RELATÓRIO FUNÇÕES INORGÂNICAS E REATIVIDADE DAS SUBSTÂNCIAS

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – UFAL 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA – IQB 
CURSO: QUÍMICA TECNOLÓGICA E INDUSTRIAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NICOLAS MONTEIRO DE ARAUJO 
WESKLEY RAYKONNE DE ARAUJO SILVA 
 
 
 
 
Experimento 4 – Reações Químicas I - Envolvendo as Funções 
Inorgânicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Maceió – AL 
Abril de 2023 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – UFAL 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA – IQB 
CURSO: QUÍMICA TECNOLÓGICA E INDUSTRIAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
WESKLEY RAYKONNE DE ARAUJO SILVA 
NICOLAS MONTEIRO DE ARAÚJO 
 
 
 
Relatório – Reações Químicas I - Envolvendo as Funções 
Inorgânicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Maceió – AL 
 Abril de 2023 
Relatório apresentado como 
requisito para obtenção de 
pontuação relativa a AB1 na 
disciplina de química geral 
experimental, no Curso de 
Química Tecnológica e Industrial, 
na Universidade Federal de 
Alagoas. 
Prof. Dr. Carmen Lucia de Paiva e 
Silva Zanta 
RESUMO 
 
Este relatório apresenta os resultados obtidos a partir da realização de algumas 
reações químicas envolvendo as principais funções inorgânicas (ácido, base, 
sais e óxidos). O objetivo foi observar aspectos qualitativos relacionados aos 
reagentes e produtos, tais como formação de precipitado, gás, eletrólito fraco ou 
transferência de elétrons. O estudo ressalta a importância da conservação da 
massa e do número de espécies químicas microscópicas (átomos) presentes 
antes e depois da ocorrência da reação, que se manifestam macroscopicamente 
sob a forma das leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sumário 
1. INTRODUÇÃO ...................................................................................................... 4 
2. OBJETIVOS ............................................................................................................. 4 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ........................................................................ 4 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO .............................................................................. 18 
5. CONCLUSÃO ......................................................................................................... 26 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ....................................................................... 27 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
O estudo das propriedades físicas de líquidos, como densidade, 
miscibilidade e viscosidade, é de grande importância na química e em diversas 
áreas da engenharia. Essas propriedades estão relacionadas à estrutura 
molecular dos líquidos e podem ser afetadas por diversos fatores, como 
temperatura, pressão e composição química. Dentre as propriedades físicas de 
líquidos, a densidade é uma das mais estudadas, pois está diretamente 
relacionada com a massa molecular dos componentes e com a interação entre 
as moléculas. A miscibilidade, por sua vez, é uma propriedade que descreve a 
capacidade de dois líquidos se misturarem em qualquer proporção, sendo 
importante em processos de separação e purificação de substâncias. Já a 
viscosidade está relacionada à resistência do líquido ao fluxo, sendo influenciada 
pela temperatura, pressão e composição química. 
Diversos estudos têm sido realizados na área de propriedades físicas de 
líquidos, buscando entender melhor os fenômenos envolvidos e suas aplicações 
em diferentes áreas. Entre esses estudos, destacam-se os trabalhos de Wang 
et al. (2019) e de Silva et al. (2020), que investigaram as propriedades físicas de 
diferentes líquidos e suas relações com a composição química e a temperatura. 
De acordo com Wang et al. (2019), a densidade, a viscosidade e o índice de 
refração de misturas contendo líquidos iônicos podem ser correlacionados com 
a temperatura e a composição química. Além disso, Silva et al. (2020) 
investigaram as propriedades físicas e o comportamento de fases de misturas 
de polietilenoglicol e água, evidenciando a influência da temperatura e da 
composição na miscibilidade desses líquidos. 
2. OBJETIVOS 
 
• Reações químicas envolvendo funções inorgânicas: 
Realização de reações químicas que envolvam as principais funções 
inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos. 
 
