relatorio de quimica 06

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ENGENHARIA CIVIL
ARTHUR LORENCINI
FERNANDO DAVID DOS SANTOS SOUZA
GABRIEL CORREIA EFFGEN
JOSÉ ANTÔNIO MOREIRA
LETICIA DOS REIS
Prática n° 6 (25/03/2015):
REAÇÕES QUÍMICAS
VILA VELHA
25 DE MARÇO DE 2015
ENGENHARIA CIVIL
ARTHUR LORENCINI
FERNANDO DAVID DOS SANTOS SOUZA
GABRIEL CORREIA EFFGEN
JOSÉ ANTÔNIO MOREIRA
LETICIA DOS REIS
REAÇÕES QUÍMICAS
Relatório do Curso de Graduação em Engenharia Civil apresentado á Universidade Vila Velha – UVV, como parte das exigências da disciplina Química Experimental sob orientação do professor Arthur Moreira Alves.
VILA VELHA
25 DE MARÇO - 2015
SUMÁRIO
Introdução................................................................................................01.
Objetivo....................................................................................................02.
Materiais...................................................................................................03.
Métodos....................................................................................................04.
Resultado.................................................................................................05.
Discussão.................................................................................................06.
Conclusão................................................................................................07.
Referências bibliográficas...................................................................... 08.
INTRODUÇÃO 
Uma reação química é a transformação da matéria onde ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos. É o processo onde uma substância é transformada em outra (ou outras). Envolve mudanças relacionadas à alteração nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na conversão do tipo de energia entre dois tipos de isômeros. Várias dessas reações químicas estão presentes diariamente em nossas vidas, a ferrugem e o fogo são alguns desses exemplos. A maneira de preparar a solução para a análise depende da natureza da amostra e do método a ser usado na determinação do constituinte desejado. Portanto, cada reação química tem suas condições próprias que devem ser satisfeitas para que seja possível obter a sua realização. 
Essas reações podem ser representadas através de equações, usando símbolos e números para descrever, respectivamente, os nomes e proporções das diferentes substâncias presentes numa reação química. Essas equações são de uso universal, podendo ser usadas em qualquer lugar do mundo da mesma forma, nelas os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação, enquanto que os produtos são colocados à direita. 
Uma reação muito comum é a que envolve as substâncias inorgânicas como: os ácidos, bases, sais e óxidos. Uma das mais utilizadas e observadas são a reação de neutralização podendo ser total ou parcial no qual envolve um ácido e uma base e seus respectivos produtos serão teoricamente um sal e água.
As reações químicas obedecem a duas leis: as ponderais e as volumétricas. As leis ponderais estudam as relações entre a massa dos reagentes e a massa dos produtos numa reação. As principais leis ponderadas são: as leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton. A lei de Lavoisier, ou da conservação da massa, como é conhecida, diz que a massa dos reagentes, num sistema fechado, é igual a massa dos produtos, obedecendo a frase que diz: “na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”:
A lei de Proust, ou das proporções constantes, diz que a proporção com que os elementos se combinam para formar uma substância é sempre constante.
Já a lei de Dalton, conhecida como lei das proporções múltiplas, diz que uma mesma massa de uma determinada substância pode se combinar com massas diferentes de outras para formar produtos diferentes.
As leis volumétricas têm como objetivo o estudo dos volumes das substâncias gasosas que participam de uma reação química. Basicamente as leis volumétricas atendem a uma única lei formulada por Gay-Lussac, nela tem-se que em mesmas condições, de temperatura e pressão, os volumes dos reagentes e dos produtos numa reação estão em uma proporção de números pequenos e inteiros.
OBJETIVOS
Verificar experimentalmente como ocorre as reações quimicas.
MATERIAIS
14 tubos de ensaio
 Pipeta de Pasteur
1 Uma espátula
1 vidro relógio
4 pipetas cilíndrica
1 estante para tubos de ensaio
MÉTODOS
Exp. 1- Reação de nitrato de chumbo com iodeto de potássio.
Transferiu-se dez gotas de nitrato de chumbo com a pipeta de Pasteur para o tubo de ensaio. Adicionou-se dez gotas de solução de iodeto de potássio com a pipeta de Pasteur para o tubo de ensaio. Observou-se as características do resultado.
 Exp. 2- Reação de nitrato de prata com ácido clorídrico.
Transferiu-se dez gotas de nitrato de prata com a pipeta de Pasteur para o tubo de ensaio. Adicionou-se dez gotas de ácido clorídrico. Observou-se as características do resultado
 Exp.3- Reação de nitrato de prata com iodeto de potássio.
Transferiu-se dez gotas de nitrato de prata com a pipeta de Pasteur para o tubo de ensaio. Em seguida adicionou-se dez gotas de iodeto de potássio com a pipeta de Pasteur para o tubo de ensaio. E observou se as características do resultado.
 
 Exp.4- Reações entre cloreto de bário e cromato de potássio.
Colocou-se dez gotas de cloreto de bário com a pipeta de Pasteur no tubo de ensaio. Em seguida adicionou-se dez gotas de cromato de potássio com a pipeta de Pasteur para o tubo de ensaio. E observou-se as características do resultado
 Exp.5- Reação entre sulfato de cobre e um prego.
Encheu-se o tubo de ensaio pela metade de sulfato de cobre. Em seguida colocou-se o prego em contato com a solução sulfato de cobre, deixou-se em repouso até o fim da aula para ver o resultado do experimento.
 Exp.6- Reação entre ácido clorídrico e carbonato de sódio. 
Transferiu-se pra o tubo de ensaio, com uma ponta de espátula de carbonato de sódio. Adicionou-se vinte gotas de solução HCl (ácido Clorídrico). Observou-se o resultado.
 Exp.7- Reação entre cloreto de bário e carbonato de sódio.
Transferiu-se vinte gotas de cloreto de bário com a pipeta de Pasteur para o tubo de ensaio, e em seguida, adicionou-se vinte gotas de carbonato de sódio com outra pipeta de Pasteur para o mesmo tubo de ensaio. Observou-se o resultado. 
 Exp.8- Reação entre sulfito de sódio e nitrato de prata.
Transferiu-se para um tubo de ensaio com a pipeta de Pasteur vinte gotas de sulfito de sódio, em seguida, adicionou-se vinte gotas de nitrato de prata com a pipeta de Pasteur. Observou-se o resultado.
 Exp.9- Reação entre um prego e ácido sulfúrico.
Colocou-se um prego dentro do tubo de ensaio, com a superfície do prego limpa para baixo. E foi adicionando ácido sulfúrico até cobrir a metade do prego. E observou-se a metade do prego submerso.
 
 Exp.10- Reação entre cloreto férrico e óxido de sódio.
Transferiu-se dez gotas de cloreto férrico com a pipeta de Pasteur para o tubo de ensaio, e em seguida, adicionou-se trinta gotas de óxido de sódio com a pipeta de Pasteur. E observou-se o resultado.
 Exp.11- Reação entre cloreto de bário e sulfato de cobre penta hidratado.
Colocou-se vinte gotas de cloreto de bário com a pipeta de Pasteur em um tubo de ensaio, e em seguida, adicionou-se vinte gotas de sulfato de cobre penta hidratado e observou-se o resultado.
 Exp.12- Reação entre sulfato de cobre 5H2O e hidróxido de amônio.
Com a pipeta cilíndrica aferiu-se 1 mL de sulfato de cobre 5H2O e colocou-se no tubode ensaio, e em seguida, pegou se outra pipeta cilíndrica e aferiu-se 1mL de hidróxido de amônio e colocou-se no tubo de ensaio. E observou-se a resultado.
 Exp.13- Reação entre solução de cloreto férrico e tiocianato de amônio.
Com uma pipeta cilíndrica aferiu-se 1mL de solução de cloreto de sódio e colocou-se no tubo de ensaio. Logo após aferiu-se 1mL de tiocianato de amônio com a pipeta cilíndrica e colocou-se no tubo de ensaio. E observou-se o resultado.
 Exp.14- Reação entre bicarbonato de sódio e ácido clorídrico. 
Com a pipeta de Pasteur transferiu-se vinte gotas de solução de bicarbonato de sódio para o tubo de ensaio. Em seguida adicionou-se dez gotas de ácido clorídrico com outra pipeta de Pasteur para o tubo de ensaio. E observou-se o resultado.
RESULTADOS
Exp.1- A reação entre o iodeto de potássio e o nitrato de chumbo resulta na precipitação de um composto sólido. O produto da reação é insolúvel em água, formando então um precipitado sólido amarelo brilhante. A reação é conhecida por 
dupla troca, ou seja quando há troca de partes entre dois reagentes compostos originando dois produtos compostos.
Equação molecular:
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq)
Permanecendo o tubo de ensaio em repouso por alguns minutos, o precipitado aos poucos vai se depositando ao fundo 
Exp.2- Uma reação de nitrato de prata (1 mol.L-1) com ácido clorídrico diluído gera a precipitação de um sólido de cor branca, identificado como cloreto de prata (AgCl).
AgNO3 + HCl –> AgCl + HNO3
Se o precipitado de cloreto de prata for exposto à luz por um longo período, aos poucos o material que antes era branco vai adquirindo coloração escura pela decomposição do AgCl, que gera prata metálica (escura) e cloro. Este era um dos princípios utilizados em antigos processos de revelação fotográfica (não digital).
 
