fev 15, 2011 Geral, Vídeos
Latas de refrigerante no Brasil normalmente são feitas ou em alumínio ou em aço. O mesmo ocorre nos EUA.
Neste vídeo demonstram o que ocorre na reação de duas latas de alumínio, uma colocada em
ácido clorídrico e outra em uma solução aquosa de hidróxido de sódio concentrado.
O alumínio, por ser anfótero (comporta-se como base ou ácido, dependendo do meio), irá reagir tanto com o ácido quanto com a base (hidróxido de sódio).
Na reação do alumínio com o hidróxido de sódio ocorrerá uma remoção da fina camada de óxido presente na superfície do alumínio, permitindo que ocorra uma reação no meio aquoso,
com a liberação de gás hidrogênio.
2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6HO → 2Na+(aq) + 2[Al(OH)4]- + 3H2(g)
No meio contendo ácido clorídrico a reação também resultará na liberação de hidrogênio gasoso.
2Al(s) + 6HCl(aq) → 2Al3+(aq) + 6Cl-(aq) + 3H2(g)
Perceba, pelo vídeo, que as reações são rápidas e liberam uma grande quantidade de calor.
Vídeo com legenda em português. Para ativar
clique no play e depois no botão CC.
Texto escrito por Prof. Dr. Luís Roberto Brudna Holzle ( [email protected] ) – Universidade Federal do Pampa – Bagé.
Trabalhar a Química na prática sempre favorece que o aluno assimile melhor conteúdos considerados mais complexos. É sempre interessante buscar recursos práticos para tornar a teoria química palpável e visível para o aluno. As reações de simples troca são um exemplo de temas mais complexos na Química. Escrever apenas equações no quadro não permite que o estudante tenha noção real do que é esse processo químico. Um exemplo geral de simples troca é:
A + BC → AC +B
Para realizar uma aula prática sobre esse assunto, podemos lançar mão da reação de simples troca entre o alumínio metálico (Al) e o ácido clorídrico (HCl):
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
Observa-se na equação representada que o alumínio troca de posição com o hidrogênio, pois ambos possuem tendência de perder elétrons. O resultado dessa troca é a formação de um sal inorgânico e do gás hidrogênio. Ao observar a ocorrência dessa reação, o aluno pode facilmente perceber que as substâncias iniciais foram transformadas em outras duas: um gás, já que a formação de fumaça é bastante evidente, e um material escuro em meio ao líquido.
Para desenvolver essa prática, você precisará de:
a) Materiais e reagentes
- Papel-alumínio;
- Tubos de ensaio;
- Pinça de madeira;
- Luva de borracha;
- Solução de ácido clorídrico (pode ser adquirida em ferragistas);
- exaustor;
- estante para tubo de ensaio;
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- Pipeta;
- Pera para pipeta;
b) Procedimento
- Corte pedaços de alumínio e faça bolinhas com ele;
- Coloque as bolinhas de alumínio no interior do tudo de ensaio;
- Coloque o tudo de ensaio na estante;
- Deixe a estante com o tubo de ensaio no interior do exaustor;
- Adicione um volume de aproximadamente 10 mL de solução de ácido clorídrico utilizando a pipeta, a pera e a luva;
- Adicione o restante do ácido no interior do tubo de ensaio com o alumínio;
- Acompanhe os acontecimentos.
c) Orientações
- Caso não disponha de um exaustor, faça o procedimento em um local aberto e mantenha os alunos um pouco distantes para que eles não respirem a fumaça do experimento.
- Jamais pegue ou deixe um aluno pegar no tubo de ensaio com as mãos porque se trata de uma reação exotérmica. O tubo estará muito quente.
- Você pode variar essa reação utilizando um prego enferrujado. Basta realizar o mesmo procedimento, mas não há necessidade de um exaustor.
Finalize discutindo com os alunos sobre a ordem de reatividade dos metais, enfocando quais são os metais que não reagiriam e não formariam o gás hidrogênio. A ordem de reatividade é:
IA > IIA > IIIA > H > outros metais
Por Me. Diogo Lopes Dias
A fila de reatividade dos metais, mostrada a seguir, revela quais metais reagem mais facilmente, ou seja, quais possuem maior tendência de doar elétrons ou maior eletropositividade.
Observe que o hidrogênio não é um metal, mas ele foi incluído na fila de reatividade porque aparece em determinadas substâncias (como os ácidos) e é capaz de formar o cátion hidrônio (H3O+) ou simplesmente o cátion hidrogênio (H+), que, por sua vez, pode receber elétrons, formando gás hidrogênio e água.
Com o hidrogênio incluído na fila de reatividade é possível determinar a reatividade dos metais em soluções em que há íons hidrogênio.
Os metais chamados de não nobres, isto é, aqueles que aparecem na fila de reatividade dos metais à esquerda do H, reagemcom substâncias de caráter ácido. Isso ocorre porque são mais reativos que o hidrogênio e, assim, deslocam o hidrogênio dos ácidos, formando o cátion H+ ou H3O+.
Por exemplo, se colocarmos uma fita de magnésio metálico em uma solução de ácido clorídrico, veremos a formação de bolhas (conforme mostrado na imagem do início do texto), o que indica a formação do gás hidrogênio:
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
magnésio ácido cloreto de gás
metálico clorídrico
magnésio hidrogênio
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Nesse caso, houve a oxidação do magnésio e a redução do íon H+:
Oxidação: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e- (agente redutor)
Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g) (agente oxidante)
É por isso que os ácidos não podem ser guardados em recipientes feitos desses metais mais reativos que o hidrogênio (como, por exemplo, um copo de alumínio). Veja a seguir como o alumínio se dissolve em ácido:
Geralmente (com exceção do ácido fluorídrico), os ácidos são guardados em recipientes de vidro.
No entanto, os metais nobres, aqueles que estão situados à direita do hidrogênio na fila de reatividade (Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au), não reagem de maneira espontânea ao serem colocados em contato com soluções ácidas. Exemplo:
Cu + HCl → não há reação
O cobre (Cu), por exemplo, é um metal nobre, que não reage ao ser colocado em contato com o ácido clorídrico:
Resumidamente, temos: