6- Estudo das Reações Químicas OK

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FACULDADE MULTIVIX 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL 
 
CARIACICA-ES 
07/2023 
 
QUÍMICA GERAL 
Marito Afonso Sousa Costa Silva1 
 
 
 
 
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA N° 06: 
Estudo das Reações Químicas 
 
 
ELLEN KELLY SILVA2 
GABRYELLA MONTEMOR SOUZA² 
MAITILA WANDEKOKEN PASSOS² 
ISABELLA BÁRBARA POTON SOUZA² 
LUCAS DE CASTRO TOMAZ² 
CRISLEY GOUVEA LIMA² 
 
 
 
 
 
 
1Avaliador – Docente Multivix – Cariacica 
2Graduandos de Engenharia Civil 
 
 
 
 
 
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INTRODUÇÃO 
 
O fenômeno em que substâncias químicas passam a se transformar em 
diferentes espécies químicas, é conhecido como reação química. Os elementos 
iniciais envolvidos são chamados de reagentes, enquanto os produtos são as 
espécies formadas após a reação. Equações químicas são representações visuais 
dessas reações. 
Existem diversos tipos de reações químicas, que podem ser sentidas da 
seguinte forma: 
• Na reação de síntese, múltiplos reagentes se combinam para formar um 
único produto. 
• Na reação de reação, um único reagente se decompõe, gerando múltiplos 
produtos. 
• Nas reações de simples troca ou deslocamento, uma substância simples 
reage com uma substância composta, formada no deslocamento de um novo 
componente simples da substância composta. 
• Nas reações de dupla troca, dois reagentes permutam seus íons ou radicais, 
criando dois novos compostos. 
• Nas reações de Oxidorredução, ocorre uma transferência de elétrons entre 
as espécies reagentes. As espécies que doam elétrons são consideradas 
redutoras, enquanto aquelas que recebem elétrons são consideradas 
oxidantes. 
• Nas reações de combustão, uma substância reage com o oxigênio do ar, 
podendo produzir dióxido de carbono e água, quando a substância é 
orgânica (contendo carbono, hidrogênio e oxigênio). 
Em muitas reações químicas, ocorre liberação de calor, o que se caracteriza 
como reações exotérmicas. Por outro lado, quando a reação absorve calor, ela é 
classificada como endotérmica. 
 
 
 
 
 
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OBJETIVOS 
 
 O objetivo dos experimentos foi analisar as reações químicas, possibilitando 
caracterizar os tipos de ligações, observar as diferenças entre elas e por fim 
classificar e equacionar as reações. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
- Estantes com tubos de ensaio 
- Pipetas de 1,0 ml, 5,0 ml e 10 ml 
- Pinça tesoura 
- Pinça madeira 
- Cápsula de porcelana 
- Espátula de metal 
- Béquer de 100 ml e 50 ml 
- Provetas de 50 ml e 10 ml 
- Termômetro 
- Bastão de vidro do fundo chato 
- Solução de cloreto de sódio 0,1 M 
- Solução de iodeto de potássio 0,1 M 
- Solução de brometo de potássio 0,1 M 
- Magnésio em fita ou raspas 
- Solução de cloreto de ferro III a 3% 
- Solução de amido 
- Solução de hidróxido de sódio a 10% 
 
 
 
 
 
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- Fenolftaleína 1% 
- Solução de hidróxido de sódio 1 m 
- Fio de cobre 
- Solução de nitrato de prata a 5% 
- Palha de aço (Bombril) 
- Solução de sulfato de cobre II 1 m 
- Carbonato de cálcio 
- Solução de ácido clorídrico 1 m 
- Água oxigenada 
- Solução de ácido sulfúrico diluído 
- Hidróxido de sódio 
- Solução de tiocianato de amônio a 5% 
- Acetato de sódio 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Adicionar aproximadamente 5 ml de uma solução de cloreto de sódio a 5 ml de 
uma solução de brometo de potássio em um tubo de ensaio com o auxílio da pipeta. 
Observar cuidadosamente e fazer anotações do resultado. 
 
2. Em um tubo de ensaio, utilizando a pipeta colocar 5 ml de uma solução de cloreto 
de ferro III e adicionar 1,0 ml de uma solução de hidróxido de sódio a 10%. Observar 
se ocorre a formação de um precipitado, caso não ocorra, adicionar um pouco mais 
de base. 
 
 
 
 
 
 
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3. Usando uma pinça-tesoura (evitando o uso de pinças de madeira), segurar um 
pequeno fragmento de magnésio e levá-lo à chama do bico de gás com muito 
cuidado (observar diretamente pode prejudicar a visão). Fazer observações 
detalhadas. Em seguida, recolher o produto resultante em uma cápsula de porcelana 
e adicionar 10 ml de água destilada. 
 
4. Em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 ml de solução de nitrato de 
prata, imergir cerca de 1 cm de fio de cobre, aguardar cinco minutos e observar o 
resultado. 
 
5. Em um tubo de ensaio com o auxílio da pipeta adicionar 3,0 ml de solução de 
sulfato de cobre II. Introduzir uma pequena porção de palha de aço, de forma que a 
mesma fique totalmente imersa na solução. Observar e anotar o que ocorre. 
 
6. Colocar em um tubo de ensaio, cerca de 1 g de carbonato de cálcio. 
Adicionar 5 ml de ácido clorídrico 1 M. Anotar o resultado. 101541252142202392 
 
7. Colocar 1 ml de solução de cloreto de ferro III em um tubo de ensaio, acrescentar 
1 ml de solução de tiocianato de amônio. Agitar e observar. 
 
8. Inserir com a ajuda da pipeta 3,0 ml de solução de iodeto de potássio em um tubo 
de ensaio. Adicionar 3,0 ml de ácido sulfúrico diluído. Agitar a mistura. Por fim 
acrescentar 3,0 ml de água oxigenada. Agitar novamente, e adicionar 2 gotas de 
uma solução de amido. Observar o que ocorre. 
 
9. Dissolver pequena quantidade de hidróxido de sódio em 5,0 ml de água 
destilada verificar sua temperatura com ajuda do termômetro. 
 
 
 
 
 
 
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10. Dissolver pequena quantidade de acetato de sódio em 5,0 ml de água 
destilada verificar sua temperatura com auxílio do termômetro. 
 
ANÁLISE E DISCUSSÃO DOS RESULTADOS 
 
Após a realização do procedimento 1, foi observado a dormação de um 
precipitado branco no tubo de ensaio, que pode indicar a formação de um composto 
insolúvel resultante da reação entre o cloreto de sódio e o bometo de potássio. 
No procedimento 2 pode-se observar a formação de um precipitado marrom 
um pouco avermelhado no tubo de ensaio, a adição de base pode ser necessária 
para promover a precipitação completa do hidróxido de ferro III. 
Já no experimento 3 foi possivel observar que o fragmento de magnésio 
queimou vigorosamente na chama do bico do gás, produzindo uma luz muito 
brilhante e uma chama branca intensa. Isso ocorre poque o magnésio é altamente 
reativo e juntamente com o oxigênio presente no ar, resulta na formação do óxido 
de magnésio (MgO) como produto. Por fim ao adcionar água destilada ao produto 
resultante, acarretou em uma reação efervescente liberando gás hidrogênio (H2). O 
óxido de magnésio também pode se dissolver na água, formando uma solução 
alcalina. 
O resultado no experimento 4 que podemos observar é a deposição de prata 
metálica no fio de cobre. A prata se deposita na forma de um revestimento metálico 
no fio de cobre, enquanto a cor da solução pode se tornar azul devido à presença 
do nitrato de cobre em solução. Esse fenômeno é conhecido como reação de 
substituição, em que um metal menos reativo (cobre) substitui um metal mais 
reativo (prata) em uma solução. O cobre desloca a prata da solução, resultando na 
formação de prata metálica. 
No experimento 5 o resultado observado será a deposição de cobre metálico 
na palha de aço e a mudança de coloração da solução de sulfato de cobre II. Essa 
 
 
 
 
 
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reação é um exemplo de uma reação de oxirredução, na qual ocorre transferência 
de elétrons entre os reagentes. 
Ao realizar o experimento 6, foi observado a efervescência devido à liberação 
de dióxido de carbono gasoso. O tubo de ensaio ficou quente devido à reação 
exotérmica entre o ácido clorídrico e o carbonato de cálcio. 
O resultado observado no experimento 7 foi a formação de uma coloração 
vermelha intensa no tubo de ensaio, devido à presença do complexo vermelho de 
tiocianato de ferro III. 
No geral, essa série de reações do experimento 8 resulta na liberação de 
oxigênio (O2) e na formação de iodo (I2), além da formação de sulfato de potássio(K2SO4) como produto. A adição do amido permite a visualização da formação do 
complexo azul entre o iodo e o amido, conferindo uma coloração característica ao 
sistema. 
Ao realizar experimento 9, é esperado que a temperatura da solução 
aumente, indicando que a dissolução do hidróxido de sódio em água é uma reação 
exotérmica. Nesse caso a temperatura aumentou sucintamente. 
Por fim, ao realizar o experimento 10, pode-se observar uma leve diminuição 
na temperatura da solução ao dissolver o acetato de sódio em água destilada. 
 
