RT03. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS/ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
KAROLINE PEREIRA MIOSSI
ANTONY DO CARMO CAMPANHOLE
RELATÓRIO 03
TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS
ORIENTADOR: MARCOS BENEDITO JOSÉ GERALDO DE FREITAS
Vitória, Espírito Santo
25 de Setembro de 2017
Sumário
1 – INTRODUÇÃO TEÓRICA 3 
2 – PARTE EXPERIMENTAL 6
 2.1 – MATÉRIAS
 2.2 – EXPERIMENTO
3 – RESULTADOS E DISCUSSÕES 8
4 – CONCLUSÃO 11
5 – REFERÊNCIAS 12
 1- Introdução Teórica
Em Reações químicas, prever-se, que para ocorre-la entre duas substâncias, os íons ou moléculas, devem entrar em contato uns com os outros. A velocidade da reação depende da facilidade das espécies reagentes de ser entremisturarem. Por exemplo, em estado aquoso, ao misturar NaCl e AgNO 3 produzirão um sólido branco com fórmula AgCl, a reação ocorreu devido a natureza, pelas as quais substâncias se ligarem intimamente em nível molecular ou iônico. O sólido AgCl é formado pela combinação do íons Ag+ e Cl-. A este sólido​, formado em solução como resultado de a equação química, denomina-se precipitado.	Comment by w7: FORMATAÇÃOTEXTO JUSTIFICADO
A água é comumente um bom solvente para compostos iônicos. No estado sólido, estas substâncias são compostos de íons positivos e negativo ligados em um arranjo rígido por forças eletrostáticas, ao serem dissolvidas em água, estes sólidos dissociam-se, produzindo íons que estarão em livre circulação na solução. Ao passo que os íons tornam-se mais cercados por moléculas de água vão sendo hidratados.
A presença de íon na água comunicapossui a capacidade de conduzir eletricidade. A adição de um sólido iônico, como NaCl, que se dissociam em solução produzindo íons, formando soluções condutoras de eletricidade, denominadas eletrólitos.
Equação de dissociação do NaCl:
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)				(1)
No Momento em que um precipitado é formado por mistura de duas soluções de eletrólitos, ocorre uma transformação química efetiva. Inicialmente, conhecendo a solubilidade de todos os compostos envolvidos que podem ser formados pelos pares de cátions e ânions, prever quando as reações químicas ocorrerão. Substâncias com NaCl é considerado solúvel, em contrapartida, o AgCl é considerado insolúvel, mas alguns sais como PbCl 2 e AgC 2H3O2 são de solubilidade intermediária, chamados de pouco solúveis.
Se um precipitado de um sal específico vai ou não se forma ao ser misturarem as soluções reagentes, dependerá se as concentrações dos íons que compõem o sal estará excedendo a quantidade necessária para formar uma solução saturada do sal. A fim dePara prever se há ou não formação de precipitado, segue-se as Regras de Solubilidade em que é dividido em duas parte: compostos solúveis e suas exceções e compostos insolúveis e sua exceções.
Compostos solúveis 
Todos os sais de metais alcalinos são solúveis.
Todos sais de amônia são solúveis.
Todos os sais contendo os ânions NO-3, ClO-3, ClO-4, C 2H3O2- são solúveis; (todavia AgC 2H3O2 e KClO 4 são pouco solúvel)
Todos os cloretos, brometos e iodetos são solúveis, exceto as Ag+, Pd 2+ e Hg 22+ ( note que o mercúrio no estado de oxidação 1+ existe como íon Hg 22+ ). O PbCl 2 é pouco solúvel.
Todos sulfatos são solúveis, exceto os Pb 2+, Sr 2+ e Ba 2+. Os sulfatos de Ca 2+ e Ag+ são pouco solúvel.
Compostos insolúveis 
Todos os óxidos metálicos, exceto os metais alcalinos e de Ca 2+, Sr 2+ e Ba 2+, são insolúveis. Os óxidos metálicos, quando dissolvem, reagem com o solvente para formar hidróxidos, como, por exemplo,
CaO + H 2O Ca 2+ + 2OH-				(2)
Todos os hidróxidos são insolúveis, exceto os de metais alcalinos, Sr 2+ e Ba 2+. O Ca(OH)2 é pouco solúvel.
Todos os carbonatos, fosfatos, sulfetos e sulfitos são insolúveis, exceto os de NH 4+ e os de metais alcalinos.[1]
Gilbert N. Lewis, químico americano, abordou um conceito amplo de ácido-base, a sua definição de ácidos e bases tem como focos bases. Uma base é definida como uma substância que pode doar um par de elétrons para a formação de uma ligação covalente. Um ácido, então, é uma substância que pode aceitar um par de elétrons para formar uma ligação. 
Para a determinação ser uma solução está ácida ou básica utiliza os indicadores ácido-base, comumente, usados para determinar o Ponto de Equivalência de uma titulação. Os indicadores podem mudar a cor de acordo com o pH. Na Tabela 1 Abaixo temapresenta-se uma lista com alguns indicadores e suas cores e faixa da mudança de cor.	Comment by w7: Colocar legenda na tabela 1
Íons complexos ou apenas complexos são combinações de uma ou mais moléculas ou íons alguns íons metálicos, em particular os de elementos de transição, que são combinados para produzirem espécies complexas. São chamados de ligantes, substâncias que se ligam com os íons metálicos e, geralmente, são bases de Lewis. Elas podem ser:
Moléculas neutras, como H 2O
Ânions monoatômicos, como Cl-
Ânions poliatômicos, como CN-.[2]
As primeiras reação que envolviam Oxigênio foram estudados pelos pioneiros da Química. Em que deram a nome genérico de oxidação, aquele a queima de combustíveis e as reações com metais com o Oxigênio as quais davam origem a óxidos. Redução, ficou como nome para os óxidos metálicos que perdiam Oxigênio.
