Relatório de Química Orgânica

Prévia do material em texto

UNESC 
Faculdades Integradas de Cacoal 
Mantidas pela Associação Educacional de Cacoal 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Orgânica 
Diego Alves de Souza 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CACOAL/RO 
2016 
 
 
 
SUMÁRIO 
1. REFERENCIAL TEÓRICO ............................................................................................... 3 
1.1 Excitação eletrônica .......................................................................................................... 3 
1.2 Permanganato de potássio e ácido sulfúrico ..................................................................... 4 
1.3 Sacarose e ácido sulfúrico ................................................................................................. 4 
1.4 Incineração da fita de magnésio ........................................................................................ 5 
1.5 Reatividade do sódio na água ........................................................................................... 5 
2. METODOLOGIA ............................................................................................................... 6 
2.1 Excitação Eletrônica ......................................................................................................... 6 
2.2 Permanganato de potássio e ácido sulfúrico ..................................................................... 6 
2.3 Sacarose e ácido sulfúrico ................................................................................................. 7 
2.4 Incineração da fita de magnésio ........................................................................................ 7 
2.5 Reatividade do sódio na água ........................................................................................... 7 
3. DESCRIÇÃO PRÁTICA, RESULTADOS E DISCUSSÕES ............................................ 7 
3.1 Excitação Eletrônica ......................................................................................................... 7 
3.2 Permanganato de potássio e ácido sulfúrico ..................................................................... 8 
3.3 Sacarose e ácido sulfúrico ................................................................................................. 8 
3.4 Incineração da fita de magnésio ........................................................................................ 8 
3.5 Reatividade do sódio na água .......................................................................................... 9 
4. CONCLUSÃO .................................................................................................................... 9 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .............................................................................. 10 
 
 
3 
 
 
1. REFERENCIAL TEÓRICO 
 
1.1 Excitação eletrônica 
No ensaio conhecido como teste da chama, ocorrem interações atômicas através dos 
níveis e subníveis de energia quantizada de um átomo de um cátion metálico. Considerando-se 
o átomo de potássio, por exemplo, onde o elétron 4s1 é o mais externo, este elétron pode ser 
elevado para um subnível mais externo quando sob uma fonte intensa de energia (calor), 
chegando a 4p1, ocorrendo assim a sua excitação eletrônica. O elétron excitado, entretanto, 
apresenta tendência a retornar ao seu estado natural de 4s1, emitindo um quantum de energia 
(fóton) quando em seu retorno ao subnível de menor energia, que é uma quantidade de energia 
bem definida e única para cada cátion metálico, a qual pode servir para a sua identificação. No 
caso do cátion potássio, obtém-se uma coloração violeta da chama, sendo esta a coloração capaz 
de identificar este cátion, uma vez que é devido à diferença de energia entre os subníveis 4s e 
4p para o átomo em questão. 
Em 1913, Niels Bohr, após uma série de experimentações e ensaios matemáticos, 
elaborou três postulados muito importantes para a compreensão que temos hoje a respeito da 
estrutura atômica. Enquanto o elétron está numa determinada orbita, sua energia é constante. 
Se o elétron receber energia suficiente, ele saltará a uma orbita com energia superior. Ao 
retornar a sua orbita de origem, o elétron emite, na forma de ondas eletromagnéticas, a mesma 
quantidade de energia absorvida. 
Com relação ao teste da chama, os postulados de Bohr prestam-se muito bem ao se 
buscar uma explicação às observações. A queima de um sal metálico implica na promoção de 
elétrons, cujo retorno é revelado pela emissão de luz. Assim, um elétron pode passar de um 
nível para outro de maior energia, desde que absorva energia externa (ultravioleta, luz visível, 
infravermelho etc.). Quando isso acontece, dizemos que o elétron foi excitado e que ocorreu 
uma transição eletrônica. Já a transição de retorno deste elétron ao nível inicial se faz 
acompanhar pela liberação da energia na forma de ondas eletromagnéticas, como, por exemplo, 
a luz visível, que é percebida por nossos sentidos como uma coloração. 
4 
 
 
1.2 Permanganato de potássio e ácido sulfúrico 
Quando o ácido sulfúrico e o permanganato de potássio entram em contato ocorre uma reação 
química que produziu muito calor. Essa reação pode ser representada pela seguinte equação 
química: 
 
6 KMnO4(s) + 9 H2SO4(conc) → 6 MnSO4(aq) + 3 K2SO4(aq) + 9 H2O(l) + 5 O3(g) 
 O calor gerado com essa reação foi suficientemente grande para fazer com que um algodão 
embebido em álcool se incendei, quando tocado pela ponta do bastão de vidro com a mistura 
de permanganato de potássio e ácido sulfúrico, dando origem a outra reação química, a reação 
de combustão do álcool etílico. Que pode ser representada pela seguinte equação: 
2H6O(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) 
1.3 Sacarose e ácido sulfúrico 
O ácido sulfúrico concentrado reage com o açúcar, formando água, carbono e muito 
calor, o que explica as bolhas e a fumaça produzida, além do cheiro característico de açúcar 
derretido. 
Quando olhamos para a estrutura da sacarose, vemos que não existem moléculas de água 
presente, mas sim, grupos OH e átomos de hidrogênio ligados aos carbonos. São estes grupos 
OH, também conhecidos como hidroxilas que fazem com que o açúcar seja tão solúvel na água. 
Quando o ácido reage com o açúcar, ele retira os OH e os H, formando assim H2O que vai 
sendo evaporado pelo calor da reação. 
Já o carbono é essa massa preta que cresce dentro do béquer. Por isso o açúcar é 
chamado de carboidrato, ele contém além de carbonos muitos hidrogênios e oxigênios, em uma 
proporção de 2:1 como na água. 
Reações de Oxirredução são aquelas onde ocorre a transferência de elétrons de um modo 
evidente ou sutil. Nessas reações sempre vai haver um elemento que vai sofrer Oxidação, que 
é a perda de elétrons, chamado de agente redutor o qual promove a redução do outro. Esse outro 
vai sofrer Redução, que é o ganho de elétrons, conhecido como o agente oxidante. 
5 
 
 
1.4 Incineração da fita de magnésio 
Estado de Oxidação é sinônimo do Número de Oxidação ou o conhecido NOX dos 
elementos, para espécies monoatômicas é o número atômico menos o número total de elétrons, 
ou seja, a carga total do átomo. Quando os elementos estão em seu estado fundamental têm 
NOX igual a zero. Já para espécies poliatômicas tem-se que abandonar a ideia de que o NOX é 
a carga real do elemento e imaginar que arbitrariamente um elemento vai admitir tal carga em 
uma reação podendo ou não ter outra carga em outra reação. Existe um conjunto de regras para 
se calcular a carga de uma espécie poliatômica, as quais não precisam ser citadas aqui neste 
momento. 
Óxidos são compostos formados por dois elementos em que um deles sempre é o 
Oxigênio, o mais eletronegativo.Os óxidos são classificados em função do seu comportamento 
na presença de água, ácidos e bases. Os óxidos ácidos apresentam caráter covalente, esses 
óxidos reagem com água, produzindo ácido, e reagem com bases, originando sal e água. Os 
óxidos básicos apresentam caráter iônico, esses óxidos reagem com água, dando origem a bases, 
e reagem com ácidos, originando sal e água. 
Os metais têm uma capacidade que quando postos em ácidos, liberam gás hidrogênio. 
Há uma reação redox, também. As ligas metálicas são misturas de metais e outros elementos 
formuladas para ter as propriedades desejadas. Geralmente, uma liga é mais dura e resistente 
do que o metal puro, mas tem condutividade elétrica menor. 
Durante a queima da fita de magnésio metálico observa-se uma chama branca intensa e 
brilhante, característica desse metal. O magnésio é um metal prateado e sólido que, após sua 
incineração, forma o óxido de magnésio (MgO) que é um pó com aspecto esbranquiçado. Essa 
reação pode ser expressa pela seguinte equação: 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) 
A reação entre o magnésio e o oxigênio é uma reação de oxirredução. Durante a reação 
os átomos de Mg(s) perdem elétrons para o agente redutor, o oxigênio presente no meio 
ambiente, para formar Mg+2. Essa reação acontece naturalmente ao expor esse metal ao ar ou 
mais energicamente quando se fornece energia ao sistema, no caso através da chama. 
1.5 Reatividade do sódio na água 
Os metais alcalinos, em especial, são extremamente reativos, tanto com a água quanto 
até mesmo com o oxigênio do ar. Por isso, geralmente são guardados submersos em querosene. 
6 
 
