Escola Secundária C/3º C. E. B da Batalha Física e química B



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Escola Secundária C/3º C.E.B da Batalha



Física e química B



Prof. Antero Mendes

Elaborado por:

Luís Santos Nº11

Samuel Gaspar Nº 16

11ºC

10-01-2006

Objetivo do trabalho______________________________________ pag. 3


Introdução Teórica_________________________________________pag. 4
Material / Reagentes________________________________________pag.5
Procedimento______________________________________________pag.6
Observações_______________________________________________pag.7
Registo de medições_________________________________________pag.8
Cálculos___________________________________________________pag.9
Conclusão_________________________________________________pag.10
Bibliografia________________________________________________pag.11

Objetivos do trabalho:




  • Conhecer a utilização da série eletroquímica no caso dos metais, e sua importância para a distinção da reação de cada um dos seus constituintes e sua utilização pratica. (dia a dia)

  • Conhecer os diferentes tipos de materiais, seus constituintes e substâncias a utilizar neste tipo de experiência.

  • Compreender a ação das diferentes soluções em contacto com os diferentes metais. (exemplo: Magnésio...)

  • Fomentar o trabalho em grupo.

  • Aprender a manusear o material de laboratório e as suas respetivas regras de utilização.

  • Aprofundar saberes e desenvolver competências pelo recurso a atividades experimentais.

Introdução teórica:


Uma reação de oxidação – redução (redox) é uma reação onde existe transferência de eletrões entre duas espécies químicas. Esta reação tem como resultado de uma oxidação e de uma redução.

É chamada uma oxidação a um processo em que há um ganho de oxigénio, uma perda total ou parcial de eletrões, ou quando existe um aumento do numero de oxidação por parte de alguns átomos. Por outro lado uma redução (vem do latim e significa “voltar para trás”) é um processo em que há perda de oxigénio, ou ganho total ou parcial de eletrões, ou então uma redução do número de oxidação por parte de alguns átomos.

Numa reação redox a espécie que se oxida cede eletrões á outra espécie, reduzindo-a. A espécie que se oxida chama-se redutor, ou agente redutor.

Numa reação redox, a espécie que se reduz capta eletrões da outra, oxidando-a. A espécie que se reduz chama-se oxidante, ou agente oxidante.

Nas reações redox, uma espécie que cede um ou mais eletrões (redutor) dá origem a outra espécie (oxidante) capaz de aceitar esse (s) eletrão (ões), regenerando a primeira espécie. Estas espécies constituem um par redutor – oxidante conjugado ou par redox conjugado, que se representa da seguinte forma: oxidante 1 / redutor 1 ; oxidante 2 / redutor 2.

É a partir da ideia de que os oxidantes e os redutores estão associados que surge a designação par redutor – oxidante conjugado ou par redox conjugado.

Com base em experiências, os químicos compararam o poder redutor de alguns metais, bem como o poder oxidante dos respetivos iões e criaram uma classificação qualitativa de alguns pares oxidante / redutor. Existem tabelas, que ordenam de forma crescente ou decrescente os redutores / oxidantes e que permitem decidir, quem tem maior poder redutor / oxidante. A isto é chamada a série eletroquímica.



 


Material / Reagentes:

Material:



  • 25 tubos de ensaio;




  • Pedaços de Cu,Zn, Mg, Al, e Pb;







  • 6 copos de precipitação de 50 ml;




  • 5 balões volumétricos de 50 ml;




  • 1 balão volumétrico de 100 ml;



  • Espátula;




  • Pompete;







  • Funis de vidro;




  • Vidro de relógio;




  • Frascos de vidro escuro de boca larga.


Reagentes:
Soluções de:


  • Zn (NO3)2, 0,1 mol / dm3 ( 1,5g de Zn(NO3)2.6H2O / 50 ml H2O destilada);




  • Cu(NO3)2, 0,1 mol / dm3 (1,2 g de Cu(NO3)2.5H2O / 50 ml de H2O destilada);




  • Mg(NO3)2, 0,1 mol/dm3 (1,3 g de Mg(NO3)2.6H2O / 50 ml de H2O destilada);




  • Al(NO3)3, 0,1 mol/dm3 (1,1 g de Al(NO3)3.9H2O / 50 ml de H2O destilada);




  • Pb(NO3)2, 0,1 mol/ dm3(1,4 g de Pb(NO3)2 / 50 ml de H2O destilada);




  • HCl, 0,1 mol/ dm3 (100 ml)

Procedimento:


  1. Numerar 25 tubos de ensaio e colocá-los num suporte.




  1. Nos tubos 6, 11, 16 e 21, colocar, com auxílio de uma pipeta, 5 ml de solução de Mg(NO3)2 ; nos tubos 1, 12, 17 e 22, colocar 5 ml de solução de Al(NO3)2 : nos tubos 2, 7, 18 e 23, colocar 5 ml de solução de Zn(NO3)2 ; nos tubos 3, 8, 13 e 24, colocar 5 ml de solução de Cu(NO3)2 ; nos tubos 4, 9, 14 e 19, colocar 5 ml de solução de Pb(NO3)2 ; 5,10, 15 e 25, colocar 5 ml de solução HCl, 0.1 mol/dm3.