CONCLUSÃO 
Os resultados demonstram a ocorrência de reações químicas nos dez 
experimentos realizados. Em geral, os experimentos demonstraram uma variedade 
de reações químicas, incluindo precipitação, oxirredução, formação de complexos e 
liberação de gases. Esses experimentos forneceram evidências práticas dos 
conceitos químicos estudados e destacaram a importância das condições 
experimentais, como temperatura, concentração e reagentes utilizados, para o 
resultado final das reações químicas. Essas observações experimentais estão em 
acordo com as propriedades conhedidas dos compostos envolvidos e confirmam a 
orcorrência das reações químicas esperadas. O uso de diferentes técnicas e 
 
 
 
 
 
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substâncias permitiu explorar diferentes aspectos da química, como a formação de 
precipitados e a reatividade de metais. 
Ressaltando que esses experimentos forneceram uma compreensão prática 
dos conceitos químicos e das reações químicas envolvidas, reforçando o 
aprendizado teórico. 
 
 
ANEXOS 
 
1) Escreva a equação química da reação que ocorreu na etapa 1. 
Classifique-a. 
R: é uma reação de dupla troca ou reação de precipitação. A equação química 
dessa reação é: 
NaCl(aq) + KBr(aq) → NaBr(aq) + KCl(aq) 
Nessa reação, os cátions sódio (Na+) e potássio (K+) trocam de lugar com os ânions 
cloreto (Cl-) e brometo (Br-), respectivamente. Como resultado, forma-se cloreto de 
potássio (KCl) e brometo de sódio (NaBr). 
 
2) Com relação a etapa 2, responda: 
a) Qual a fórmula e o nome do composto insolúvel formado. 
R: FeCl3(aq) + 3NaOH(aq) → Fe(OH)3(s) + 3NaCl(aq) 
Portanto, o composto insolúvel formado é o hidróxido de ferro III, cuja fórmula é 
Fe(OH)3. 
 
b) Escreva a equação da reação que se processou e classifique-a. 
R: FeCl3(aq) + 3NaOH(aq) → Fe(OH)3(s) + 3NaCl(aq) 
 
 
 
 
 
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Essa reação é classificada como uma reação de precipitação porque ocorre a 
formação de um sólido insolúvel (hidróxido de ferro III) a partir da reação de íons 
presentes nas soluções. O hidróxido de ferro III precipita, separando-se da solução 
na forma de um sólido. 
 
3) Com relação a etapa 3, responda: 
a) Com que substância combinou-se o magnésio? 
R: Ao realizar o procedimento experimental descrito, o magnésio irá reagir com o 
oxigênio presente na chama do bico de gás. A reação química resultante é a 
combinação do magnésio com o oxigênio para formar óxido de magnésio (MgO). 
 
b) Qual a fórmula e o nome da substância branca que se forma nessa 
combinação? 
R: Óxido de magnésio (MgO) 
 
c) Após a diluição com água destilada do produto formado e adição da 
fenolftaleína o que aconteceu? Por quê? 
R: Após a diluição do produto de óxido de magnésio com água destilada e adição de 
fenolftaleína, observa-se a coloração rosa da solução devido à formação de 
hidróxido de magnésio e sua reação com o indicador fenolftaleína. 
 
d) Escreva a equação da reação observada e classifique-a. 
R: Reação ácido-base entre o óxido de magnésio (MgO) e a água. 
MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq) 
 
 
 
 
 
 
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4) Com relação a etapa 4, responda: 
a) Qual a substância que se formou sobre o cobre? 
R: Nessa reação, o cobre (Cu) reage com o nitrato de prata (AgNO3), resultando na 
formação de nitrato de cobre (Cu(NO3)2) em solução e na liberação de prata (Ag) 
como um precipitado. 
 
b) Porque a solução que era incolor tornou-se azul? 
R: A prata se deposita na forma de um revestimento metálico no fio de cobre, 
enquanto a cor da solução pode se tornar azul devido à presença do nitrato de cobre 
em solução. 
 
c) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
R: Cu(s) + 2AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s) (reação de substituição) 
 
5) Com relação a etapa 5, responda: 
a) Por que houve descoramento da solução? 
R: A solução de sulfato de cobre II perderá sua coloração azul, indicando a 
diminuição da concentração do íon cobre II na solução. 
 
b) A reação observada poderia ocorrer no sentido inverso? Justificar. 
R: Essa reação não ocorreria espontaneamente. Isso ocorre porque o cobre é 
menos reativo que o ferro. Portanto, para que essa reação ocorresse, seria 
necessário fornecer energia adicional para superar a barreira de energia e promover 
a reação. No contexto do experimento descrito, essa reação no sentido inverso não 
ocorreria naturalmente. 
 