 
Isso acontece porque eles possuem uma grande tendência a perder elétrons, oxidando-se e 
atuando como agentes redutores fortes. Em contato com a água, todos os metais alcalinos e 
alcalino terrosos formam como produtos uma base e o gás hidrogênio. Por exemplo, a reação 
entre o sódio e a água produz o hidróxido de sódio e o gás hidrogênio, como mostrado na 
equação abaixo: 
2 Na(s) + 2 H2O(l)→2 NaOH(aq) + H2(g) 
Quando colocamos o sódio em contato com a água ocorrerá uma reação violenta que, 
caso coloquemos o indicador ácido-base fenolftaleína, veremos o aparecimento de uma 
coloração rósea, evidenciando a presença da base. Além disso, quanto maior a quantidade de 
sódio colocado, maior será a reação visualizada, porque o hidrogênio liberado entra em 
combustão ao entrar em contato com o oxigênio presente no ar. 
2. METODOLOGIA 
2.1 Excitação Eletrônica 
 Luvas; 
 4 vidros de relógio; 
 Álcool; 
 Algodão; 
 Isqueiro; 
 Cloreto de Sódio NaCl; 
 Cloreto de Potássio KCl; 
 Cloreto de Cálcio CaCl2; 
 Sulfato de Cobre CuSO4. 
2.2 Permanganato de potássio e ácido sulfúrico 
 Luvas; 
 Placa de petri; 
 Permanganato de potássio; 
 Ácido sulfúrico; 
 Bastão de vidro; 
 Micropipeta; 
 Algodão; 
7 
 
 
 Vidro de relógio. 
2.3 Sacarose e ácido sulfúrico 
 Becker; 
 Sacarose; 
 Ácido sulfúrico; 
 Espátula; 
 Luvas. 
2.4 Incineração da fita de magnésio 
 Bico de Bunsen; 
 Fita de magnésio; 
 Pinça; 
 Luvas; 
 Isqueiro. 
2.5 Reatividade do sódio na água 
 Pequeno pedaço de sódio; 
 Tina de vidro; 
 Água; 
 Micropipeta; 
 Indicador ácido-base fenolftaleína; 
 Luvas; 
 Faca (para cortar um pedaço pequeno do sódio). 
3. DESCRIÇÃO PRÁTICA, RESULTADOS E DISCUSSÕES 
3.1 Excitação Eletrônica 
 Usando luvas tenha em mãos 4 vidros de relógio, coloque em algum local seguro e 
fácil para observação. Nesses quatro vidros de relógio, coloque pequenas quantidades de 
algodão embebidos em álcool. Com o isqueiro, coloque fogo de maneira segura em cada um 
desses recipientes. Pegue pequenas quantidades dos compostos a serem usados na experiência 
e coloque um pouco em cada recipiente de cada vez, e observe. Observa-se que ao jogar os 
compostos sobre a chama eles adquirem uma nova coloração, ou seja ao serem excitados 
8 
 
 
observamos que eles transmitem em forma de luz visível o ocorrido. Ao serem excitados 
conforme foi dito no referencial teórico os elétrons dão um salto para outra camada, e nesse 
salto vemos a luz, nesse caso os elétrons foram excitados com auxílio de fogo. A tabela 1 nos 
mostra a cor da chama conforme cada amostra: 
Amostra Coloração 
Cloreto de Sódio NaCl Amarela 
Cloreto de Potássio KCl Violeta 
Cloreto de Cálcio CaCl2 Vermelho Claro 
Sulfato de Cobre CuSO4 Azul 
 Tabela 1: cor da chama em contato com as amostras. 
3.2 Permanganato de potássio e ácido sulfúrico 
Usando luvas pegue uma pequena quantidade de algodão e coloque no vidro de 
relógio. Pegue a placa de petri e coloque uma pequena quantidade de permanganato de potássio. 
Com a micropipeta acrescente uma pequena quantidade de ácido sulfúrico. Mecha as amostras 
e coloque o bastão de vidro em contato com a mistura. Coloque o bastão em contato com o 
algodão e observe. O algodão se incinera, pois, a mistura libera muito calor. Essa reação é 
chamada de exotérmica. 
3.3 Sacarose e ácido sulfúrico 
Usando luvas, pegue um Becker, e coloque uma quantidade a gosto de sacarose. 
Coloque o Becker em um local protegido, para que não fique muito próximo da reação e assim 
prevenir acidentes. Com a sacarose no Becker, acrescente ácido sulfúrico, e mecha com a 
espátula. Observe que após alguns segundos começa a soltar muita fumaça, tal fumaça é agua. 
A sacarose fica com cheiro característico de açúcar queimado, pois há liberação de muito calor. 
Sobe-se no Becker uma massa preta de carbono. Além de sofrer oxidação. Essa reação pode ser 
representada pela seguinte equação química: 
6 KMnO4(s) + 9 H2SO4(conc) → 6 MnSO4(aq) + 3 K2SO4(aq) + 9 H2O(l) + 5 O3(g) 
3.4 Incineração da fita de magnésio 
Usando luvas, pegue uma pequena fita de magnésio com o auxílio de uma pinça. 
Ascenda com o auxílio de um isqueiro, o bico de bunsen e coloque a fita de magnésio em 
contato com a chama. Observe que ao se incinerar a fita, libera uma chama branca. O magnésio 
9 
 
