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ENGENHARIA DE PETRÓLEO HELENA DE ALMADA JEVEAUX JOÃO PEDRO BARROSO ERNESTO NATHALIA PERINNI GALLO Prática n° 6 REAÇÕES QUÍMICAS VILA VELHA DATA (18/09/2015) HELENA DE ALMEIDA JEVEAUX JOÃO PEDRO BARROSO ERNESTO NATHALIA PERINNI GALLO REAÇÕES QUÍMICAS Relatório do Curso de Graduação em Engenharia do Petróleo apresentado à Universidade Vila Velha – UVV, como parte das exigências da disciplina Química Experimental sob orientação do professor Arthur Moreira Alves VILA VELHA SETEMBRO – 2015 INTRODUÇÃO Há um problema em definir uma reação de oxidação-redução, também conhecida como redox. Uma reação química que envolve a transferência de elétrons de uma substância oxidada para substância reduzida. Resumidamente falando, toda reação química envolve mudanças na quantidade elétrons de um átomo, resultando assim em transferência de carga de um átomo para outro. Portanto, a oxidação nada mais é que a perda de elétrons e a redução o ganho de elétrons. Para reações simples, envolvemos elementos e seus íons, há uma correspondência direta entre a mudança do número de oxidação dos elementos e a transferência de elétrons do mesmo, como por exemplo: um pedaço de Zinco metálico é colocado em uma solução aquosa de sulfato de Cobre II, o Zinco reage com o Cu2+ para formar o Zn2+ + Cu metálico, assim cada íon de Cu2+ ganha dois elétrons e cada zinco perde dois elétrons dessa forma o zinco vai do estado de oxidação 0 para 2+ e o íon Cu é reduzido do estado de oxidação 2+ para 0. Resumindo, o número de oxidação do Zn aumenta e diz-se que ele é oxidado, enquanto o número de oxidação do Cu diz-se que ele é reduzido. Os processos de oxirredução envolve uma competição relativa das substâncias por elétrons. Os agentes oxidantes fortes são aquelas substâncias com grande afinidade por elétrons adicionais (maior eletronegatividade). Os agentes redutores fortes são aquelas substância com menor atração por elétrons (maior eletropositividade). As reações redoxes, assim como as reações ácido-base são bastante utilizadas para titulação. As condições necessárias para essas reações, são as mesmas de qualquer outro tipo de titulação. Os agentes oxidantes que podem ser encontrados puros na natureza devem ser pesados diretamente para formar a solução titulante de concentração conhecida, os sais de Permanganato e Cério IV são geralmente utilizados como agentes oxidantes, mas eles não são puros o suficiente para terem suas massas pesadas diretamente e frequentemente as concentrações de suas soluções devem ser determinadas com o uso de agentes redutores de alta pureza. Dentre os agentes redutores, podemos citar como principais o Ce4+, MnO4-, Cr2O72- e o I2. O Cério IV é um dos agentes oxidantes mais fortes existentes contudo os sais de Cério IV são bem mais caros que o Permanganato de Potássio (KMnO4) ou o Dicromato de Potássio (K2Cr2O7). Os agentes redutores mais fortes são facilmente oxidados pelo oxigênio no ar. Entretanto, eles não são empregados como titulantes e sim, em análises para reduzir um substância para um estado de oxidação mais baixo antes dela ser titulado uma solução padrão de um agente oxidante.Os agentes redutores de força moderada, cuja soluções são estáveis, também existem. Um deles é o Tiossulfato de Sódio (M2S2O3) que é muito utilizado na redução do Iodo. Qualquer titulação envolve um ponto de equivalência. Em titulações ácido-base o ponto de equivalência é o ponto onde certo número de mols de H+ adicionados a uma solução correspondente corresponde ao número de mols de OH- contidos na solução. Já na titulação de oxirredução, esse ponto de equivalência nada mais é que o ponto onde o agente oxidante consome um número