Aula Experimental 1 - Reações Quimicas, Complexos, Acidos e Bases

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO
NORTE
DISCIPLINA: QUI0111 - QUÍMICA ANALÍTICA
APLICADA
DOCENTE: PROF. DRA. MARIA DE FÁTIMA VITÓRIA DE
MOURA
RELATÓRIO - AULA EXPERIMENTAL I
Reações Químicas
Pablo Vespúcio Lopes Bezerra
NATAL
NOVEMBRO/2021
INTRODUÇÃO 3
OBJETIVO 5
JUSTIFICATIVA 5
MATERIAIS E MÉTODOS 6
Experimento 1 6
Experimento 2 6
Experimento 3 6
Experimento 4 7
Experimento 5 7
Experimento 6 8
Experimento 7 8
Experimento 8 8
Experimento 9 9
Experimento 10 9
Experimento 11 10
RESULTADOS E DISCUSSÃO 10
Experimento 1 10
Experimento 2 10
Experimento 3 11
Experimento 4 11
Experimento 5 11
Experimento 6 11
Experimento 7 12
Experimento 8 12
Experimento 9 12
Experimento 10 13
Experimento 11 13
CONCLUSÃO 14
REFERÊNCIAS 15
INTRODUÇÃO
As evidências das reações se dão por várias constatações, sejam elas
intrinsecamente no meio, sendo necessário aparelhos avançados para análise, ou
visíveis a olho nú. Nesse sentido, alterações de cores das soluções, formação de
bolhas, aquecimento/resfriamento, ou ainda a formação de corpo de fundo
(precipitados) são algumas maneiras de identificar que a reação ocorreu.
As reações de oxirredução são caracterizadas pela transferência de elétrons
de uma espécie química para outra. Nesse sentido, o átomo ou íon que recebe
elétrons tem seu número de oxidação (ou nox) diminuído, e sofre redução. Em
contrapartida, a espécie que perde os elétrons tem seu nox aumentado e sofre
oxidação.
As reações de formação de complexos envolvem espécies capazes de
participar de reações segundo o conceito de ácido e bases de Lewis, doando ou
recebendo pares de elétrons. Assim, na teoria de Lewis, um ácido é caracterizado
por receber um par de elétrons, já uma base é a espécie que possui elétrons livres
passíveis de doação. Desse modo, essa teoria permite verificar e observar
experimentos envolvendo espécies metálicas na forma de íons, por meio de reações
de complexação, em que o íon metálico atua como um ácido, recebendo um par de
elétrons de uma base de Lewis.
No exemplo abaixo, têm se moléculas de amônia atuando como base de
Lewis, doando elétrons para o Cu2+, formando um complexo com 4 pares de
elétrons compartilhados.
Figura 1 - Reação de complexação entre o cobre a amônia.
Na química, as reações reversíveis são aquelas em que há constante
formação de produtos e reagentes no meio. Esse mecanismo é fundamental para
garantir que haja um equilíbrio entre as espécies reacionárias. Para isso, portanto, o
equilíbrio químico é estabelecido quando as concentrações dos reagentes e
produtos se mantêm constantes e a velocidade das reações direta e inversa são
iguais.
aA + bB ⇋ cC + dD
Reação genérica
Na reação genérica acima, a velocidade da reação (v1) direta e inversa (v2)
são respectivamente iguais à:
𝑣1 = 𝑘1 * [𝐴]𝑎 * [𝐵]𝑏
𝑣2 = 𝑘2 * [𝐶]𝑐 * [𝐷]𝑑
Em que:
● k1 e k2 são, nessa ordem, as constantes de proporcionalidade das
velocidades para as reações direta e indireta;
● [A], [B], [C] e [D] correspondem às concentrações dos reagentes;
● são os coeficientes estequiométricos da reação.𝑎, 𝑏, 𝑐 𝑒 𝑑
Tendo em vista que as velocidades das reações direta e inversa são iguais,
portanto:
𝑘1 * [𝐴]𝑎 * [𝐵]𝑏 = 𝑘2 * [𝐶]𝑐 * [𝐷]𝑑 
𝑘1
𝑘2 =
[𝐶]𝑐*[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎*[𝐵]𝑏
𝐾 = [𝐶]
𝑐*[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎*[𝐵]𝑏
Em um estado de equilíbrio, quando um sistema sofre uma perturbação
externa, este deslocará o equilíbrio no sentido contrário à perturbação como
alternativa para atingir novamente o equilíbrio. Além disso, a presença de um
catalisador aumenta a velocidade da reação direta, atingindo, dessa forma, o
equilíbrio em menor tempo, uma vez que há a diminuição da energia de ativação.
