Relatório - Reações Químicas

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RELATÓRIO DE PRÁTICA DE QUÍMICA EXPERIMENTAL
Alunos: Ana Carolina Arantes Araújo
	 Marcos Murta Tanure
 Luis Henrique Eduardo Bastos
Turma:
Professora: Cynthia Peres Demicheli
Data: 04/09/2008
 Título: Reações Químicas
Introdução: 
O fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s) é chamado de reação química. A equação química é uma representação simplificada da transformação ocorrida, envolvendo as substâncias transformadas (reagentes), as substâncias produzidas (produtos), o estado físico dos reagentes e produtos e as condições (temperatura, pressão, solventes, etc.) nas quais a reação se processa. 
Cada reação química exige condições que devem ser satisfeitas para que ela ocorra. Uma condição comum a todas as reações químicas é que, sendo responsáveis pela transformação de matéria, todas obedecem ao princípio da conservação das massas.
Em várias situações é possível identificar algumas substâncias através de reações que produzem efeitos macroscópicos visíveis (mudança de cor, formação de precipitado, evolução de gás) ou percebidos pelo olfato.
 
Objetivos: 
Conhecer e realizar alguns tipos mais comuns de reações químicas e suas equações, observando os fatos que evidenciam a ocorrência delas.
Procedimentos, Resultados e Discussão:
	Procedimento 1:
*Colocamos cerca de 0,5g de Clorato de Potássio (KClO3) em um tubo de ensaio.
*Adicionamos pequena quantidade de Dióxido de Manganês (MnO2) e misturamos as duas substâncias.
*Seguramos o tubo de ensaio com uma pinça de madeira e o aquecemos na chama do bico de Bünsen.
*Aproximamos da abertura do tubo de ensaio um palito de fósforo em brasa. Percebemos que a brasa do palito ficou mais intensa. Interpretamos, assim, que a reação provocada produz e libera um gás pela extremidade do tubo capaz de alimentar a combustão. Esse gás liberado é o O2.
*Esperamos o tubo esfriar, adicionamos 0,5ml de água destilada e agitamos. Deixamos a mistura decantar, enquanto isso, executávamos os demais procedimentos.
*Transferimos a solução límpida transparente e incolor para outro tubo de ensaio. Com o auxílio de um conta-gotas, a este tubo, adicione 2 gotas da solução de Nitrato de Prata (AgNO3(aq)). Observamos que ocorreu uma reação química evidenciada pela formação de um precipitado branco, AgCl(s).
Equações da reação química:
NaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)
Ag+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + NO3-(aq) Na+(aq) + NO3-(aq) + AgCl(s)
Ag+(aq) + Cl-(aq)  AgCl(s)
Como os nitratos são solúveis, formou-se uma solução aquosa de NaNO3.
*Descartamos os resíduos de prata nos recipientes apropriados.
	Procedimento 2:
*Observamos um pedaço de fita de magnésio de cerca de 2cm de comprimento e 31mg. O pedaço de fita tinha brilho metálico e era bastante maleável.
*Seguramos a fita por uma das extremidades com auxílio de uma pinça metálica.
*Aquecemos a outra extremidade da fita na chama do bico de Bünsen.
*Assim que observamos o início da reação, a fita emitiu um brilho branco e muito intenso, afastamos o conjunto da chama mantendo-o ao ar sob um vidro relógio de modo que recolhemos o pó branco em que foi transformada a fita, Óxido de Magnésio (MgO(s)). Interpretamos que esses resultados são evidências da ocorrência de reação química, já que as propriedades da fita foram alteradas.
*Adicionamos água e fenolftaleína ao pó branco formado. A solução tornou-se rosa, ou seja, formou-se um composto básico, Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2(aq)).
Equações da reação:
Mg(s) + O2(g)  MgO(s)
MgO(s) + H2O(l)  Mg(OH)2(aq)
	Procedimento 3:
*Colocamos em um béquer, de 1L de capacidade, água destilada até 2/3 de seu volume.
*Adicionamos 5 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína à água do béquer.
*Fixamos a um suporte, um tubo de vidro resistente aberto nas duas extremidades, para ficar com, aproximadamente, 4cm de seu comprimento imerso na água, sem tocar o fundo do béquer.
*Pegamos pequenos fragmentos de sódio metálico sólido, os limpamos e os colocamos no interior do tubo com uma pinça.
* Iniciada a reação, jogamos um palito de fósforo acesso dentro do tubo. Observamos que o palito continuou a queimar intensamente, e a solução do béquer ficava rosa à medida que os pedaços de sódio se dissolviam. Analisamos que ocorreu uma reação química, uma vez que houve liberação do gás inflamável Hidrogênio, comprovada pela continuação da combustão do palito de fósforo; e a formação de um composto básico, comprovado pela coloração rósea da solução.