de mols de elétrons equivalente aos produzidos pelo agente redutor. Para uma titulação ácido-base, o ponto de equivalência determinado por uma mudança no pH, sendo essa detectada por um indicador. Assim como nessas soluções, a solução redox tem um valor distinto de potencial (E). No ponto de equivalência desses tipos de titulação o valor E varia rapidamente, havendo indicadores redoxes que mudam de cor, capaz de detectar essa variação. O Permanganato é um grande agente oxidante muito forte devido a sua forte coloração, ele pode servir como seu próprio indicador. Por exemplo, quando o permanganato é reduzido em uma solução ácida à Mn2+ a cor violeta intensa do permanganato é substituída por um vermelho fraco do Mn2+. Se o permanganato é adicionado a um agente redutor, a permanência da cor violeta na solução indica o ponto de equivalência. OBJETIVOS Familiarização com alguns tipos mais comuns e verificação da ocorrência de uma reação química. MATERIAIS Nitrato de chumbo 0,1M; Iodeto de potássio 0,1M; Nitrato de prata 0,1M; Ácido Clorídrico 0,1M; Cloreto de Bário 0,1M; Cromato de Potássio 0,1M; 1 béquer de 50mL; Sulfato de Cobre 0,1M; 2 pregos; Carbonato de Sódio 0,1M; Ácido Clorídrico 6M; Sulfito de Sódio 0,1M; Ácido Sulfúrico 6M; Cloreto de Ferro 0,1M; Hidróxido de Sódio 0,1M; Hidróxido de Amônio; Cloreto Férrico 0,05M; Tiocianato de amônio 0,1M; Bicarbonato de Sódio 0,1M; Pipeta de Pasteur; 13 tubos de ensaio; MÉTODOS Transferiu-se 10 gotas de nitrato de chumbo 0,1 M para um tubo de ensaio; Observou-se as características da solução; Adicionou-se 10 gotas de solução de iodeto de potássio 0,1 M; Observou-se o resultado; Transferiu-se 10 gotas de nitrato de prata 0,1 M para um tubo de ensaio; Observou-se; Adicionou-se 10 gotas de ácido clorídrico 0,1 M; Observou-se o resultado; Transferiu-se 10 gotas de nitrato de prata 0,1M para um tubo de ensaio; Adicionou-se 10 gotas de iodeto de potássio 0,1 M; Observou-se os resultados; Colocou-se 10 gotas de solução de cloreto de bário 0,1 M no tubo de ensaio; Adicionou-se 10 gotas de cromato de potássio 0,1M; Observou-se os resultados; Adicionou-se 30 mL de solução 0,1M de sulfato de cobre 5H2O em um béquer de 50mL; Colocou-se um prego em contato com a solução de sulfato de cobre; Observou-se o resultado durante a aula; Transferiu-se para um tubo de ensaio, uma ponta de espátula de carbonato de sódio; Adicionou-se 20 gotas de solução de HCl 6M; Observou-se o resultado; Transferiu-se para um tubo de ensaio, 20 gotas de cloreto de bário 0,1M; Adicionou-se 20 gotas de Na2CO3 0,1 M; Observou-se o resultado; Transferiu-se para um tubo de ensaio, 20 gotas de Na2SO3 0,1M; Adicionou-se 20 gotas de AgNO3 0,1 M; Observou-se o resultado; Colocou-se em um tubo de ensaio um prego; Adicionou-se H2SO4 6 N até que o ácido cubra mais da metade do prego; Observou-se a superfície do prego submerso; Anotou-se os resultados; Transferiu-se 10 gotas de FeCl3 0,1 M para um tubo de ensaio; Adicionou-se 30 gotas de NaOH 0,1 M; Observou-se o resultado; Colocou-se em um tubo de ensaio 20 gotas de BaCl2 0,1 M; Adicionou-se 20 gotas de CuSO4 5H2O; Observou-se o resultado; Adicionou-se em um tubo de ensaio, 1 mL de sulfato de cobre 5H2O 0,05 M; Adicionou-se 1 mL de hidróxido de amônio; Observou-se o resultado; Transferiu-se para um tubo de ensaio, 1 mL de solução de cloreto férrico 0,05 M; Adicionou-se 1 mL de tiocianato de amônio 0,1 M; Observou-se o resultado; Transferiu-se para um tubo de ensaio, 20 gotas de solução de NaHCO3 a 0,1 M; Adicionou-se 10 gotas de solução de HCl 6 M; Observou-se o resultado. RESULTADOS/DISCUSSÃO As reações químicas são transformações químicas em relação ao seu estado inicial que envolvem alterações