Figura 2 - Concentrações dos reagentes e produtos durante a reação.
Figura 3 - Velocidades das reações direta e inversa.
Os ácidos são compostos covalentes que, quando em contato com soluções
aquosas, sofrem ionização, formando íons que não existiam a princípio, sendo o
cátion H3O+ um desses íons formados. As bases, ao contrário dos ácidos, sofrem
dissociação na água, ou seja, os íons que já existiam são separados, liberando o
ânion OH-. Segue abaixo as reações do ácido clorídrico e o hidróxido de sódio.
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
OBJETIVO
Realizar a mistura de soluções e observar a possível ocorrência de reações,
bem como seus produtos
.
JUSTIFICATIVA
Verificar experimentalmente os conteúdos aprendidos em sala de aula.
MATERIAIS E MÉTODOS
I. Experimento 1
Materiais Metodologia
Fita de magnésio puro Prende a fita de magnésio no alicate
Alicate Com o maçarico, inicia a combustão da
fita de metal
Bico de Bunsen (maçarico) Observar se há reação
II. Experimento 2
Materiais Metodologia
Solução de sulfato de cobre (CuSO4) Em um tubo de ensaio, transfira 1 mL
da solução de sulfato de cobre com o
auxílio de uma pipeta graduada
Solução de cloreto de bário (BaCl2) Acrescente algumas gotas de cloreto de
bário utilizando a pipeta de Pasteur.
Tubo de ensaio Observar se há reação
Pipeta graduada
Pipeta de Pasteur
III. Experimento 3
Materiais Metodologia
Solução de nitrato de chumbo
(Pb(NO3)2)
Em um tubo de ensaio, transfira 1 mL
da nitrato de chumbo com o auxílio de
uma pipeta graduada
Iodeto de potássio (KI) Acrescente algumas gotas de iodeto de
potássio utilizando a pipeta de Pasteur.
Tubo de ensaio Observar se há reação
Pipeta graduada
Pipeta de Pasteur
IV. Experimento 4
Materiais Metodologia
Solução de cloreto férrico (FeCl3) Em um tubo de ensaio, transfira 1 mL
de cloreto férrico com auxílio de uma
pipeta graduada
Ferrocianeto de potássio (K₄[Fe(CN)₆]) Acrescente algumas gotas de
ferrocianeto de potássio utilizando uma
pipeta de Pasteur.
Tubo de ensaio Observar se há reação
Pipeta graduada
Pipeta de Pasteur
V. Experimento 5
Materiais Metodologia
Solução de cloreto de cobre(II) (CuCl2) Em um tubo de ensaio, transfira 1,0 mL
de cloreto de cobre (II) com auxílio de
uma pipeta graduada
Dimetilglioxima Acrescente algumas gotas de
dimetilglioxima utilizando uma pipeta de
Pasteur.
