Relatorio de solucoes eletroliticas e reacoes quimicas

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Universidade Federal Rural de Pernambuco – UFRPE
 Soluções eletrolíticas e Reações Químicas
Recife, Setembro de 2016.
Universidade Federal Rural de Pernambuco – UFRPE
Fundamentos da Química Analítica
Soluções eletrolíticas e Reações Químicas
 
Recife, Setembro de 2016.
Objetivo
 	A primeira parte do experimento visa exprimir o que são eletrólitos, (fortes e fracos), explicar a associação de condutividade elétrica de uma solução à presença ou não de íons, dissociação, graus de dissociação, dissolução e a força dos ácidos e bases. 
	A segunda parte do experimento tem como prioridade identificar a ocorrência de reações químicas a partir da verificação de alterações na solução, como por exemplo, a formação de precipitado, mudança de coloração e/ou temperatura, liberação de gás e/ou odor, com a descrição equações químicas, e resolução das questões. 
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Introdução
Soluções eletrolíticas são soluções aquosas de sais, ácidos ou bases, que tem como característica fundamental a condutibilidade elétrica, e as soluções não eletrolíticas são soluções aquosas orgânicas, que não conduzem eletricidade como o açúcar, o álcool e a uréia. 
Para uma solução ser eletrolítica ela deve apresentar íons em meio aquoso. Eles podem ser liberados em solução de duas formas: pela ionização e pela dissociação.
A ionização ocorre quando uma molécula, ao entrar em contato com a água, libera um cátion e um ânion.
        Exemplo: O HCl (ácido clorídrico), quando em contato com a água,  libera íons, sendo H+ (cátion) e Cl- (ânion), ocorrendo, assim, uma ionização.
A dissociação ocorre com a separação de íons, ou seja, uma molécula já iônica, ao entrar em contato com a água, libera um cátion e um ânion.
    Exemplo: O NaCl (sal de cozinha), em contato com a água, libera  Na+ (cátion) e Cl- (ânion), ocorrendo dissociação iônica.
As soluções eletrolíticas possuem mobilidade iônica, assim, é pela movimentação de íons livres que ocorre o transporte de energia elétrica. Por isso, apenas NaCl ou apenas água  não conduzem eletricidade, é necessário que eles sejam misturados, e assim, em meio aquoso os íons podem se movimentar e conduzir eletricidade.
Já a reação química ocorre quando substâncias combinam-se com outras transformando-se em novas. Na reação os átomos permanecem intactos, ou seja, durante a reação as moléculas iniciais são desmontadas e os seus átomos são reaproveitados para montar novas moléculas. 
A equação química é a representação gráfica da reação química. As substâncias que participam da reação são chamadas de reagentes (são as substâncias que estão no início da reação, as que irão reagir e sofrer a transformação), e o produto (são as substâncias resultantes da reação química).
Quando as substâncias reagem, às vezes ocorrem fatos bastante visíveis que confirmam a ocorrência da reação e dentre eles, podemos destacar: desprendimento de gás e luz, mudança de coloração e cheiro, formação de precipitados, etc… Evidências demonstradas na segunda parte do experimento.
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Materiais e Reagentes 
Parte 1 – Soluções eletrolíticas
Materiais 
Circuito elétrico com três lâmpadas em paralelo, alimentadas por uma tensão com os terminais em aberto com o objetivo de servirem como ponta de entrada para a imersão das soluções. (figura 1.0).
08 béqueres.
Reagentes 
	NaCl 0,1 mol L-1 
	Sacarose 0,1mol L-1 
	Água destilada 
	HCl 0,01 mol L-1 
	HCl 0,1 mol L-1 
	Ácido acético 0,01 mol L-1 
	Ácido acético 0,1 mol L-1 
	NaOH 0,1 mol L-1 
Parte 2 – Reações Químicas
Materiais 
08 tubos de ensaio.
01 porta tubos de ensaio.
Reagentes 
	NH4Cl 6 mol L-1 
	NaOH 6 mol L-1 
	Cu(NO3)2 5 % 
	NH3 15 mol L-1 
	Pb(NO3)2 0,25 mol L-1 
	HCl 6 mol L-1 
	NH4Cl 6 mol L-1 
	KI 5% 
	FeCl3 10 mg mL-1 
	NH4SCN 5% 
	FeCl3 10 mg mL-1 
	K4[Fe(CN)6] 5 % 
	HgCl2 10 mg mL-1 
	KI 5% 
	Ni(NO3)2 10 mg mL-1 
	DMG 5% 
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Métodos
Parte 1 – Soluções eletrolíticas
Introdução dos terminais do circuito elétrico na solução, e observação da luminosidade das lâmpadas e classificá-las em forte, fraca ou nula, observando assim a condutividade eletrolítica das soluções apresentadas. 