 
é um metal prateado e sólido que, após sua incineração, forma o óxido de magnésio (MgO) que 
é um pó com aspecto esbranquiçado. Essa reação pode ser expressa pela seguinte equação: 
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) 
3.5 Reatividade do sódio na água 
Usando luvas, pegue uma tina de vidro e acrescente água, adicione gotas do indicador 
ácido-base fenolftaleína com o auxílio de uma micropipeta. Com o auxílio de uma faca, corte 
um pedaço de sódio (pequeno) e rapidamente coloque na tina com a solução água e indicador 
ácido-base fenolftaleína. Você verá que o pedaço de sódio vai para a borda da tina. E a água 
adquire uma coloração rósea evidenciando a presença da base. Além disso, quanto maior a 
quantidade de sódio colocado, maior será a reação visualizada, porque o hidrogênio liberado 
entra em combustão ao entrar em contato com o oxigênio presente no ar. 
4. CONCLUSÃO 
 Observando os passos propostos nesse relatório, é perceptível que se chegará a 
resultados. Tais resultados rementem a naturezas diversas, por exemplo da excitação eletrônica, 
reações exotérmicas, de oxirredução e da reatividade de metais alcalinos com água. O 
referencial teórico nos orienta, em conjunto com o os materiais e métodos, é possível realizar 
cada experiência. 
No caso a excitação eletrônica, é perceptível que um elétron ao receber energia ele 
salta de camadas, isso é chamado de excitação, e assim no aspecto visível vemos a coloração 
da chama mudar sua cor. No permanganato de potássio e ácido sulfúrico vemos que a reação 
produz muito calor, que rapidamente pode ocasionar queimaduras e incineração, sem 
necessariamente precisar ter fogo. No caso da sacarose e ácido sulfúrico fica visívelque a 
sacarose é formada por carbono, hidrogênio e oxigênio, ao iniciar sua queima (liberação de 
calor), ela liberta hidrogênio e oxigênio formando vapor de água e sobrando apenas o carbono 
puro. A fita de magnésio ao ser incinerada sofre do oxigênio uma reação de oxirredução, e 
libera assim um pó branco. Formando assim o óxido de magnésio 2MgO. No caso de sódio e 
água, o sódio sendo um metal alcalino terroso entra em combustão com a água devido a sua 
propriedade química, sendo ele da família 1 A (metais alcalinos terrosos). É possível com o 
auxílio do indicador ver a coloração rósea, devido ao fato da presença de base. 
10 
 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
INFOESCOLA. Explicação em Bohr para o teste da chama. Disponível em: 
<http://www.infoescola.com/quimica/explicacao-em-bohr-para-o-teste-da-chama/> Acesso 
em 23 de agosto de 2016; 
PONTOCIENCIA. Varinha Mágica. Disponível em: 
<http://pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/varinha-magica/797> Acesso em 23 de 
agosto de 2016; 
OBJETOS EDUCACIONAIS MEC. Guia do Professor. Disponível em: 
<http://objetoseducacionais2.mec.gov.br/bitstream/handle/mec/20021/GUIA%20DO%20PRO
FESSOR.pdf?sequence=4> Acesso em 23 de agosto de 2016; 
GOOGLE. Reações Químicas. Disponível em: 
<https://sites.google.com/site/reacoesquimicas/praticas> Acesso em 24 de agosto de 2016; 
EBAH. Reações Químicas. Disponível em: 
<http://www.ebah.com.br/content/ABAAAA1z8AH/reacoes-quimicas> Acesso em 23 de 
agosto de 2016; 
 EBAH. Resultados discussão óxidos. Disponível em: 
<http://www.ebah.com.br/content/ABAAABMDQAD/resultados-discussao-oxidos> Acesso 
em 24 de agosto de 2016; 
BRASIL ESCOLA. Reatividade dos metais com água bases. Disponível em: 
<http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-bases.htm> Acesso 
em 30 de agosto de 2016.