• Observação de aspectos qualitativos: 
Realização da observação de aspectos qualitativos relacionados às 
reações químicas realizadas, incluindo as características dos reagentes e 
produtos obtidos. 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Vidrarias, equipamentos e reagentes utilizados nos procedimentos: 
 
1. Fenolftaleína 
2. Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
 
5 
 
3. Solução de ácido clorídrico 0,1 mol/ 
4. Solução de hidróxido de bário 0,01 mol/L 
5. Solução de ácido sulfúrico 0,1 mol/L 
6. Carbonato de cálcio 
7. Solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L 
8. Solução de nitrato de zinco 0,1 mol/L 
9. Solução de nitrato de prata 0,1 mol/L 
10. Solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L 
11. Óxido de cálcio 
12. Água destilada 
13. Magnésio 
14. Cobre 
15. Sódio 
16. Ácido nítrico concentrado 
17. Grade para tubos de ensaio 
18. Tubos de ensaio 
19. Conta-gotas 
20. Proveta de 10,0 mL 
21. Béquer de 50,0 mL 
22. Espátula 
23. Pipeta graduada de 5,0 mL 
24. Pêra 
25. Piceta 
26. Placa de petri 
27. Fita indicadora de pH 
Segue abaixo as figuras ilustrativas dos elementos 
1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11,12,13,14,15,16,17,18,19,20,21,22,23,24,25,26 e 27 
respectivamente. 
Figura 1 – Fenolftaleína 
 
Fonte: Google imagens 
 
6 
 
Figura 2 – Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 3 – Solução de ácido clorídrico 0,1 mol/ 
 
Fonte: Google imagens 
 
 
7 
 
Figura 4 - Solução de hidróxido de bário 0,01 mol/L 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 5 - Solução de ácido sulfúrico 0,1 mol/L 
 
Fonte: Google imagens 
 
8 
 
Figura 6 - Carbonato de cálcio 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 7 - Solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L 
 
Fonte: Google imagens 
 
9 
 
Figura 8 - Solução de nitrato de zinco 0,1 mol/L 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 9 - Solução de nitrato de prata 0,1 mol/L 
 
Fonte: Google imagens 
 
10 
 
Figura 10 - Solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 11 – Óxido de cálcio 
 
Fonte: Google imagens 
 
11 
 
Figura 12 – Água destilada 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 13 – Magnésio 
 
Fonte: Google imagens 
 
12 
 
Figura 14 – Cobre 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 15 – Sódio 
 
Fonte: Google imagens 
Figura 16 - Ácido nítrico concentrado 
 
Fonte: Google imagens 
 
 
13 
 
Figura 17 – Grade para tubos de ensaio 
 
Fonte: Google imagens 
Figura 18 – Tubos de ensaio 
 
Fonte: Google imagens 
 
 
14 
 
Figura 19 – Conta-gotas 
 
Fonte: Google imagens 
Figura 20 – Proveta de 10,0 mL 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 21 – Béquer de 50,0 mL 
 
Fonte: Google imagens 
 
15 
 
Figura 22 - Espátula 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 23 - Pipeta graduada de 5,0 mL 
 
Fonte: Google Imagens 
 
Figura 24 – Pêra 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 25 – Piceta 
 
16 
 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 26 - Placa de petri 
 
Fonte: Google imagens 
 
Figura 27 - Fita indicadora de pH 
 
Fonte: Google imagens 
 
 
 
 
17 
 
I - Reação entre ácido e base. 
 
a) Ácido clorídrico e hidróxido de sódio. 
Foram colocados 2,0 mL de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L em um 
tubo de ensaio e, em seguida, acrescentou-se uma gota de fenolftaleína. Depois, 
foram adicionados 2,0 mL de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol/L e a mudança de 
coloração e a reação ocorrida foram observadas. Em seguida, foi colocada uma 
gota da base, observada e adicionada mais uma gota do ácido, repetindo-se a 
operação e observando. 
 
b)Ácido sulfúrico e hidróxido de bário. 
Foram medidos 5,0 mL de solução 0,01 mol/L de hidróxido de bário 
(Ba(OH)2) em uma proveta e transferidos para um béquer de 50,0 mL, 
adicionando-se uma gota de fenolftaleína. Depois, foram adicionadas 
aproximadamente 40 gotas da solução 0,1 mol/L de ácido sulfúrico (H2SO4) até 
o alcance do ponto de equivalência (ponto de viragem) e a reação ocorrida foi 
observada e escrita. 
 