Parte 2 – Reações Químicas
Utilização de tubos de ensaio para adicionar 10 gotas da primeira solução, depois acrescentar a segunda solução, gota a gota, (até o excesso). Observação da reação (mudança de cor, liberação de gás, formação de precipitado, etc). Anotação da observação e exprimir por escrito a equação balanceada, (iônica completa e simplificada), e identificação do tipo de reação química (de precipitação, de complexação ou de oxirredução). 
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Resultados
Parte 1 – Soluções eletrolíticas. 
	Reagentes
	Luminosidade
	NaCl 0,1 mol L-1
	Forte
	Sacarose 0,1mol L-1
	Nula
	Água destilada
	Nula
	HCl 0,01 mol L-1
	Forte
	HCl 0,1 mol L-1
	Forte
	Ácido acético 0,01 mol L-1
	Fraca
	Ácido acético 0,1 mol L-1
	Fraca
	NaOH 0,1 mol L-1
	Forte
NaCL 0,1mols L -1- Ocorreu a passagem de corrente elétrica, gerando uma luminosidade forte, trata-se de um sal, e seus íons quase que completamente se dissociarão em solução aquosa. 
Sacarose (C12H22O11)- Não ocorreu a condução de eletricidade (Nula), pois se trata de uma solução molecular (não possui íons) no qual a sacarose é dissolvida na água, ou seja, solubilizada. 
Água destilada- Não permitiu a passagem de corrente elétrica, pois a água destilada não possui minerais, e apresenta carga nula (incapaz de trocar elétrons) tornando-se assim incapaz de conduzir eletricidade.
 HCL 0,01 mols L-1- Permitiu a passagem de corrente elétrica gerando uma luminosidade forte, pois o HCL é um ácido forte, ou seja, seus íons são totalmente dissociados na solução.
HCL 0,1 mols L-1- Ocorreu a passagem de corrente elétrica, gerando assim uma luminosidade forte, pois o HCL é um ácido forte, em comparação com a solução de HCL 0,01mol L-1 a luz foi mais intensa, pois ela está mais concentrada. 
Ácido Acético (CH3COOH)- 0,01mols -1 - Conduziu eletricidade, porém a luminosidade não foi forte o suficiente para acender todas as lâmpadas, pois este é um ácido fraco, e a solução, também, apresenta-se bastante diluída. Dificultando ainda mais a condução de eletricidade. 
Ácido Acético (CH3COOH)- 0,1 mols L-1 - Ocorreu à condução de eletricidade, porém novamente, a luminosidade apesar de mais forte não foi o suficiente para acender as três lâmpadas, pois a quantidade de energia foi dividida entre as três lâmpadas, mas diferentemente da solução anterior de 0,01mol L -1, ela apresenta-se mais concentrada, permitindo assim a passagem de corrente, mesmo que parcialmente. 
NaOH 0,1 mols L-1- Ocorreu a passagem de corrente elétrica, produzindo assim uma intensa luminosidade, pois o NaOH é uma base forte, então seus íons estão completamente dissociados na solução. 
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Parte 2 – Reações Químicas
	Solução A
	Solução B
	NH4Cl 6 mol L-1
	NaOH 6 mol L-1
	Cu(NO3)2 5 %
	NH3 15 mol L-1
	Pb(NO3)2 0,25 mol L-1
	HCl 6 mol L-1
	NH4Cl 6 mol L-1
	KI 5%
	FeCl3 10 mg mL-1
	NH4SCN 5%
	FeCl3 10 mg mL-1
	K4[Fe(CN)6] 5 %
	HgCl2 10 mg mL-1
	KI 5%
	Ni(NO3)2 10 mg mL-1
	DMG 5%
NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl 
(Eq. Balanceada).
NH4+ + CL- + Na++ OH- ←→ NH3+ + H2O- + Na+ + CL-
(Eq. Completa).
NH4 + OH ←→ NH3 + H2O
(Eq. Simplificada).
	
No tubo de ensaio foram adicionadas 10 gotas de Cloreto de amônio (NH4) e depois Hidróxido de Sódio (NAOH) até o excesso, não foram observadas mudanças na solução. A reação é de Dupla troca. A solução era formada por um sal (NACL) e por uma base (NH4OH), ou seja, dois eletrólitos que permitem a condução de eletricidade.(Observe a figura 1.1).
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4 NH3 + Cu(NO3)2 = Cu(NH3)4(NO3)2 
(Eq. Balanceada).
4NH3 + Cu + (NO3)2 ←→ Cu(NH3)4 +(NO3)2
(Eq. Completa).
4NH3 + Cu ←→ Cu(NH3)4
(Eq. Simplificada).
