, dentro da capela. Por este motivo, a vidraria normalmente utilizada em experiências com sódio metálico deve estar bastante seca.
METODOLOGIA Rotular seis tubos de ensaio de modo que os mesmos possam ser identificados facilmente. Adicionar 1mL de H 2O destilada aos tubos 1 e 2, 1 mL de etanol absoluto aos tubos 3 e 4 e 1mL de HCl (1:3) aos tubos 5 e 6. Adicionar 2 gotas de fenolftaleína a cada tubo. Lembrar-se de comparar o comportamento das reações entre os tubos 1 e 2, depois entre os tubos 3 e 4 e por fim entre os tubos 5 e 6, de modo que ao final pode-se estabelecer uma fila de reatividade entre os três metais: M1 < M2 < M3. Medir o pH dos solventes dos tubos 1 a 4 e em seguida adicionar ao tubo 1 (utilizar a capela e óculos de proteção) um pequeno pedaço de sódio metálico, que será fornecido pelo instrutor. Anotar as observações e cronometrar o tempo necessário para que todo o sódio metálico seja consumido.
Universidade Federal de Pernambuco – UFPE Campus Acadêmico do Agreste – CAA Núcleo de Formação Docente – NFD Adicionar ao tubo 2 um pequeno pedaço de magnésio metálico. Cronometrar o tempo necessário para o desaparecimento completo do Mg. Se demorar muito, cronometrar o tempo enquanto faz as outras reações. Adicionar ao tubo 3 (utilizar a capela e óculos de proteção) um pequeno pedaço de sódio metálico, que será fornecido pelo instrutor. Anotar as observações e cronometrar o tempo necessário para que todo o sódio metálico seja consumido. Adicionar ao tubo 4 um pequeno pedaço de magnésio metálico. Cronometrar o tempo necessário para o desaparecimento completo do Mg. Se demorar muito, fique marcando o tempo enquanto faz as outras reações. Adicionar ao tubo 5 (utilizar a capela e óculos de proteção) um pequeno pedaço de alumínio metálico. Anotar as observações e cronometrar o tempo necessário para que todo o Al seja consumido. Adicionar ao tubo 6 (utilizar a capela e óculos de proteção) um pequeno pedaço de magnésio metálico. Cronometrar o tempo necessário para o desaparecimento completo do Mg. Medir o pH dos sistemas reacionais após a reação. RESULTADOS E DISCUSSÃO Na parte resultados e discussão escrever as equações químicas representativas das reações realizadas no experimento e discutir o significado dos diferentes valores de pH encontrados para cada solução, depois da reação com Na e Mg. Discuta as respectivas reatividades e energias de ionização baseados nos dados colhidos durante o experimento, comparando-os com estes dados no seu referencial teórico. Discuta a reatividade dos metais estudados em função do solvente utilizado. As reatividades observadas na prática e tendências de formar hidróxidos estão de acordo com o descrito na literatura? Discuta possíveis fontes de erro deste experimento. Agrupe os elementos estudados em ordem crescente de reatividade. QUESTÕES 1) Com base nos seus resultados, qual deve ser a ordem de reatividade esperada entre os elementos K, Ca e Ga?
Universidade Federal de Pernambuco – UFPE Campus Acadêmico do Agreste – CAA Núcleo de Formação Docente – NFD 2) Baseando-se no conceito de energia de ionização, faça a previsão da ordem das reatividades para os elementos da família 1A, explicando a resposta. 3) Como você poderia perceber, pelas suas reações, que existia uma fina camada de óxido em volta do Mg? 4) Qual a relação entre as velocidades de reação dos grupos 1 e 2 com: (a) suas energias de ionização? (b) tendências de formar hidróxidos? BIBLIOGRAFIA Lee, J.D., Química Inorgânica não tão Concisa, 5ª edição. Editora Edgard Blucher Ltda, 1999.
Universidade Federal de Pernambuco – UFPE Campus Acadêmico do Agreste – CAA Núcleo de Formação Docente – NFD
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL Professores responsáveis: Ana Paula de Souza Jane Laranjeiras Total de experimentos: sete Aulas quinzenais: Nos laboratórios de ensino I ou II Relatório: individual, que deve ser entregue a cada quinze dias. Observação: Não serão aceitos cópias de relatórios da internet ou do colega, neste caso, será atribuída a nota zero ao relatório. Vestuário: Para participar da aula o aluno deverá estar de calça comprida, sapato fechado, bata, luvas. Reposição: Com justificativa o aluno terá direito a repor 01 experimento perdido. O Relatório deve conter os itens:
Introdução – 1,0 ponto
Metodologia – 0,5 ponto
Resultados e discussão – 5,0 pontos
Conclusões - 1,5 pontos
Referências
Respostas das questões do final do roteiro – 2,0 pontos
Avaliação: A cada relatório será atribuída nota de 0,0 a 10,0. A Média final será a média aritmética das notas dos relatórios. Antes de iniciar a prática o aluno deverá apresentar ao professor o pré-relatório no caderno de laboratório.
Universidade Federal de Pernambuco – UFPE Campus Acadêmico do Agreste – CAA Núcleo de Formação Docente – NFD
CRONOGRAMA
AULA
DATA
EXPERIMENTO
01
15/03/2012
02
29/03/2012
Reatividade dos elementos dos grupos 1, 2 e 13 da tabela periódica Crescimento de um cristal de alúmen
03
12/04/2012
Síntese do alúmen de potássio
04
26/04/2012
Síntese do óxido de ferro
05
10/05/2012
Síntese do [Cu(NH3)4]SO4.H2O
06
24/05/2012
Síntese do nitrato de tetraaminocarbonatocolbalto (III) [Co(NH3)4CO3]NO3
07
14/06/2012
Cores dos complexos de cobre
08
28/06/2012
Reposição