Tubo de ensaio Observar se há reação
Pipeta graduada
Pipeta de Pasteur
VI. Experimento 6
Materiais Metodologia
Solução de cloreto de alumínio (AlCl3) Em um tubo de ensaio transfira, 1 mL
de cloreto alumínio com auxílio de uma
pipeta graduada
Hidróxido de amônio (NH4OH) Acrescente algumas gotas de hidróxido
de amônio utilizando uma pipeta de
Pasteur
Tubo de ensaio Observar se há reação
Pipeta graduada
Pipeta de Pasteur
VII. Experimento 7
Materiais Metodologia
Solução de cloreto de férrico (FeCl3) Em um tubo de ensaio transfira 1 mL de
cloreto férrico com auxílio de uma
pipeta graduada
Tiocianato de amônio (NH4SCN) Acrescente algumas gotas de tiocianato
de amônio utilizando uma pipeta de
Pasteur
Tubo de ensaio Observar se há reação
Pipeta graduada
Pipeta de Pasteur
VIII. Experimento 8
Materiais Metodologia
Solução de sulfato de cobre (CuSO4) Em um tubo de ensaio transfira 1 mL de
sulfato de cobre com auxílio de uma
pipeta graduada
Hidróxido de amônio (NH4OH) Acrescente algumas gotas de hidróxido
de amônio utilizando uma pipeta de
Pasteur
Tubo de ensaio Observar se há reação
Pipeta graduada
Pipeta de Pasteur
IX. Experimento 9
Materiais Metodologia
Solução de sulfato de cobre (CuSO4) Em um béquer, adicionar a solução de
sulfato de cobre
Prego de ferro Com o fio de cobre, amarrar o prego na
ponta
Béquer Submergir o prego na solução de
sulfato de cobre
Fio de cobre Observar se há reação
X. Experimento 10
Materiais Metodologia
Permanganato de potássio (KMnO4) Em um tubo de ensaio transfira 1 mL de
peróxido de hidrogênio com auxílio de
uma pipeta graduada
Peróxido de hidrogênio - água
oxigenada (H2O2)
Em seguida, adicione gotas de solução
de ácido sulfúrico à solução de água
oxigenada
Ácido sulfúrico (H2SO4) Posteriormente, adicione gotas de
permanganato de potássio com auxílio
de uma pipeta graduada
Tubo de ensaio Observe e anote as reações
Pipeta graduadaPipeta de Pasteur
XI. Experimento 11
Materiais Metodologia
Ácido clorídrico (HCl) Em um tubo de ensaio transfira 1 mL de
ácido clorídrico com auxílio de uma
pipeta graduada
Magnésio metálico Em seguida, adicione gotas de solução
de ácido sulfúrico à solução de água
oxigenada
Tubo de ensaio Posteriormente, acrescentar à solução
pedaços de magnésio
Observe e anote as reações
RESULTADOS E DISCUSSÃO
I. Experimento 1
Com a queima da fita de magnésio, ocorreu a liberação de luz branca e
posterior formação de óxido de magnésio, um sólido branco quebradiço,
seguindo a reação:
2 Mg(s) + O2 → 2 MgO(s)
II. Experimento 2
Ao adicionar cloreto de bário na solução de sulfato de cobre, ocorre a
seguinte reação, em que um dos produtos é BaSO4, um precipitado branco:
CuSO4 + BaCl2 → CuCl2 + BaSO4
III. Experimento 3
As soluções de nitrato de chumbo e iodeto de potássio eram incolores,
inicialmente. Quando há a mistura das duas soluções, pode-se observar a
formação de precipitado bem amarelo, o iodeto de chumbo.
Pb(NO3)2 (aq) + 2 KI (aq) → 2 KNO3 (aq) + PbI2 (s))
IV. Experimento 4
A solução de ferrocianeto de potássio, inicialmente de cor amarelo claro,
ao seu misturada com a solução incolor de cloreto férrico produz o cloreto de
potássio (KCl) e um precipitado de coloração azul da prússia, o ferrocianeto
férrico, de acordo com a reação abaixo:
4 FeCl3 + 3 K4(Fe(CN)6) → Fe4[Fe(CN)6]3 + 12 KCl
V. Experimento 5
Ao reagir o dimetilglioxima (C4H8O2N2) com o cloreto de níquel, há a formação
de um complexo e também ácido clorídrico. A solução adquire coloração amarelada,
inicialmente. Contudo, no decorrer do tempo, a cor rosa prevalece.
2 C4H8O2N2 + NiCl2 → 2 HCl + [Ni(C4H7O2N2)2]
VI. Experimento 6
Ao misturar as respectivas soluções, obtêm se uma espécie branca
insolúvel, o hidróxido de alumínio, enquanto que o cloreto de amônio
permanece diluído na solução, conforme a reação abaixo:
AlCl3 (aq) + 3NH4OH(l) → Al(OH)(s) + 3 NH4Cl(aq)
VII. Experimento 7
As soluções de cloreto férrico e tiocianato de amônio produzem tiocianato
de ferro e cloreto de amônio. A solução adquire uma coloração vermelho
escuro ou “tijolo” devido ao tiocianato de ferro (Fe(SCN)3). Segue a reação:
FeCl3(aq) + 3 NH4SCN(aq) → Fe(SCN)3(aq) + 3 NH4Cl(aq)
VIII. Experimento 8
Nesse experimento ocorre uma reação de complexação, que consiste em
um tipo de composto formado pela reação de um ligante químico com um íon
metálico central, nesse caso o cobre, que coordena os ligantes ao seu redor.
