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https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm
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A partir dos experimentos de estequiometria feitos na aula prática, os resultados foram suficientes para o melhor aprendizado do conteúdo.
Na primeira etapa houve uma reação de oxirredução entre sulfato de cobre || e palha de aço, ficando incolor pois reagiu completamente, já no experimento 2 não houve uma reação de oxirredução completa.
Logo, no segundo experimento ao adicionar hidróxido de sódio sendo uma base na mistura de ácido sulfúrico e alaranjado de metila, a reação foi neutralizada por causa da base.
Portanto, no terceiro experimento ao adicionar ácido sulfúrico misturando com hidróxido de sódio e alaranjado de metila, ocorreu uma mudança cor amarelada para a vermelha, acontecendo uma neutralização de ácido e base.
No quarto e último experimento, adicionou-se cobre, zinco e palha de aço, em diferentes tubos de ensaio, dentro dos tubos de ensaio obtinham ácido clorídrico.
No primeiro tubo ocorreu uma reação, no segundo não houve reação e já no terceiro ocorreu uma reação. Concluímos que o grau de reatividade do zinco é maior e o cobre não reage, pois é um metal nobre.

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Tubo 1: HCl e Fe.   Tubo 2: HCl e Cu.                Tubo 3: HCl e Zn.

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Tubo 1: HCl e Fe.   Tubo 2: HCl e Cu.                Tubo 3: HCl e Zn.

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Fonte: Clarice Fernandes, 2019, no Ifes, Montanha - ES.

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No quarto experimento, foram adicionados três pedaços de metais, cobre, zinco e palha de aço, em diferentes tubos de ensaio, que continham ¼ de ácido clorídrico. O tubo 1 foi constituído por HCl e Fe, que produziram Cloreto de Ferro II e H2 na forma gasosa, logo, houve uma reação. No tubo 2, composto por HCl e Cu não houve reação, pois metais nobres não reagem com ácidos, pelo fato de estes metais serem menos reativos que o hidrogênio. No tubo 3, formado por HCl e Zn, houve reação, porque o zinco é mais reativo que o hidrogênio, como foi visto no experimento, a solução deste tubo eferveceu, por causa da alta reatividade do metal.

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Em três tubos de ensaio, colocou-se aproximadamente ¼ do volume do tubo de solução de ácido clorídrico concentrado, posteriormente foi adicionado no tubo-1 um pedaço de fio de cobre, no tubo-2 uma bolinha de palha de aço e no tubo-3 uma pequena quantidade de zinco. Deixou-se em repouso por alguns minutos e anotou-se as observações.

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Em um tubo de ensaio colocou-se um pouco de solução de 2mL de hidróxido de sódio, pingou-se algumas gotas de alaranjado de metila, foi adicionado com uma pipeta solução de ácido sulfúrico aos poucos, até que acontecesse mudança, anotando o volume gasto.

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Em um tubo de ensaio colocou-se um pouco de solução de 2mL de ácido sulfúrico, em seguida pingou algumas gotas de alaranjado de metila. Logo após foi adicionado com uma pipeta solução de hidróxido de sódio as poucos no tubo, até que ocorresse a mudança, registrando o volume gasto.

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Em um tubo de ensaio, foi adicionado 2mL de sulfato de cobre II, já em outro tubo adicionou-se 4mL de sulfato de cobre II.Depois foi feito duas bolinhas de palha de aço do mesmo tamanho e colocou-se uma no tubo 1 e outra no tubo 2, em seguida aguardou-se aproximadamente 10 minutos para ser feito a análise dos resultados.

Fonte: Amanda , 2019, no Ifes, Montanha - ES.

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As reações químicas são transformações da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em produtos.
Estequiometria é o cálculo da quantidade das substâncias envolvidas numa reação química. Que é feito com base nas leis das reações e é realizado, em geral, com o auxílio das equações químicas equivalentes.
A estequiometria das reações químicas expressa matematicamente as regularidades que ocorrem nessas reações por meio das Leis das combinações químicas (Usberco e Salvador, 2014).
Estes experimentos foram feitos com o objetivo de observar as evidências de transformações químicas, estudar os conceitos de balanceamento e estequiometria e identificar os diferentes tipos de reações químicas e equacioná-las.