II - Reação entre ácido e sal. 
Em um tubo de ensaio, foram colocados cerca de 0,1g de carbonato de 
cálcio (CaCO3) e, com o auxílio de uma pipeta graduada, foram adicionados 3,0 
mL de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L. A reação ocorrida foi observada e escrita. 
 
III - Reação entre base e sal. 
Em um tubo de ensaio, foram colocados 2,0 mL de uma solução de nitrato 
de zinco (Zn(NO3)2) 0,1 mol/L e adicionados 2,0 mL da solução de hidróxido de 
sódio (NaOH) 0,1 mol/L. A reação ocorrida foi observada e escrita. 
 
IV - Reação entre dois sais. 
Com auxílio de uma pipeta graduada de 5,0 mL, foram colocados 2,0 mL 
de uma solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1 mol/L em um tubo de ensaio e 
adicionados 1,0 mL de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L. A equação ocorrida foi 
observada e escrita. 
 
V - Reação entre óxido básico e água. 
 
 
18 
 
Em um tubo de ensaio, foram colocados cerca de 0,1g de óxido de cálcio 
(CaO) e, com o auxílio de uma proveta de 15,0 mL, foram adicionados 10,0 mL 
de água destilada. A mistura foi agitada e, com o auxílio de uma fita indicadora 
de pH, o pH da solução resultante foi medido. Em seguida, foram adicionadas 
algumas gotas de fenolftaleína e a equação ocorrida foi observada e escrita. 
 
VI – Reação entre óxido ácido e base. 
Colocou-se 2,0 mL da solução formada no item anterior (V) em um tubo 
de ensaio. Dióxido de carbono (CO2) foi borbulhado com auxílio de uma pipeta 
até a observação da mudança de cor. Foi adicionado 1,0 mL de ácido clorídrico 
(HCl) 1,0 mol/L e observou-se a equação ocorrida. 
 
VII – Reação entre metal e ácido. 
Foram colocados 5,0 mL de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L e um pedaço 
de magnésio em um tubo de ensaio com auxílio de uma proveta de 10,0 mL. Foi 
observado e escrita a equação ocorrida. Em outro tubo de ensaio, foram 
colocados 2,0 mL de ácido nítrico concentrado (esse procedimento foi feito na 
capela) e um pedaço de cobre com auxílio de uma proveta de 10,0 mL. Foi 
observado e escrita a equação ocorrida. 
 
VIII – Reação entre metal alcalino e água. 
Foram colocados 10,0 mL de água destilada em uma placa de petri e, em 
seguida, adicionado um pedacinho de sódio. Foi observado e escrita a equação 
ocorrida. À solução formada foram adicionadas duas gotas de fenolftaleína. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
1. Reação entre ácido e base 
a) Ácido clorídrico (HCl) e Hidróxido de sódio (NaOH) 
Após numerar os tubos de ensaio em sua respectiva estante, procedeu-
se à primeira reação entre um ácido e uma base. Inicialmente, a solução de 
NaOH 0,1 mol/L que continha uma gota de fenolftaleína, apresentou uma cor 
rosa carmim, conforme figura 28 abaixo. 
 
 
 
 
 
19 
 
Figura 28 - Fenolftaleína em meio básico 
 
Fonte: própria 
 
 Posteriormente, com a adição do ácido HCl 0,1 mol/L, houve a mudança 
de coloração para o incolor, o que é normal da fenolftaleína em meio ácido. A 
reação entre o ácido e a base está descrita a seguir: 
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
Na reação acima, temos uma reação ácido-base, em que a proporção 
entre os reagentes é de 1:1. Logo, compreende-se que uma certa quantidade de 
moles do ácido neutraliza a mesma quantidade de mols da base. 
 
b) Ácido sulfúrico e hidróxido de bário. 
 