Ao misturar as duas soluções, obtêm-se o hidróxido de cobre (Cu(OH2), um
precipitado azul claro. Por ter excesso de amônio, a parte superficial da
solução adquire uma coloração mais escura de azul devido à formação do
complexo tetra amina sulfato de cobre ([Cu(NH3)4]SO4).
CuSO4 + 2 NH4OH → (NH4)2SO4 + Cu(OH)2
azul claro
Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 + 2 NH4OH → [Cu(NH3)4]SO4 + 4 H2O
azul escuro
IX. Experimento 9
Nesse experimento ocorre uma reação de oxirredução, em que as
espécies perdem e ganham elétrons. Ao adicionar o prego na solução de
sulfato de cobre, percebe-se que há uma deposição de cobre sobre o prego,
uma vez que ele sofre redução, passando de Cu2+ para Cu0 metálico. O ferro,
por sua vez, sofre a oxidação, passando de Fe0 para Fe2+.
3 Cu2+ + 6 e- → 3 Cu0 - redução
2 Fe0 → 2 Fe3+ + 6 e- - oxidação
Com o passar do tempo, a reação deixa de ter a cor azulada (dos íons de
cobre) e passa a ter coloração amarelada (dos íons de ferro).
X. Experimento 10
Nessa reação, a solução de permanganato de potássio (KMnO4) ao ser
misturada com as soluções de ácido sulfúrico e água oxigenada, perde a
coloração violeta e promove uma oxirredução, em que magnésio sofre
redução, ganhando 10 elétrons do oxigênio, que oxida. Além disso, há a
formação e liberação de oxigênio gasoso, conforme a reação a seguir.
2 KMnO4 (aq) + 5 H2O2 (aq) + 3 H2SO4 (aq) → 8 H2O(l) + 5 O2 (g) + K2SO4 (aq) +
2MnSO4 (aq)
2 Mn7+ + 10 e- → 2 Mn2+ - (redução)
10 O- → 10 O0 + 10 e- - oxidação
XI. Experimento 11
A reação do magnésio com o ácido clorídrico produz hidrogênio gasoso e
cloreto de magnésio e apresenta aumento de temperatura. Além disso, configura-se
como uma reação de oxirredução, assim, o hidrogênio ganha os elétrons, reduzindo, e
o magnésio cede os elétrons, oxidando. Ademais
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
2H+ + 2e- → 2H0 - (redução)
Mg0 → Mg2+ + 2e- - (oxidação)
CONCLUSÃO
As reações ocorreram sob perspectiva sensorial, em que foi necessário
estar atento às mudanças de coloração, temperatura, desprendimento de gás e
formação de precipitado. Logo, foi possível perceber que houve reação química em
todos os experimentos, visto que eles ocorreram à luz das condições visíveis ao
olho humano.
REFERÊNCIAS
Arthur I. Vogel, “Química Analítica Qualitativa”, Editora Mestre Jou, 5ª edição, São
Paulo, 1981.
Beduka, Redação. O QUE É EQUILÍBRIO IÔNICO? Disponível em:
https://beduka.com/blog/materias/quimica/equilibrio-ionico/. Acesso em: 23 de
novembro de 2021.
do Estudante, Guia. Equilíbrio químico: Reações reversíveis. Disponível em:
https://guiadoestudante.abril.com.br/curso-enem-play/equilibrio-quimico-reacoes-rev
ersiveis/. Acesso em: 23 de novembro de 2021
.
Fogaça, Jennifer. “Reações de Oxirredução.” -,
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/balanceamento-das-equacoes-oxir
reducao.htm. Acesso em: 23 de novembro de 2021.
Pereira de Andrade, Frank. “Equilíbrio de Complexação.”
https://www.ufsj.edu.br/portal2-repositorio/File/frankimica/Quimica%20Analitica%20Aplicada
%20I/Equilibrio_de_Complexacao_-_Frank.pdf. Acesso em: 23 de novembro de 2021.