Equações da reação:
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
Na(s) + H2O(l)  H2(g) + NaOH(aq)
Procedimento 4:
*Adicionamos cerca de 2mL da solução de Água Oxigenada (H2O2) em um tubo de ensaio.
*Adicionamos gotas da solução de Permanganato de Potássio (KMnO4) 0,02 mol/L ao tubo. Houve formação de bolhas e a solução tornou - se marrom.
*Adicionamos 2 gotas de Ácido Sulfúrico (H2SO4) 3,5 mol/L. A solução voltou a ficar incolor. A reação química é evidenciada, além das mudanças de cor, pela liberação de calor.
Equação da reação:
2MnO4- + 3H2O2  2MnO2 + 6H2O + 2O2
Procedimento 5:
*Colocamos 1mL de solução 0,1 mol/l de Cu2+ em dois tubos de ensaio previamente numerados.
*No primeiro tubo, adicionamos, gota a gota, pequena quantidade da solução de Hidróxido de Amônio (NH4OH) 0,5 mol/L. Inicialmente houve a formação de um precipitado e a solução obteve uma tonalidade azul claro, o que evidencia a ocorrência de uma reação.
Equação da reação:
CuSO4(aq) + 2NH4OH(aq) ( Cu(OH)2(s) + (NH4)2SO4(aq)
*A seguir, adicionamos maior quantidade da solução de Hidróxido de Amônio, ao mesmo tubo, até que ocorreu nova transformação. Conforme a concentração da solução de Hidróxido de Amônia aumentava, percebemos que o precipitado era diluído e a solução obtinha uma coloração azul escuro. Isso ocorreu, pois o Hidróxido de Cobre (Cu(OH)2(s)) formado na reação anterior reagia com a solução de Hidróxido de Amônia que entrava na solução, formando um produto de cor azul escuro. 
Equação da reação:
Cu(OH)2(s) + 4NH4OH(aq) ( [Cu (NH3)4]+²(aq) + 2OH-(aq) + 4H2O(aq)
*Adicionamos ao segundo tubo, gota a gota, pequena quantidade de solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1 mol/L. Observamos a formação de um precipitado e a solução obteve tonalidade azul claro, o que evidencia a ocorrência de uma reção.
Equação da reação:
CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) ( Cu(OH)2(s) + (NH4)2SO4(aq)
Observamos que, em ambas reaçãoes, houve a formação do mesmo precipitado (Cu(OH)2) por isso as soluções inicialmente obtiveram a mesma coloração (azul claro). Porém, ao aumentar a concentração da solução de Hidróxido de Amônio no primeiro experimento, o composto formado (Cu(OH)2) reagia com esta formando o composto de cor azul escuro ([Cu (NH3)4]+²). No segundo experimento, isso não acontecia pois o Hidróxido de Cobre não reage com o Hidróxido de Sódio.
Procedimento 6:
*Colocamos 1mL da solução de Iodo dissolvida em Hexano 0,1% p/v em um tubo de ensaio. A solução era rosa devido a coloração do Iodo.
*Adicionamos um pedaço de palha de aço. Agitamos a mistura. Após algum tempo observamos que a solução tornou - se incolor. Isso aconteceu devido à oxidação do Fe para Fe3+ , e à redução do I para I-.
Equação da reação de oxi-redução:
Procedimento 7:
*Colocamos 2mL de água destilada em um tubo de ensaio.
*Adicionamos 3 gotas de solução de fenolftaleína.
*Adicionamos 5 gotas de Ácido Clorídrico (HCl) 0,1 mol/L. Agitamos a mistura. A solução permaneceu incolor.
*Adicionamos, gota a gota, solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1 mol/L. A medida que acrescentávamos Hidróxido de Sódio estávamos titulando a solução de Ácido Clorídrico. Acrescentamos o número de gotas da base necessário para neutralizar a solução ácida, tornado a básica e, consequentemente, rosa.
Equação da reação de neutralização:
HCl(aq) + NaOH(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) , produtos: sal solúvel e água.
Conclusão: 
Concluímos, por meio dos procedimentosrealizados, que reação química é todo fenômeno no qual a matéria altera sua estrutura, dando origem a novas substâncias. Essas reações são muito importantes para a continuidade da vida, como por exemplo, a reação de combustão. Concluímos também que mudança de cor, liberação de gás, cheiro da solução, formação de um sólido ou aparecimento de chama ou luminosidade são fatores que evidenciam uma possível reação química.
Referências:
DEMICHELI, Cynthia Peres - Apostila de Práticas de Química Geral.