Qual a principal evidência da reação química entre o metal zinco é o ácido clorídrico?

Estes exercícios sobre reações químicas englobam conhecimentos químicos teóricos, como os tipos de reações inorgânicas, e também observações do dia a dia.

Publicado por: Jennifer Rocha Vargas Fogaça em Exercícios de Química

Questão 1

(FEI-SP) Das reações químicas que ocorrem:

I. nos flashes fotográficos descartáveis;

II. com o fermento químico para fazer bolos;

III. no ataque de ácido clorídrico ao ferro;

IV. na formação de hidróxido de alumínio usado no tratamento de água;

V. na câmara de gás;

representadas, respectivamente, pelas equações:

I. 2 Mg + O2 →2 MgO

II. NH4HCO3 → CO2+ NH3 + H2O

III. Fe + 2 HCl → FeCl2+ H2

IV. Al2(SO4)3+ 6 NaOH → 2 Al(OH)3+ 3 Na2SO4

V. H2SO4+ 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN

Assinale a alternativa que corresponde a reações de decomposição:

a) apenas I e III.

b) apenas II e IV.

c) apenas I.

d) apenas II.

e) apenas V.

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Questão 2

(FURRN) No filme fotográfico, quando exposto à luz,ocorre a reação:

2 AgBr →2 Ag + Br2

Essa reação pode ser classificada como:

a) pirólise.

b) eletrólise.

c) fotólise.

d) síntese.

e) simples troca.

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Questão 3

O hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) é utilizado em fármacos denominados antiácidos que ajudam a diminuir a acidez estomacal causada pelo excesso de ácido clorídrico (HCl). Qual das alternativas a seguir indica corretamente a reação que ocorre entre esses dois compostos?

a) NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O

b) NaHCO3 + HCl → NaH2CO3 + Cl2

c) NaHCO3 + HCl → NaH2CClO3

d) NaHCO3 + HCl → NaCl +H2CO3

e) NaHCO3 + HCl → NaCClO2+ H2O

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Questão 4

O consumo de ácido sulfúrico pode ser utilizado como um indicador do desenvolvimento de um país. Industrialmente, esse ácido pode ser obtido a partir da pirita de ferro, que consiste basicamente em sulfeto ferroso (FeS). Classifique as equações de obtenção industrial do ácido sulfúrico mostradas a seguir:

I. FeS + O2 → Fe + SO2

II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3

III. SO3 + H2O → H2SO4

a) Dupla troca, síntese, síntese.

b) Dupla troca, análise, análise.

c) Síntese, simples troca, dupla troca.

d) Simples troca, análise, análise.

e) Simples troca, síntese, síntese.

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Respostas

Resposta Questão 1

Alternativa “d”.

Somente a reação II, pois nela uma substância (NH4HCO3) decompõe-se em três substâncias mais simples (CO2+ NH3 + H2O). O bolo cresce em razão da liberação do gás carbônico (CO2). As demais reações são de:

I. 2 Mg + O2 →2 MgO: Síntese ou adição.

III. Fe + 2 HCl → FeCl2+ H2: Simples troca.

IV. Al2(SO4)3+ 6 NaOH → 2 Al(OH)3+ 3 Na2SO4: Dupla troca.

V. H2SO4+ 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN: Dupla troca.

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Resposta Questão 2

Alternativa “c”.

A fotólise é um tipo de reação de decomposição que ocorre graças à presença de luz.

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Resposta Questão 3

Alternativa “a”.

O NaHCO3 neutraliza o HCl presente no suco gástrico. O CO2 formado é o responsável pela eructação (arroto).

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Resposta Questão 4

Alternativa “e”.

I. FeS + O2 → Fe + SO2 = reação de simples troca ou deslocamento (uma substância composta (FeS) reage com uma substância simples (O2) e produz uma nova substância simples (Fe) e uma nova substância composta ( SO2) pelo deslocamento entre seus elementos).

II. 2 SO2 + 2 O2 → 2 SO3 = reação de síntese ou adição (duas substâncias reagem e produzem uma única substância mais complexa).