No tubo de ensaio foram adicionadas 10 gotas de Nitrato de Cobre (Cu(NO3)2) e logo depois o Amoníaco (NH3), após as três primeiras gotas a solução mudou de cor, de translúcida para azul céu, e logo depois tornou-se mais intensa a medida que as gotas eram colocadas até o excesso, passando para a tonalidade de azul mais escuro(Observe na figura 1.2). A reação é de síntese. 
Pb(NO3)2 + 2HCL ←→ PbCL + 2HNO3
(Eq. Balanceada).
Pb + 2NO3 + 2H + 2CL ←→ PbCl2 + 2H + 2NO3
(Eq. Completa).
Pb+2 + 2CL ←→ PbCL2
(Eq. Simplificada). 
Foram adicionadas no tubo de ensaio 10 gotas de Nitrato de Chumbo (Pb(NO3)2), e logo após, em excesso, o Ácido Clorídrico (HCL), ocorrendo assim a formação de precipitado branco, o Cloreto de Chumbo, além disso não ocorreu a mudança de cor, ou temperatura. A reação é de precipitação. (Observe na figura 1.3) 
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NH4CL + KI ←→ NH4I + CLK
(Eq. Balanceada) 
NH4 + CL + K + I ←→ NH4 + I + CL + K
(Eq. Completa)
Foram colocadas no tubo de ensaio 10 gotas de Cloreto de Amônio (NH4Cl) e logo depois Iodeto de Potássio (KI) em excesso, não ocorreu reação, pois todos os íons da reação permaneceram dissolvidos. (Observe na figura 1.4).
FeCL3 + 3NH4SCN ←→ 3NH4CL + Fe(SCN)3
(Eq. Balanceada).
Fe+3 + CL3 +3NH4 + 3SCN←→ 3NH4 +3CL + Fe(SCN)3
(Eq. Completa).
Fe+3 + 3SCN ←→ Fe(SCN)3
(Eq. Simplificada). 
Foram colocadas no tubo de ensaio 10 gotas de Cloreto Férrico (FeCL3) e em seguida, as gotas de Tiocianato de Amônio (NH4SCN), rapidamente a solução mudou de cor, de translúcida para vermelho sangue, a mudança de cor ocorreu por que foi formado o Tiocianato Férrico. Reação de Complexação. (Observe a figura 1.5)
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4FeCL3 + 3K4[Fe(CN)6] ←→ Fe[Fe(CN)6]3 + 12KCL
(Eq. Balanceada).
4Fe3+ + 4 CL3+ 3K4 [Fe(CN)6]-4 ←→ Fe[Fe(CN)6]3 + 12K + 12CL
(Eq. Completa).
4Fe+3 + 3K4[Fe(CN)6]-4 ←→ Fe4[Fe(CN)6]3 
(Eq. Simplificada).
Foram adicionadas 10 gotas de Cloreto Férrico (FeCl3), em seguida foram adicionadas gotas em excesso de Ferricianeto de Potássio, o composto mudou de cor, de translúcida para azul pavão, ocorreu também a formação de precipitado da mesma cor e a reação é de complexação.( Observe a figura 1.6).
HgCL2 + KI2 ←→HgI2 + 2CLk
(Eq. Balanceada).
HgCL2 + K2 + I2 ←→ HgI2 + CL2 + K2
(Eq. Completa).
HgCL2 + I2 ←→ HgI2 + CL2
(Eq. Simplificada).
Foram adicionadas no tubo de ensaio 10 gotas de Cloreto de Mercúrio (HgCl2) e em seguida foram adicionadas duas gotas de Iodeto de Potássio(KI), no início o correu a mudança de cor, de translúcida para laranja, ocorrendo também a formação de precipitado(a reação é de precipitação), pois o HgI é insolúvel. Porém a reação é bifásica, ou seja apresenta duas fases. 
HgI2 + CL2 + 2 KI ←→ 2CLK + HgI4
(Eq. Balanceada).
HgI2 + CL2 + 2K +2I ←→ 2CL + 2K + HgI4
(Eq. Completa).
HgI2 + 2 I ←→ HgI4
(Eq. Simplificada).
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Durante a segunda fase da reação quando foram colocadas mais gotas de KI até o excesso, a solução deixou de ser laranja e voltou a tornar-se incolor. (Observe a figura 1.7 e 1.8).
Ni2(NO3)2 + 2DMG ←→ Ni(DMG)2 + 2 NO3
(Eq. Balanceada).
Ni2+ + 2 NO3 + 2DMG ←→ Ni(DMG)2 + 2NO3
(Eq. Completa).