ou quebras nas ligações entre partículas da matéria, formando assim, uma nova substancia com propriedades diferentes da inicial. As vezes essas ligações podem ser muito fortes, necessitando energia em forma de calor para iniciar a reação. A ocorrência de uma reação química é indicada pelo aparecimento de novas substancias (produtos), diferente das originais (reagentes). O jeito mais fácil e utilizadode confirmar a ocorrência da reação é identificar se houve mudança de cor, formação de precipitados, cheiro, formação de gás, desprendimento de luz e até mudança da temperatura. É possível que, em certas situações, os reagentes se encontrem com impureza, assim não haverá um aproveitamento total nas reações químicas. Isso ocorre muito no dia a dia em qualquer lugar; dois exemplos são a oxidação e redução. As reações químicas são representadas pelas equações químicas, que é a forma de descrever uma reação. Os regentes são mostrados no lado esquerdo da reação enquanto os produtos do lado direito. Na equação química, o estado gasoso é representado por (g), o estado liquido é representado por (l) e o sólido por (s). No caso de substancias que são dissolvidas em água, utiliza-se (aq), que significa aquoso. Quando dois reagentes são misturados e não se encontram em proporções iguais, um deles será consumido totalmente (reagente limitante) enquanto o outro poderá deixar uma quantidade sem reagir (reagente em excesso). Para que se ocorra reação, é necessário que a equação química esteja balanceada. Para Lavoisier, “A soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos”, logo, o número de átomos presentes nos reagentes deve ser igual à quantidade de átomos presentes nos produtos. As reações químicas pertencem a dois grupos principais: as reações químicas que há transferência de elétrons (denominada oxirredução) e as que não há transferência de elétrons. Realizaremos neste trabalho prático reações químicas pertencentes aos dois grupos. Fizemos quatorze experimentos neste trabalho prático, utilizamos diversos reagentes, observamos e anotamos os resultados: Experimento 1: reação de nitrato de chumbo 0,1 M (Pb(NO3)2) com iodeto de potássio 0,1M (KI). Transferimos 10 gotas de nitrato de chumbo 0,1M e outras 10 gotas de iodeto de potássio, observamos que houve a formação de sólido insolúvel que acabou precipitando, além da coloração amarelo ovo; Pb(NO3)2 + KI = PbI2 + KNO3 Experimento 2: reação de nitrato de prata 0,1M (AgNO3) com ácido clorídrico 0,1M (HCl). Transferimos 10 gotas de nitrato de prata e outras 10 gotas de ácido clorídrico em um tubo de ensaio. Observamos que houve formação de sólido precipitado e a coloração ficou branca; AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3 Experimento 3: reação de nitrato de prata 0,1M (AgNO3) com iodeto de potássio 0,1M (KI). Transferimos 10 gotas de nitrato de prata e outras 10 de iodeto de potássio em um tubo de ensaio. Observamos que houve formação rápida de solido, coloração verde claro, o tubo ficou pouco mais quente e o sólido ficou grudado nas paredes do tubo; AgNO3 + KI = AgI + KNO3 Experimento 4: reação entre cloreto de bário 0,1M (BaCl2) e cromato de potássio 0,1M (K2CrO4). Transferimos 10 gotas de solução de cloreto de bário e outras 10 de cloreto de potássio em um tubo de ensaio. Observamos que houve formação de solido precipitado, coloração amarelo fluorescente e ficou turvo; BaCl2 + K2CrO4 = BaCrO4 + 2KCl Experimento 5: reação entre sulfato de cobre 0,1M (CuSO4 *5H2O) e prego (Fe). Colocamos 30mL de solução de sulfato de cobre 5H2O em um béquer de 50mL juntamente com um prego. Observamos que a coloração azul do sulfato de cobre permaneceu a mesma e houve a liberação de gás; CuSo4 + Fe = Cu + FeSO4 Experimento 6: reação entre carbonato de sódio (Na2CO3) com ácido clorídrico 6M. Colocamos 20 gotas de ácido clorídrico e uma ponta de espátula de carbonato de sódio em um tubo de ensaio. Observamos a liberação de calor e gás e a solução ficou transparente. O gás liberado foi o Co2; Na2CO3 + HCl = 2NaCl + H2O + CO2 Experimento 7: reação entre cloreto de bário 0,1M (BaCl2) e carbonato de sódio 0,1M (Na2CO3). Transferimos 20 gotas de cada em um tubo de ensaio e observamos uma coloração branca, turva e uma precipitação insolúvel; BaCl2 + Na2CO3 = BaCO3 + 2NaCl Experimento 8: reação entre sulfito de sódio (Na2SO3) e nitrato de prata (AgNO3). Transferimos 20 gotas de cada em um tubo de ensaio e observamos que foi uma mistura solúvel e transparente; Na2SO3 + AgNO3 = Na2NO3 + AgSO3 Experimento 9: reação entre ácido sulfúrico 6M (H2SO4) e prego (Fe). Primeiramente transferimos o prego em um tubo de ensaio, depois adicionamos o ácido sulfúrico até que cobrisse mais da metade do prego. Observamos que a coloração permaneceu igual à do ácido sulfúrico (transparente) e que houve a liberação de um gás explosivo, o H2; Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 Experimento 10: reação entre cloreto férrico (FeCl3) e hidróxido de sódio (NaOH). Transferimos 10 gotas de cloreto férrico 0,1M e 30 gotas de hidróxido de sódio 0,1M em um tubo de ensaio. Observamos uma mistura de coloração alaranjada e a formação de um solido pouco solúvel; FeCl3 + NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3 Experimento 11: reação entre cloreto de bário 0,1M (BaCl2) e sulfato de cobre 5H2O (CuSO4 *5H2O). Transferimos 20 gotas de cloreto de bário e 20 gotas de sulfato de cobre e observamos uma mistura solúvel de coloração azul clara e leitosa; BaCl2 + CuSO4*5H2O = CuCl2 + BaSo4*5H2O Experimento 12: reação entre sulfato de cobre 0,05 M (CuSO4*5H2O) e hidróxido de amônio (NH4OH). Transferimos 1mL de sulfato de cobre e 1mL de hidróxido de amônio em um tubo de ensaio e observamos que houve formação de sólido e coloração azul escuro e leitoso; CuSO4*5H2O + NH4OH = Cu (OH)2 + HN4SO4*5H2O Experimento 13: reação entre cloreto férrico 0,05M (FeCl3) e tiocianato de amônio 0,1M (NH4SCN). Transferimos 1mL de cada solução em um tubo de ensaio e observamos uma mistura de coloração similar a sangue, não podendo afirmar com certeza se houve formação de sólido, porém é solúvel; FeCl3 + NH4SCN = 3HN4CL + Fe(SCH)3 Experimento 14: reação entre bicabornato de sódio 0,1M (NaHCO3) e ácido clorídrico 6M (HCl). Transferimos 20 gotas de bicarbonato de sódio e 10 gotas de ácido clorídrico em um tubo de ensaio e observamos uma solução transparente, solúvel e com liberação de gás (CO2). NaHCO3 + HCl = NaCl + H2CO3 + CO2 TABELA 1 – Dados dos experimentos Experimento Coloração Prec. Turvo Leitoso L.G L.C Sol. 1 Amarelo ovo Sim Sim Não Não Não Não 2 Branco Sim Sim Sim Não Não Não 3 Verde claro Sim Não Não Não Sim Não 4 Amarelo fluorescente Sim Sim Sim Não Não Não 5 Azul Não Não Não Sim Não - 6 Transparente Não Não Não Sim Sim Sim 7 Branco Sim Sim Sim Não Não Não 8 Transparente Não Não Não Não Não Sim 9 Transparente Não Não Não Sim Não - 10 Laranja Não Sim Não Não Não Sim 11 Azul claro Não Sim Sim Não Não Sim 12 Azul escuro Não Sim Sim Não Não Não 13 Vermelho sangue Não Sim Não Não Não Sim 14 Transparente Não Não Não Sim Não Sim Legendas: Prec = precipitação; L.G = liberação de gás; L.C = liberação de calor; Sol. = solúvel. BIBLIOGRAFIA 1 - BROWN, T. L; LeMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2012. xviii, 972p. 2 - MOTHEO, A. de J. et al. Experimentos de química geral. São Carlos, SP: IQS/USP, 2006. xiii, 99p. ANEXOS
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