  1. Nos tubos 1, 2, 3, 4 e 5, colocam-se pedaços de fita de magnésio com idênticas dimensões.




  1. Nos tubos 6, 7, 8, 9 e 10, coloca-se a mesma quantidade de Alumínio metálico.




  1. Nos tubos 11, 12, 13, 14 e 15, coloca-se a mesma quantidade de Zinco metálico.




  1. Nos tubos 16, 17, 18, 19 e 20, coloca-se a mesma quantidade de Cobre metálico.




  1. Nos tubos 21, 22, 23, 24 e 25, coloca-se a mesma quantidade de chumbo metálico.




  1. Registar as observações no respetivo quadro.


Observações:


Tubos de ensaio

Composição

Observações

1

Mg/Al(NO3)2

Reagiu, havendo formação de bolhas.

2

Mg/Zn(NO3)2

Não reagiu.

3

Mg/Cu(NO3)2

Reagiu, havendo corrosão.

4

Mg/Pb(NO3)2

Não reagiu.

5

Mg/HCl

Reagiu, havendo formação de bolhas e corrosão.

6

Al/Mg(NO3)2

Não reagiu.

7

Al/Zn(NO3)2

Não reagiu.

8

Al/Cu(NO3)2

Não reagiu.

9

Al/Pb(NO3)2

Não reagiu.

10

Al/HCl

Não reagiu.

11

Zn/Mg(NO3)2

Não reagiu.

12

Zn/Al(NO3)2

Não reagiu.

13

Zn/Cu(NO3)2

Reagiu, havendo mudança de cor.

14

Zn/Pb(NO3)2

Reagiu, havendo corrosão

15

Zn/HCl

Reagiu, havendo corrosão

16

Cu/Mg/(NO3)2

Não reagiu.

17

Cu/Al/(NO3)2

Não reagiu.

18

Cu/Zn/(NO3)2

Não reagiu.

19

Cu/Pb(NO3)2

Não reagiu.

20

Cu/HCl

Não reagiu.

21

Pb/Mg(NO3)2

Não reagiu.

22

Pb/Al(NO3)2

Não reagiu.

23

Pb/Zn(NO3)2

Não reagiu.

24

Pb/Cu(NO3)2

Reagiu, havendo formação de bolhas e corrosão

25

Pb/HCl

Não reagiu.

Registos e medições:


-Zn(N03)2, 0,1 mol/dm3 (1,5g de Zn(N03)2.6H2O/50 ml H2O destilada)

-Cu(N03)2, 0,1 mol/dm3 (1,2 g de Cu(N03)2.5H2O/50 ml de H2O destilada)

-Mg(N03)2, 0,1 mol/dm3 (1,3 g de Mg(NO3)2.6H2O/50 ml de H2O destilada)

-A1(N03)3, 0,1 mol/dm3 (1,1 g de Al(NO3)3.9 H2O/50 ml de H2O destilada)

-Pb(N03)2, 0,1 mol/dm3 (1,4 g de Pb(N03)2/50 ml de H2O destilada)

-HCl, 0,1 mol/dm3 (100 ml)



Cálculos:

Determinação da concentração do HCl concentrado e a sua respetiva diluição para 0,1 mol/dm3 .



1.1
% m/m = 37 %
1L = 1,19 Kg => solução = 1,19 Kg/L = 1,19 × 103 g/L
M (HCl) = 36,46 g/mol

1.2
100 g/solução __________________________________________________37 g/ HCl

M = m => n (HCl) = 37 = 1.01 mol

n 36.46

solução = m (solução)

V (solução)

1.19 × 103 = 100

V


V = 100 = 0.084L =0.084dm3

1.19 × 103




1.3

Preparação de HCl, 0.1 mol/dm3


C1 / V1 = C2 / V2
V = 100 ml
12.02 × V1 = 0.1 × 100
V1 = 0.1 × 100 = 0.83 ± 0.8 ml

12.02


Conclusão:



  1. Dos metais apresentados o q pode ser selecionado como contentor de qualquer uma das soluções utilizadas é o cobre (Cu). Tem uma baixa reatividade, podendo assim ser utilizada como contentor “recipiente” de qualquer uma das soluções como observamos na experiência.




  1. A solução que poderá ser guardada em qualquer um dos recipientes é o Magnésio (Mg). Pois este segundo os resultados observados é aquele que menos reação provoca no metais.




  1. Os materiais que poderão ser usados em canalizações são aqueles que sofrem poucas alterações devido á sua baixa reatividade, e também aqueles que não sofrem corrosão como é o caso do cobre e do zinco.




  1. Os cascos de navios são de Zinco pois este é um elemento pouco reativo, deste modo não sofrendo muitas alterações. Mas a principal razão porque este é escolhido é devido ao seu baixo preço e sua proteção contra a corrosão “ferrugem”, este não sofre corrosão.

Bibliografia



  • Simões, T.S. et. al. , 2005, Física e Química B Química 11.º ano, Porto Editora, Porto, Portugal.




  • http://pt.wikipedia.org/wiki/P%C3%A1gina_principal




  • http://www.vitabrasilnet.com.br/zinco.htm



  • A. M. O. Brett e C. A. M. A. Brett, Eletroquímica: Princípios, Métodos e

Aplicações, Almedina, 1996




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