Exp.3- Na reação entre nitrato de prata e iodeto de potássio formou-se iodeto de prata, sal amarelo e insolúvel em água. O iodeto de prata é insolúvel, pois, seu ânion tem tamanho maior devido ao maior número de camadas eletrônicas e é mais eletronegativo 
– um haleto -, necessita-se de maior número de moléculas de água para quebrar a ligação iônica.
Equação molecular: AgNO3 + KI → AgI + KNO3
 
Exp.4- Após reação entre as soluções notou-se a solução de um precipitado amarelo. Quando se misturam os dois compostos há formação do BaCrO4 e o BaCrO4 (Cromato de Bário) é insolúvel em água. O precipitado, é formado na solução devido a reação química ou quando a solução for supersaturada por um composto. Quando o cloreto de bário e o cromato de potássio reagem entre si formam precipitado. Tanto o cromato de potássio como o cloreto de bário têm uma concentração de 0,50M o que levou-se a dizer que a razão molar entre os dois compostos é igual.
 
 Equação molecular: BaCl2 (aq) + K2CrO4 (aq) =BaCrO4 (s) +2KCl (aq)
 
Exp.5- A solução que era predominantemente azul fica incolor e forma-se um depósito de um metal avermelhado sobre o prego. O ferro sofreu uma oxidação, isto é, perdeu elétrons e seu número de oxidação (Nox) aumentou (porque os elétrons têm carga negativa). Ao mesmo tempo, o cátion cobre (Cu2+(aq)), que estava presente na solução aquosa, recebeu esses dois elétrons transferidos do ferro e passou a ser cobre metálico (Cu(s)). Os cátions Cu2+(aq) eram responsáveis pela coloração azul da solução. Assim, à medida que eles vão sendo consumidos, a solução torna-se incolor. O metal cobre formado deposita-se sobre o prego e forma a camada de cor avermelhada mencionada.
 
 Equação molecular: Fe(metal) + CuSO4 (aq) ==> Cu (metal) + FeSO4 (aq)
 
Exp.6- Houve reação, efervesceu o carbonato de sódio que se decompôs e formou o gás CO2. Quando ácidos e bases se combinam, produzem um sal (um composto iônico) e água. No caso de carbonato de sódio e ácido clorídrico, o sal produzido é o cloreto de sódio, e a água resulta da decomposição do ácido carbônico (H2CO3).
 Equação molecular: Na2CO3 (s) + 2HCl (aq) → 2NaCl (aq) + CO2(g) + H2O(l)
Exp.7- Houve reação e ficou uma parte sólida branca no fundo e um liquido transparente sobre o solido.
 Equação molecular: aCl2 (aq) + Na2CO3 (aq) BaCO3(s) + 2Na+ (aq) + 2Cl- (aq)
 
Exp.8- Houve reação e uma parte branca solida formou-se no fundo do tubo de ensaio e uma parte de liquido solido branca por cima.
 Equação molecular: Na2S2O3 + AgNO3 → NaNO3 + AgS2O3
Exp.9- O ácido sulfúrico provoca a corrosão total do ferro. Nota-se que há liberação de gás hidrogênio e uma camada de Sulfato de Ferro II (FeSO4) é formada sobre o prego.
 Equação molecular: Fe(s) + 2H2SO4(aq) → FeSO4(s) + H2(g)
 
 
Exp.10- Houve reação, e a substancia ficou em cor de caramelo, com uma substancia solida no fundo.
 Equação molecular: FeCl3 + 3NaOH 3NaCl + Fe(OH)3
Exp.11- Houve reação, e uma parte solida branca depositou-se no fundo do tubo, e um liquido azul ficou sobre o solido.
 Equação molecular: CuSO4.5H2O + BaCl2 → BaSO4 + CuCl2 + 5H2O
Exp.12- Houve reação e depositou-se um solido azul no fundo do tubo de ensaio e um liquido transparente sobre o solido.
 Equação molecular: CuSO4 + 2NaOH ==> Na2SO4 + Cu(OH)2(s)
Exp.13- Houve reação e formou-se um solido marrom.
 Equação molecular: FeCl3(aq) + 3NH4SCN(aq) → Fe(SCN)3(aq) + 3NH4Cl(aq)
Exp.14- Ficou-se transparente efervesceu e formou gás.
 Equação molecular: NaHCO3(s) + HCl(aq) -> NaCl(s) + H2CO3(aq) -> NaCl(s) + H2O(l) + CO2(g)
DISCUSSÃO
CONCLUSÃO
Há várias maneiras de se identificar uma reação química, com tudo a mais determinante é a formação de precipitado. O produto de dois ou mais reagentes é o resultado da reorganização dos átomos iniciais, mudando as características químicas das substâncias sem alterar a quantidade de átomos existentes. Este resultado vai depender da natureza dos reagentes envolvidos na reação.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BRADY,James E.; Química: a matéria e suas transformações, 5ª ed. V. 1 Ed.LTC: Rio de Janeiro, 2009
THEODORE L. Brown, H. EUGENE LeMay, BRUCE E. Bursten. Química: A ciência central, São Paulo – SP: Editora Prentice-Hall, 2005. 9ª Edição. 992 págs.