III. SO3 + H2O → H2SO4 = reação de síntese ou adição.

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Prática 4: Reatividade Química dos Metais + Reatividade dos Metais - Síntese do Gás Hidrogênio
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SENAI CIMATEC
Curso de Engenharia Química
Química Inorgânica Prática
SALVADOR – BA
09 DE NOVEMBRO DE 2020
1 – Introdução
Ter a total noção das características físico-químicas das espécies trabalhadas dentro de uma experiência laboratorial é de fundamental importância para a obtenção de resultados coerentes e fidedignos. Visto isso, uma das características mais importantes da família dos Metais é a sua reatividade. 
A Reatividade Química é a característica que confere a probabilidade, quimicamente falando, de uma reação química acontecer, em outras palavras, a capacidade que um átomo específico tem de perder ou receber elétrons. Em termos gerais, a reatividade química de uma espécie varia proporcionalmente conforme sua eletropositividade - capacidade de perda de elétrons - e, com isso, é possível inferir que quanto maior a sua eletropositividade, maior a sua reatividade química. 
Tendo em vista os conceitos teóricos acerca da Reatividade Química dos elementos, é importante ter noção de como diferenciar essa característica perante uma reação entre duas espécies diferentes. Segue a relação dos elementos mais, para os menos reativos na tabela periódica:
(+) Li > Cs > Rb > K > Ba > Sr > Ca > Na > Mg > Be > Al > Zn > Cr > Fe > Cd > Co > Ni > Pb > H > Sb > Bi > Cu> Hg > Ag > Pd > Pt > Au (-) 
	Analisando a relação acima, a coerência da característica numa reação entre duas espécies depende de fatores como: Formação de precipitado/gás a partir da reação entre duas espécies; não ocorrência de reação; Com base na relação acima e do embasamento teórico apresentado, é possível se confirmar a característica reacional de duas espécies conferindo o acontecimentos dos fatos previamente apresentados.
2 - Objetivos
O objetivo das práticas é, por meio de interações reacionais em laboratório, inferir acerca das características de reatividade química das espécies analisadas. 
3 - Material e Métodos
Os materiais utilizados durante o desenvolvimento das práticas, bem como os procedimentos realizados, estão descritos nos tópicos a seguir:
3.1 1ª PRÁTICA: Reatividade Química dos Metais
3.1.1 MATERIAIS
· Tubos de ensaio; 
· Suporte para tubos de ensaio; 
· Béquer de 50 mL; 
· Espátula; 
· Vidro de relógio; 
· Pipeta Pasteur; 
· Prata em pó; 
· Zinco em pó;
· Magnésio em pó; 
· Cobre em pó; 
· Ácido clorídrico 36%;
· Ácido nítrico 68%.
3.1.2 MÉTODOS
Para realização desta prática, primeiramente preparou-se a capela de exaustão e os utensílios necessários. Em seguida, acrescentou-se cada um dos metais nos tubos de ensaio. Ou seja, o zinco no tubo 1, o magnésio no tubo 2, o cobre no tubo 3 e a prata no tubo 4. Para promover as reações químicas entre os metais e o ácido clorídrico 36%, adicionou-se cerca de 1 mL de ácido clorídrico em cada tubo que contém os metais utilizando a pipeta Pasteur, e posteriormente, foi observado cada reação e anotado os resultados. O mesmo procedimento anterior foi repetido, utilizando o ácido nítrico 68% no lugar do ácido clorídrico. 
3.2.2 PRÁTICA: Reatividade dos Metais - Síntese do Gás Hidrogênio
3.2.1 MATERIAIS
· Tubos de ensaio; 
· Suporte para tubos de ensaio; 
· Béquer de 50 mL; 
· Espátula; 
· Vidro de relógio; 
· Pipeta Pasteur; 
· Bolinhas de papel alumínio;
· Solução de ácido clorídrico.
3.2.2 MÉTODOS
Para realização desta prática, primeiramente preparou-se a capela de exaustão e os utensílios necessários. Em seguida, colocou-se as bolinhas de alumínio no vidro de relógio, que foram despejadas em um dos tubos de ensaio. Em um béquer, foi adicionado um pouco da solução de ácido clorídrico, e, em seguida, pipetado uma amostra dessa solução, acrescentado-a no mesmo tubo de ensaio contendo o alumínio. Ao final, observou-se a reação e foi anotado os resultados. 
4 - Resultados e Discussão
Com o intuito de analisar a reatividade química dos metais foi-se feito dois experimentos a fim de saber quais fatores influenciam e como se desenvolve as reações.
Experimento 1 – Reatividade Química dos Metais