Após observar a coloração rosa carmim do sistema hidróxido de bário e 
fenolftaleína - que indica um meio básico -, a adição do ácido sulfúrico, gota a 
gota, até um total de 40 gotas, permitiu que fosse alcançado o ponto de 
equivalência do sistema, sendo isso perceptível pelo clareamento da cor rosa. A 
reação balanceada envolvida no procedimento está´descrita abaixo. 
 
H2SO4(aq) + Ba(OH)2 → BaSO4(s) + 2H2O 
 Nessa reação, percebe-se mais uma vez a proporção de 1:1 entre os 
reagentes. A solubilidade do sal formado, BaSO4, é baixa em água, sendo da 
ordem de 0.000285 g/100 mL (30 °C). Logo, o sal formado constitui um 
precipitado sólido que se depositou no fundo do tubo e turvou a solução, 
conforme figura 29 abaixo. 
 
 
20 
 
Figura 29 - Solução turva na presença de BaSO4 
 
Fonte: própria 
 
2. Reação entre ácido e sal 
 
Nessa reação, formam-se um novo sal e um ácido instável, que 
rapidamente se decompõe em outras duas espécies químicas. Os reagentes são 
o carbonato de cálcio e o ácido clorídrico 1 mol/L, conforme mostrado abaixo. 
 
CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2CO3(aq) → CaCl2(aq) + CO2(g) + 
H2O(l) 
Obteve-se como produto um sal totalmente solúvel, o CaCl2. Além disso, 
formou-se o ácido carbônico que se decompôs em CO2 e H2O. Foi possível 
verificar, assim, a formação de pequenas bolhas de gás no corpo do tubo de 
ensaio, sinal este indicativo da formação do gás CO2. 
 
3. Reação entre base e sal 
 
Após a adição de ambos os líquidos no tubo - uma solução de nitrato de 
zinco (Zn(NO3)2) 0,1 mol/L e uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0.1 
mol/ L -, observou-se a formação de um precipitado branco que turvou um pouco 
o sistema. Ao analisar a reação, percebeu-se que se forma nitrato de sódio e 
hidróxido de zinco. Sabe-se que todos os nitratos são solúveis enquanto que o 
hidróxido de zinco, com uma constante de solubilidade aproximada de 3 x 10^-
17, é pouco solúvel em água. Logo, o precipitado branco que se formou foi o 
hidróxido de zinco. A reação abaixo sintetiza o que foi discutido acima. 
 
 
21 
 
Zn(NO3)2(aq) + 2NaOH(aq) → 2NaNO3(aq) + Zn(OH)2(s) 
A figura 30 abaixo mostra a turbidez da solução em decorrência da 
formação do precipitado. 
 
Figura 30 – Formação do Zn(OH)2 
 
Fonte: própria 
 
4. Reação entre dois sais 
A reação ocorrida foi entre nitrato de prata e cloreto de sódio, conforme 
indicado abaixo. 
 
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) 
Nesse caso, têm-se a formação de um sal solúvel, o NaNO3, tendo em 
vista que todos os nitratos são solúveis. Já o AgCl, tem uma baixa solubilidade 
em água, em torno de 1,9 X 10-4 g a 25° C. Logo, o AgCl precipitou e o sistema 
adquiriu um aspecto branco leitoso, conforme imagem da figura 31 abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
Figura 31 - Precipitado formado 
 
Fonte: própria 
 
5. Reação entre óxido básico e água 
Sabe-se que a reação entre um óxido básico e água resulta numa base 
referente ao óxido. Além disso, além da reação principal são estabelecidos 
outros equilíbrios químicos, como se verifica abaixo. 
 
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) 
Ca(OH)2(aq) ⇌ Ca2+(aq) + OH-(aq) 
O hidróxido de cálcio é um sal pouco solúvel, em torno de 0,141g a 40°C. 
Obtêm-se como produto um precipitado branco, que turvou a solução, como se 
observa a seguir na figura 32. 
Figura 32 - Ca(OH)2 precipitado 
 
Fonte: própria 
 
Utilizou-se um pedaço de fita de pH e, após o contato com a solução, 
adquiriu uma coloração azul escuro, como é visto na figura 33 abaixo. 
 