Ni2+ + 2DMG ←→ Ni(DMG)2
(Eq. Simplificada)
Foram adicionadas no tubo de ensaio 10 gotas de Nitrato de Níquel (Ni(NO3)2) e quando foram adicionadas as gotas até o excesso de DMG ocorreu a mudança de coloração, que antes era azul claro, tornou-se cor de rosa escuro, a mudança ocorreu por causa da formação de Ni(DMG)2. (observe a figura 1.9 e 2.0)
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Questionário
O que são eletrólitos?
Eletrólito é toda a substância que, dissociada ou ionizada, origina íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions), pela adição de um solvente ou aquecimento. Desta forma torna-se um condutor de eletricidade. Ou seja, permitem a passagem de corrente elétrica
Ex: AB ⇔ A+ + B-
Eletrólito forte é uma substância que está completamente ionizada em solvente. Suas soluções conduzem eletricidade melhor que o soluto puro. Os eletrólitos são oferecidos normalmente por substâncias iônicas ionizáveis.
Eletrólito fraco é uma substância molecular que está parcialmente ionizada em solução, ou seja, possui íons livres na solução, assim como possui moléculas, que caracteriza a solução pela pouca condutividade elétrica. O eletrólito fraco e os íons ficam em equilíbrio com moléculas não dissociadas.
Não-eletrólito: Se o composto não dissocia em solução. Por exemplo, a glicose, etanol, sacarose etc.
Qual a diferença entre dissolução e dissociação iônica em solução aquosa? 
 Ionização - Fabricação de íons. Dissociação - Separação de íons. Podemos dizer que a diferença entre ionização e dissociação está entre compostos moleculares e compostos iônicos. Os compostos moleculares (não possuem íons), quando colocados em água, produzem íons, isto é, ionizam-se.  É o caso típico dos ácidos. Pela definição de Arrhenius, "ácido é toda substância que em solução aquosa ioniza-se, produzindo como único..." 
HBr + H2O ⇔ (H3O)+ + Br- ambos aquosos
 Já os compostos iônicos (possuem íons) quando colocados em água tem esses íons separados, isto é, dissociados. É o caso das bases, mesmo caso definição de Arrhenius. Substâncias eletrolíticas então são todas as substâncias que sofrem dissociação. As que não sofrem dissociação são então não eletrolíticas.
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O que são ácidos fortes e fracos? De exemplos. 
A força dos ácidos é medida pelo grau de ionização. Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+  , exemplo: ácido hidroiodico – HI, ácido hidrobromico – HBr, ácido perclórico – HClO4, ácido clorídrico (HCl), ácido p-tolueno-sulfonico CH3C6H4SO3Hmas. 
E ácidos fracos são compostos que se ionizam parcialmente, exemplo: ácido sulfídrico H2S, ácido bórico H3BO3, ácido cianídrico HCN. 
O que é uma reação química? Como podemos identificá-las? 
As reações químicas são transformações que envolvem alterações, quebra e/ou formação, nas ligações entre partículas (átomos, moléculas ou íons) da matéria, resultando na formação de nova substância com propriedades diferentes da anterior. 
Algumas evidências da ocorrência de uma reação química são mudança de cor, evolução de calor ou luz, formação de uma substância volátil, formação de um gás, entre outros. A equação química  é a representação gráfica da reação química. As experiências de Evidência de Reações Químicas fundamentam-se em reações de: síntese ou formação, deslocamento ou simples troca e de dupla troca ou substituição.
Quantos reagentes, no mínimo, devem ser utilizados para que ocorra uma reação química? 
Apenas um, por que podemos modificá-las em condições adequadas, ou seja, quando utilizamos, calor, luz, frio, ocorre a reação química. Por exemplo: O Ferro se oxida sem necessariamente a presença de outro reagente.
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Bibliografia 
USBERCO, João; Salvador, Edgard. Química Geral. 12ª.ed. São Paulo: Saraiva, 2006. 480 p.
GEPEQ - Introdução e Transformações. Química - Ensino Médio. Vol. 1,2,3. Ed. Edusp, 1999.
FELTRE, Ricardo. Fundamentos de Química: vol. único. 4ª.ed. São Paulo: Moderna, 2005. 700 p.
ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p.
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. Mestre Jou, 1981.
SILVERSTEIN, Robert et al. Identificação Espectrométrica de Compostos Orgânicos. 7 ed. LTC, 2006.
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Conclusão
Concluímos que as soluções eletrolíticas são as soluções que ocorrem condução de eletricidade, pois elas formam íons em meio aquoso. Todavia as soluções que não formam íons, as moleculares, são incapazes de conduzir eletricidade.Vimos também como identificar reações químicas, como por exemplo, observando a mudanças de aspecto, cor, odor, temperatura, formação de gases, e esses fatores ajudam na classificação dessas reações. 
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