A maioria das reações químicas entre um ácido e um metal, irá liberar gás hidrogênio () e formar um sal correspondente, algumas reações também liberam outras substâncias, em sua maioria tóxicas. Comumente se estabelece na Química Inorgânica uma regra em relação a reações entre ácidos e metais, essa regra sugere que metais reagem com ácidos, liberando gás hidrogênio. Entretanto, tal regra torna-se válida quando se tem um metal mais reativo do que o hidrogênio, conforme na ordem de reatividade apresentada na introdução, pode-se observar que os metais zinco (Zn) e Magnésio (Mg) são mais reativos do que o hidrogênio, logo, pode reagir quimicamente com ácidos e descolar esse elemento em sua forma gasosa. No entanto, o mesmo não se pode falar dos metais cobre (Cu) e prata (Ag), sendo ambos menos reativos do que o hidrogênio e, portanto, não reagindo quimicamente com ácidos. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência a perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade.
No experimento – empregando magnésio, zinco, cobre e prata – foram observados os seguintes resultados:
Figura 1. Reação dos metais com ácido clorídrico
Fonte: Própria (2020)
Figura 2. Reação dos metais com ácido nítrico
Fonte: Própria (2020)
O magnésio reagiu facilmente com o ácido clorídrico, o que comprova que o mesmo é bastante reativo. Na reação ocorreu uma efervescência, com isso uma liberação de calor, e, também, houve uma liberação de gás, que é o hidrogênio e uma formação de cloreto de magnésio no fundo do tubo de ensaio. A equação balanceada é dada por:
2HCl (aq) + Mg (s) → H2 (g) + MgCl2 (aq)
O zinco teve uma reação rápida com o ácido clorídrico. Foi notado a liberação de gás Hidrogênio do material decantado no fundo do tubo de ensaio. Houve a formação de Cloreto de Zinco. Notou-se que não houve alteração na coloração da solução de Ácido Clorídrico. A reação é endotérmica, dessa forma não houve liberação de calor. A equação balanceada dessa reação é dada por:
2HCl (aq) + Zn (s) → (g) + ZnCl2 (aq)
O cobre e a prata ao ser adicionado ao ácido clorídrico não ocorreu reação, pois são mais resistentes e menos reativos;
Quando o cobre foi adicionado ao ácido nítrico foi observado que houve uma reação entre as duas substâncias, onde ocorreu a diluição do cobre e a presença de vapor de dióxido de nitrogênio (NO2). Isso ocorreu porque o cobre doa elétrons, sendo o agente oxidante da reação. Ao final a solução aquosa ficou com uma coloração azul, devido a presença do nitrato de cobre. A equação balanceada dessa reação é dada por:
Cu (s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4H2O (aq)
	Os metais quando foram adicionados ao ácido nítrico reagiram e como pode-se verificar através da Figura 2 somente para o tubo 2 não ocorreu a presença da liberação dos gases – monóxido e dióxido de azoto – na cor de castanho avermelhado. A equação balanceada dessas reações são dadas por:
Zn (s) + 4 HNO2 (aq) → Zn(NO3)2 (aq) + 2 NO2 (g) + 2 H2O (aq)
Mg (s) + 2 HNO3 (aq) → Mg(NO3)2 (aq) + H2 (g)
Ag (s) + 2 HNO3 (aq) → AgNO3 (aq) + 2 NO2 (g) + H2O (aq)
	Sobre a velocidade das reações os metais se comportaram tanto para o ácido clorídrico: tubo 1 > tubo 2 como ácido nítrico tubo 1 > tubo 2 > tubo 3 > tubo 4, obedecendo a ordem de reatividade. 
Experimento 2 – Reatividade dos Metais - Síntese do Gás Hidrogênio
A reação observada entre o alumínio metálico e o ácido clorídrico se configura como sendo de simples troca, onde o alumínio troca de posição com o hidrogênio. Essa troca é possível por conta de ambas substâncias possuírem tendência de perder elétrons - alta eletronegatividade. Como produto dessa reação temos a formação de um sal inorgânico e do gás hidrogênio, como pode ser visto na equação abaixo:
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
A principal evidência da ocorrência de reação química entre os elementos envolvidos é formação de uma fumaça e a coloração escura. Evidências

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Qual a reação entre o alumínio metálico e o ácido clorídrico?

Qual a reação entre magnésio metálico e ácido clorídrico?

Quais metais reagem com ácido clorídrico?

Como é classificada a reação entre o metal e o ácido?