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O terceiro experimento, foi adicionado aos poucos 1,5mL de ácido sulfúrico na mistura de hidróxido de sódio e do indicador de pH, alaranjado de metila. A mudança da cor amarela para a vermelha indica uma neutralização entre o ácido e a base. Ao contrário da neutralização do ácido, para neutralizar a base, a quantidade de ácido tem que ser menor, a quantidade de 1,5mL ácido sulfúrico em 2mL de hidróxido de sódio representa isso. O produto dessa reação é o sulfato de sódio ( Na2SO4 ) e é um sal de caráter neutro, pois é decorrente de ácido e base de mesma força. Logo, ocorreu uma neutralização total.

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Reação parcialmente neutralizada de H2SO4, alaranjado de metila e NAOH que formou o bissulfato de sódio.

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Reação parcialmente neutralizada de H2SO4, alaranjado de metila e NAOH que formou o bissulfato de sódio.

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Fonte: Amanda , 2019, no Ifes, Montanha - ES.

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No segundo experimento, adicionou-se gradualmente 3mL de hidróxido de sódio (NaOH), que é uma base, na mistura de ácido sulfúrico e alaranjado de metila, indicador de pH frequente. A neutralização do ácido e da base é perceptível pela transformação da cor vermelha para a amarela. Para neutralizar um ácido, é necessário de uma quantidade maior de base, tem-se o exemplo evidente, pois continha 2mL de H2SO4 e 3mL de NaOH. Essa reação forma o bissulfato de sódio  (NaHSO4), entretanto, é uma reação parcial de neutralização, porque não houve quantidades estequiométricas proporcionais entre ácidos e bases à reação de neutralização total. Isso ocorreu devido  à quantidade de íons hidroxila dissociáveis de cada espécie química.

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Solução de CuSO4 e bolinha de palha de aço. À direita, percebe- se que o líquido de 2mL contido no tubo está incolor, transformando a palha de aço em cobre e a mistura do segundo tubo à esquerda não passou por uma oxirredução completa.

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Solução de CuSO4 e bolinha de palha de aço. À direita, percebe- se que o líquido de 2mL contido no tubo está incolor, transformando a palha de aço em cobre e a mistura do segundo tubo à esquerda não passou por uma oxirredução completa.

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Fonte: Clarice Fernandes, 2019, no Ifes, Montanha - ES.

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No primeiro experimento ocorre uma reação denominada oxirredução na mistura de 2mL de sulfato de cobre II (CuSO4) e a bolinha de palha de aço, composta por ferro e carbono. O ferro ao entrar em contato com o sulfato de cobre II sofre uma oxidação, isso é perceptível pela mudança da cor prateada para a avermelhada, e a solução aquosa de sulfato de cobre II passa por uma redução, nota-se pela cor que antes era azul e torna-se transparente. O ferro transforma-se em cobre e não há mais CuSO4 na solução e sim,  Fe2(SO4)3 ou FeSO₄, dependendo do grau de oxidação do ferro. A oxirredução ocorre pelo fato de ambos reagentes serem adicionados de forma proporcional e suficiente. Entretanto, na segunda etapa deste experimento, quando há a junção de 4mL de CuSO4 e palha de aço, não houve oxirredução, porque a dose da solução foi excedente, logo a medida dos dois reagentes não foi proporcional.

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Reação totalmente neutralizada de NAOH, alaranjado de metila e H2SO4 que formou o sulfato de sódio.

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Reação totalmente neutralizada de NAOH, alaranjado de metila e H2SO4 que formou o sulfato de sódio.

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Fonte: Clarice Fernandes, 2019, no Ifes, Montanha - ES.