23 
 
 
Figura 33 – pH em torno de 12 
 
Fonte: própria 
 
 Após consulta em uma tabela padronizada, verificou-se que para a 
referida cor o pH da solução foi de 12, ou seja, o meio era básico. 
Posteriormente, adicionaram-se algumas gotas de fenolftaleína à solução, que 
ficou rosa carmim, comprovando, assim, que o meio de fato era básico. 
 
6. Reação entre óxido ácido e base 
A solução utilizada foi a mesma da reação anterior, com coloração rosa 
carmim. A reação entre um óxido ácido e uma base origina sal e água, de forma 
análoga a uma reação de neutralização. A solução foi borbulhada com CO2 
atmosférico, por meio de ar expelido por um dos integrantes da dupla. Utilizou-
se para issoum canudo longo de plástico, conforme se verifica abaixo na figura 
34. 
 
Figura 34 – Sistema solução-canudo 
 
Fonte: própria 
À medida que o CO2 entrava no sistema, a solução ia clareando, de um 
rosa carmim a um rosa claro. Isso é explicado pela formação do equilíbrio, que 
retira Ca(OH)2 do meio e torna o sistema menos alcalino. 
 
24 
 
 
O sal formado foi o CaCO3, conforme equilíbrio abaixo. 
 
Ca(OH)2(aq) + CO2 (g) ⇌ CaCO3(s) + H2O(l) 
Simultaneamente, formam-se outros equilíbrios, conforme apresentado abaixo: 
 
CO2(g) + 2OH-(aq) ⇌ CO3-(aq) + H2O(l) 
Ca2+(aq) + CO32-(aq) ⇌CaCO3(s) 
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) ⇌Ca2+(aq) + 2HCO3-(aq) 
 
7. Reação entre metal e ácido 
Essa etapa do experimento foi dividida em duas partes. Ambas as reações 
são de óxido-redução, ou seja, uma espécie química perde elétrons enquanto 
outra recebe esses elétrons. Na primeira, adicionou-se um pedaço de magnésio 
metálico em solução ácida. O magnésio, no caso, é a espécie que perde 
elétrons, e pode ser chamado também de agente redutor; já o cátion H + recebe 
esses elétrons, e pode ser chamada de agente oxidante. 
Percebeu-se a formação do gás hidrogênio, por meio do efeito 
efervescente ocasionado pelas bolhas formadas, conforme reação balanceada 
abaixo. 
 
2HCl(aq) + Mg(s) ⇌MgCl2(aq) + H2(g) 
 
Além disso, produziu-se também o sal MgCl2, que é bastante solúvel em 
água. 
Na segunda parte, adicionou-se a um volume de ácido nítrico concentrado 
um pedaço de cobre metálico. O cobre metálico perde eletrons, ou seja, se oxida 
e reduz o cation H+, formando H2. 
Na presença do metal, houve uma mudança de coloração do incolor para 
um verde claro. Além da formação do gás hidrogênio, formou-se também o 
dióxido de nitrogênio (NO2), o que se constata na reação abaixo. 
 
2HNO3(aq) + Cu(s) ⇌Cu(NO3)2(aq) + H2(g) + NO2(g) 
O NO2 tem uma coloração castanha que impregnou a parte interna do 
tubo. Na figura 35 abaixo, é possível observar o metal no fundo do tubo, a 
 
25 
 
coloração esverdeada da solução no tubo e a coloração castanha nas paredes 
do tubo. 
 
Figura 35 - Formação do gás NO2 
 
Fonte: própria 
 
Porém, o NO2, em contato com o ar atmosférico, lentamente se converte 
em tetróxido de nitrogênio (N2O4); e nessa conversão se observou que a 
coloração castanha foi desaparecendo e dando lugar ao incolor. O equilíbrio 
abaixo resume o fenômeno. 
NO2(g) ⇌N2O4(g) 
 
8. Reação entre metal alcalino e água 
Essa última etapa do experimento foi conduzida pela professora, em 
decorrência da reatividade do sódio metálico em contato com a água. A reação 
é verificada abaixo: 
 
Na(s) + H2O(l) ⇌ NaOH(aq) + 1/2H2(g) 
O sódio quando reage com água produz hidróxido de sódio, alcalinizando 
o meio no qual ocorre a reação, o que se constatou com a mudança de cor pro 
rosa carmim devido à presença de fenolftaleína na água. 
Sabe-se que os metais alcalinos são extremamente reativos, tanto com a 
água quanto até mesmo com o oxigênio do ar. Por isso, nos foi explicado o 
porquê do Na metálico ser guardado submerso num solvente orgânico, para 
manter a estabilidade e reduzir o contato do sólido com água e o ar. 
 