 
 
 
 
 
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c) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
R: Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) (reação de substituição ou reação de 
simples troca) 
 
6) Com relação a etapa 6, responda 
a) Qual o nome e a fórmula de gás formado? 
R: dióxido de carbono (CO2) 
 
b) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
R: CaCO3 + 2 HCl -> CO2 + H2O + CaCl2 (reação de dupla troca ou de 
precipitação). 
 
c) Por que o H2CO3 não aparece no produto da equação? 
R: Não há formação de ácido carbônico (H2CO3) como produto dessa reação. 
 
7) Com relação a etapa 7, responda: 
a) Qual o nome e a fórmula do produto insolúvel formado. 
R: complexo vermelho de tiocianato de ferro III (Fe(SCN)3) e cloreto de amônio 
(NH4Cl) 
 
b) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
R: FeCl3 + 3 NH4SCN -> Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl , essa reação é classificada como 
uma reação de formação de um complexo. 
 
 
 
 
 
 
 
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8) Com relação a etapa 8, responda: 
a) Escrever a equação da reação entre iodeto de potássio, ácido sulfúrico 
e água oxigenada, indicando os números de oxidação de todos os átomos 
dos elementos participantes 
R: 2 KI + H2SO4 + H2O2 -> I2 + K2SO4 + 2 H2O 
Nessa reação, os números de oxidação dos átomos dos elementos participantes 
são: 
Iodo (I): Número de oxidação 0 no iodeto de potássio e +1 no iodo molecular (I2). 
Potássio (K): Número de oxidação +1 no iodeto de potássio (KI) e +1 no sulfato de 
potássio (K2SO4). 
Enxofre (S): Número de oxidação +6 no ácido sulfúrico (H2SO4) e +6 no sulfato de 
potássio (K2SO4). 
Oxigênio (O): Número de oxidação -2 na água (H2O), -2 no iodeto de potássio (KI) e 
-2 no sulfato de potássio (K2SO4). No caso do peróxido de hidrogênio (H2O2), o 
oxigênio possui número de oxidação -1. 
 
b) Qual a substância oxidante e qual o redutor? 
R: A reação envolve uma oxidação do iodo (I) no iodeto de potássio a iodo molecular 
(I2) e uma redução do peróxido de hidrogênio (H2O2) a água (H2O). O ácido 
sulfúrico (H2SO4) atua como catalisador na reação. 
 
c) Porque se adiciona 2 gotas de solução de amido ao produto formado? O 
que aconteceu? Explique. 
R: A adição da solução de amido tem como objetivo a detecção da presença de 
iodo. O iodo forma um complexo azul intenso com o amido, permitindo a 
visualização da reação. 
 
 
 
 
 
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9) Com relação a etapa 9, responda. 
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura? 
R: Aumento da Temperatura. 
 
b) A diluição do hidróxido de sódio é um processo endotérmico? Explique. 
R: A dissolução do hidróxido de sódio em água é uma reação exotérmica, o hidróxido 
de sódio é uma base forte e, quando dissolvido em água, ocorre a liberação de 
energia na forma de calor. Essa liberação de calor é característica das reações 
exotérmicas, onde há a liberação de energia térmica para o ambiente. 
 
10) Comrelação a etapa 10, responda: 
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura? 
R: Diminuição da temperatura 
 
b) A diluição do acetato de sódio é um processo endotérmico ou exotérmico? 
Explique. 
R: A dissolução do acetato de sódio em água é um processo endotérmico, ou seja, 
ele absorve energia térmica do ambiente. Durante a dissolução, as interações entre 
as moléculas do solvente (água) e as do soluto (acetato de sódio) requerem uma 
quantidade mínima de energia para quebrar as ligações intermoleculares e permitir a 
mistura das substâncias. Essa energia é retirada do ambiente, o que resulta em uma 
diminuição na temperatura da solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
LEVENSPIEL, Octave. Engenharia das reações químicas. Editora Blucher, 2000. 
 
GOMES, Jacqueline Pereira et al. EXPERIMENTAÇÃO ALTERNATIVA NO ENSINO 
E APRENDIZAGEM DE REAÇÕES QUÍMICAS. 
 
SOUSA, Natasha de Jesus et al. Importância de aulas experimentais sobre 
fenômenos tanto físicos como químicos e reações químicas. 2022. 
 
LOPES, Alice Ribeiro Casimiro. Reações químicas: fenômeno, transformação e 
representação. Química Nova na Escola, v. 2, p. 7-9, 1995. 
 
CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. química. AMGH Editora, 2013.