Oxidacao e reducao

RLATORIO LAB. QUÍMICA – REAÇOES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Belmiro Ribeiro 2.A n.4

1- OBJETIVOS:
- observar as reações de oxirredução entre metais e soluções aquosas;
- dispor os metais estudados em ordem decrescente de reatividade;
- conhecer métodos de obtenção de alguns metais;
- relacionar metais com o meio ambiente.

2- PROCEDIMENTO:
1) Colocar aproximadamente 1mL de acido clorídrico em 3 tubos de ensaio.
2) A cada tubo, acrescentar um metal diferente, conforme a tabela. Observar a solução e o metal. | HCl | AgNO3 | Cu(NO3)2 | Fe2(SO4)3 | MgSO4 | Cu |

Sem reação | Parte do metal se desintegra e há liberação de gases, porem os pedaços continuam unidos. | - |

Sem reação |

Sem reação | Fe | A solução muda de cor (marrom) | Nada observado | Liberou algumas impurezas | - | Sem reação | Mg |
Liberação de gases e mudança de cor do metal (prateado) |
O solido se desintegrou fazendo com que a solução escurecesse e houvesse corpo de chão. | Iniciou um processo de desintegração, liberou gases e a cor da solução ficou mais intensa |
Liberação de gases | - |
TABELA:

3- APARELHAGEM

4- DISCUSSÃO

1) Reações:
- Fe(s) + 2HCl(aq.) FeCl2(aq.) + H2(g)
NOX: Fe = 0, H = +, Cl = -/Fe = 2+, Cl = -, H = 0
Oxidante: HCl, Redutor: Fe

- Mg(s) + HCl(aq.) MgCl2(aq.) + H2(g)
NOX: Mg = 0, H = +, Cl = -/Mg = 2+, Cl = -, H = 0
Oxidante: HCl, Redutor: Mg
- Cu(s) + 2AgNO3(aq.) CuNO3(aq.) + Ag(s.)
NOX: Cu = 0, Ag = 3+, N = 3+, O = 2/ Cu = 3+, N = 3+, O = 2-, Ag = 0
Oxidante: AgNO3, Redutor: Cu
- Mg(s) + AgNO3(aq.) MgNO3(aq.) + Ag(s)
NOX: Mg = 0, Ag = 3+, N = 3+, O = 2/ Mg = 3+, N = 3+, O = 2-, Ag = 0
Oxidante: AgNO3, Redutor: Mg

2) Ao colocarmos os três metais na solução de ácido clorídrico, o magnésio foi o único que reagiu. Nesta reação há o Mg foi responsável pelo deslocamento do hidrogênio, formando uma solução de cloreto de magnésio e liberando o hidrogênio. Logo, pode-se concluir que o magnésio é mais reativo