26 
 
A reatividade desses metais, em especial do Na, existe porque eles 
possuem uma grande tendência a perder elétrons, ou seja, possuem baixa 
energia de ionização, oxidando-se e atuando como agentes redutores fortes. 
Além disso, o gás hidrogênio é produzido durante a reação. Nesta 
situação, frequentemente ocorre a queima do hidrogênio, com o oxigênio do ar, 
favorecida pelo calor produzido na reação do sódio, conforme reação abaixo. 
 
2H2(g) + O2(g)⇌2H2O(l) 
Foram realizadas três demonstrações. Variou-se a quantidade de sódio 
metálico adicionado, em ordem crescente. Percebeu-se uma maior reatividade 
na presença de água na primeira demonstração, com a menor quantidade de 
sódio metálico. Devido a avidez em que ocorre a perda de elétrons, o material 
se desloca na água enquanto se decompõe e produz H2 que rapidamente reage 
com o oxigênio de forma violenta, liberando bastante energia, característica de 
uma reação de combustão. A figura 36 abaixo mostra o momento da combustão 
ocorrida. 
 
Figura 36 - Sódio metálico em água 
 
Fonte: própria 
 
Vale ressaltar que, teoricamente, quanto maior a quantidade de sódio que 
se coloca, maior seria a reatividade observada, porque o hidrogênio liberado 
entra em combustão ao entrar em contato com o oxigênio presente no ar. No 
entanto, isso não foi verificado na prática. Possíveis explicações são a má 
qualidade do sódio metálico utilizado ou a presença do solvente orgânico no 
momento da adição do metal no sistema. 
5. CONCLUSÃO 
 
A realização das reações químicas envolvendo as principais funções 
inorgânicas permitiu observar e compreender aspectos qualitativos relacionados 
à transformação da matéria. Verificou-se que as mudanças na composição 
 
27 
 
química das substâncias reagentes resultam em um ou mais produtos, que 
podem ser identificados por meio de características específicas, tais como 
formação de precipitado, gás, eletrólito fraco ou transferência de elétrons. Além 
disso, foi possível constatar a importância das leis de conservação da massa e 
do número de espécies químicas microscópicas (átomos) presentes antes e 
depois da ocorrência da reação, as quais se manifestam macroscopicamente 
sob a forma das leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton. Dessa forma, conclui-
se que as reações químicas são fundamentais para a compreensão das 
transformações da matéria e suas aplicações em diferentes áreas da ciência e 
da tecnologia. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. ATKINS, P.; JONES, L Princípios de Química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente, Ed.5. Bookman, 2011; 
2. BRADY, J. E; HUMISTON, G. E. Química Geral. Volumes 1 e 
2, Rio de Janeiro : LTC, 1996; 
3. KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C.; Química Geral e 
reações químicas. Ed. 6, Volumes 1 e 2, CENGAGE Learning, Ano 
2010. 
4. SILVA, R. L.; SOUZA, A. M. A.; SANTOS, D. A.; LIMA, A. S.; SILVA, L. 
M.; MACEDO, E. A. Physical properties and phase behavior of 
poly(ethylene glycol) and water mixtures. Journal of Molecular Liquids, 
v. 315, p. 113-740, 2020. 
5. WANG, J.; ZHANG, J.; YANG, X.; WANG, L. Density, viscosity, and 
refractive index of ionic liquid mixtures containing [BMIM][HSO4] and 
their correlation with temperature and composition. Journal of Chemical 
& Engineering Data, v. 64, n. 5, p. 2153-2160, 2019.