estudo das reações químicas em meio aquoso

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UNIVERSIDADE DE CAXIAS DO SUL
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA
CURSO DE QUÍMICA INDUSTRIAL
QUÍMICA INORGÂNICA I
ESTUDO DAS REAÇÕES QUÍMICAS EM MEIO AQUOSO
WILLIAM PASSAIA
BENTO GONÇALVES
14 DE SETEMBRO DE 2015.
INTRODUÇÃO
Neste trabalho irei relatar a aula prática ocorrida no dia 31 de agosto de 2015. O objetivo desta prática foi mostrar como e quando ocorrem as reações químicas em meio aquoso, além de ajudar os alunos a equacionar as reações químicas vistas em aula, novamente inserindo os estudantes na rotina de laboratório.
Uma reação química ocorre quando certas substâncias ao entrarem em contato sofrem uma transformação em relação ao seu estado inicial, como a mudança de cor, liberação de gás ou calor, formação de um precipitado, entre outras. Sabe-se que a reação ocorreu quando aparecem novas substâncias. 
	Foram realizados vários procedimentos estipulados pela prática 2 do polígrafo de química inorgânica 1, utilizando ácidos, bases e sais para verificar se a reação química ocorria e como ocorria entre os compostos, assim podendo equacionar as mesmas. Foram usados também alguns indicadores afim de nos mostrar se a solução era ácida, básica ou neutra, como por exemplo o papel indicador universal e a fenolftaleína. 
Análise da prática
Reação de ácido sulfúrico com metais. 
Em quatro tubos de ensaio foram colocadas 30 gotas de uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4)1 mol L-1. E então foram adicionados os seguintes elementos:
Magnésio: Ao inserir o pedaço de Mg no tubo de ensaio foi visto que ocorreu uma reação química instantânea, com liberação de calor e também bastante gás. A reação ocorre por que o magnésio é muito mais reativo que o hidrogênio, ou seja, ele tem tendência a receber elétrons. 
Equação da reação química: Mg + H2SO4 →MgSO4 + H2
Potencial da reação: 2,37 V
Alumínio: Ao inserir o pedaço de alumínio no tubo de ensaio não foi notada nenhuma reação, porém a mesma deveria ter ocorrido pois o elemento alumínio é muito mais reativo que o hidrogênio. A explicação para a reação não ter ocorrido na prática se dá pelo fato de que o elemento tinha algum revestimento que impedia a movimentação dos elétrons, ao raspar o material, foi visto que a reação ocorreu. 
Equação da reação química: 2Al +3H2SO4→Al2(SO4)3 + 3H2
Potencial da reação: 1,66 V
Zinco: Ao inserir um pedaço de zinco na solução, foi visto que a reação ocorreu, liberando gás e um pouco de calor. O princípio da reação é o mesmo que a do magnésio, o zinco é mais reativo que o hidrogênio assim tendo uma tendência a receber os elétrons.
Equação da reação química: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
Potencial da reação: 0,76 V
Cobre: O cobre tem eletropositividade alta, isto é, ele tem uma tendência a doar elétrons maior que o hidrogênio, assim a reação não ocorre espontaneamente, pois os hidrogênios se mantem ligado ao íon SO4-2
Potencial da reação: -0,34 V
Reação de oxido de cobre (II) com ácido sulfúrico:
Em um tubo de ensaio foi colocada uma ponta de espátula de óxido de cobre (II), e após adicionado ácido sulfúrico a 20%, e foi notado que ocorreu a reação, formando um precipitado escuro no fundo do tubo
Reação química: Cu2O + H2SO4 → Cu2SO4 + H2O
OBS: Não foi necessário o aquecimento. 
Reação de hidróxido de potássio com ácido nítrico:
Para analisar o PH de uma solução fora adicionado fenolftaleína em 20 gotas de hidróxido de potássio (aquoso), vendo assim que a mesma ficou rosa (indicação de base), após foi adicionado ácido nítrico, formando um sal mais água, e ambos juntos tem PH neutro. A coloração da solução havia sumido, estava transparente como no estado inicial, ou seja, o PH já não era mais básico. 
Equação da reação química: HNO3 + KOH → KNO3 + H2O 
Reação de cloreto de ferro (III) com hidróxido de sódio:
Trinta gotas de solução de cloreto de ferro (III) 0,1 mol L-1 foram misturadas com 10 gotas de solução de hidróxido de sódio 10% em um tubo de ensaio, mostrando assim que a reação ocorre e forma um precipitado marrom em suspensão no recipiente. 
Equação da reação química: FECl3 + 3 NaOH → Fe (OH)3 + 3 NaCl
Reação de ácido clorídrico com nitrato de prata:
Foram misturadas 20 gotas de solução HCl 6 mol L-1 com 10 gotas de solução de AgNO3 0,1 mol L-1, e então foi notado que formou um precipitado branco e assim dando indícios de que a reação ocorreu. 
Equação da reação química: AgNO3 + HCl →HNO3 + AgCl
Reação de cloreto de sódio com ácido sulfúrico concentrado:
Utilizando a capela, foi misturado em um tubo de ensaio uma ponta de espátula de cloreto de sódio com ácido sulfúrico altamente concentrado, assim ocorrendo liberação de gás. 
Equação da reação química: H2SO4 + 2NaCl →2HCl + Na2SO4
Hidrólise: A água ao entrar em contato com sais neutros pode os tornar ácidos ou básicos, por meio de uma reação química, a prática a seguir nos mostra isso:
Utilizando o papel indicador universal, medimos o PH de algumas substancias pré-preparadas, segue análise em tabela: 
	Solução
	PH da amostra
	Caráter da amostra
	 NaHCO3
	10
	Básico
	NaCl
	7
	Neutro
	Al2(SO4)3
	3
	Ácido
Análise do resultado: Como a água é uma base fraca e também um ácido fraco, dependendo do soluto, ela pode mudar o caráter dele, tornando assim o sal neutro, em ácido ou básico. 
CONCLUSÃO
As práticas realizadas foram importantes para os alunos aprenderem a interpretar as reações químicas e analisarem quando as mesmas acontecem ou deixam de acontecer. Em um dos experimentos também foi necessário que os alunos raspassem o material (ideia do professor), pois o mesmo continha um revestimento que impossibilitava que ele reagisse, mostrando assim que muitas vezes não basta misturar os componentes para que a reação ocorra.
Os experimentos executados demostraram aos universitários na prática, toda a teoria vista em aula, de transferência de elétrons de um átomo a outro. Mostraram também que quando esta transferência acontece, ocorre uma reação química, seja ela o desprendimento de gás, mudança de cor ou a formação de precipitados. 
BIBLIOGRAFIA
Eletroquímica. Disponível em: <http://guiadoestudante.abril.com.br/estudar/quimica/eletroquimica-677169.shtml>. Acesso em: 13 set. 2015.
Eletronegatividade e eletropositividade. Disponível em: <http://www.infoescola.com/quimica/eletronegatividade-e-eletropositividade/>. Acesso em: 13 set. 2015.
Alves de Souza, Líria. Reações químicas. Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com/quimica/reacoes-quimicas.htm>. Acesso em: 13 set. 2015.