Ao longo do tempo, descobriu-se, o que ocorria com Oxigênio na verdade era um caso especial de um fenômeno mais geral, onde os elétrons são transferidos de uma substância para outra. Essas reações que envolviam transferência de elétrons ficou conhecida como Reações de Oxidação-Redução. O termo oxidação aplicou-se a perda de elétrons por um reagente, enquanto redução aplicou-se ao ganho de elétrons. Como um exemplo, as reações com sódio e cloro, envolvendo perda de elétrons pelo sódio (oxidação) e ganha de elétrons do cloro(redução):[3]
 Na Na+ + e-. (Oxidação)				(3)
Cl 2 + 2e- 2Cl-. (Redução)				(4)
2- Parte Experimental
2.1- Materiais
Tubo de ensaio
Bastão de vidro
Conta gota
Espátula metálica
2.2- Procedimentos
O Experimento foi realizado em 4 etapas em que cada tem sub etapas.
1°Etapa:
Com o conta-gotas, gotejou-se 6 gotas de solução NaCl (0,1mol/L) e 2 gotas de solução de AgNO 3 em tudo de ensaio e foi misturado com um bastão de vidro. Após 30 minutos analisou-se a solução.
Em outro tudo de ensaio, gotejou-se 6 gotas de solução NaCl (0,1mol/L) e 2 gotas de solução de AgNO 3 após misturado, colocou-se gota-gota, solução de NH 4OH (30%), com agitações do tubo para cada gota, o gotejamento interrompeu-se quando ocorreu uma mudança visual na solução.
No tudo de ensaio novo, colocou-se 6 gotas da solução de BaCl 2 e 1 gota da solução NaSO 4.
2°Etapa:
Colocou-se 5 gotas da solução de HNO 3, em um tudo de ensaio, em seguida, dobrou-se o volume da solução com água destilada, a solução foi agita com o bastão de vidro. Após acrescentou 2 gotas de fenolftaleína.
Com o mesmo tubo de ensaio, usado na etapa anterior (2.a), adicionou na solução, uma quantidade que preencha a ponta da espátula metálica, de NaC 2H3NaO2 e para a dissolução misturou-se com o bastão.
Usou-se o tudo da etapa anterior (2.b) para adicionar 3 gotas de solução de Na 2CO3 (1,0mol/L), agitou-se.
Em um novo tubo de ensaio, adicionou uma quantidade que preencha a ponta da espátula metálica, de NaC 2H3NaO2 e , com auxílio da proveta, 5 mL de água mais 12 gotas de fenolftaleína.
3°Etapa:
No tubo de ensaio, colocou-se 10 gotas de CuSO 4 e a gota-gota, solução de NH 4OH (30%), com agitaçõesdo tubo para cada gota, o gotejamento interrompeu-se quando ocorreu uma mudança visual na solução.
Em outro tubo de ensaio, colocou 4 gotas de solução de Fe(NO 3)3 (1,0mol/L), em seguida, dobrou-se o volume com água destilada. Adicionou-se 2 gotas de solução de KSCN (1,0mol/L) e agitou com o bastão de vidro
No tubo de ensaio novo, colocou 4 gotas de solução de Fe(NO 3)3 (1,0mol/L) e 2 gotas de solução de HCl, em seguida, com gota-gota, solução de NH 4OH (30%), com agitações do tubo para cada gota, o gotejamento interrompeu-se quando ocorreu uma mudança visual na solução.(Essa estampa foi acrescentado ao roteiro a pedido do professor)
4°Etapa
Inseriu um prego no tubo de ensaio, vazio, e adicionou a solução de CuSO 4 até que o prego fosse totalmente coberto.
3- Resultados e Discussões
Cada etapa realizada no experimento tem uma reação, os produtos em que foram produzidos seguem a Regra da Solubilidade e de oxidação-redução. Usou-se como indicador de pH o fenolftaleína, que tem o ponto de viragem de cor na faixa 8,2-10, de grosso modo, indica que quando incolor a solução está ácida e quando rosa está básico. Para a descoberta do íons com relação as cores foram comparadas com as tabelas 1abaixo:
TABELA 1. Cores de soluções aquosas.
 1. Metais das Famílias I - A e II – A Incolor 
2. Crômio (III). Verde 
3. Manganês(II). Rosa 
4. Ferro(II) Verde 
5. Ferro(III). Amarela 
6. Cobalto(II) Rosa 
7. Dicromato Alaranjada 
8. Níquel(II) Verde 
9. Cobre(II) Azul 
10. Prata(I) Incolor 
11. Chumbo(II) Incolor 
12. Cromato Amarela
 
TABELA 2. Cores de Alguns Ïons Complexos (em solução)
 [Ag(NH3)2]+ Incolor 
[Fe(SCN)6]3- Vermelho Sanguíneo
 [Ni(NH3)6]2+ Azul Escuro
[Ni(NH3)6]2+ Azul Escuro
 [Ni(H2O)6]2+ Verde Claro
Co[(H2O)6]2+ Rosa 
[CoCl4]2- Azul 
[Co(NH3)6]2+ Vermelho Claro 
[Co(NH3)6]3+ Alaranjado 
[Cu(NH3)4]2+ Azul Escuro
 [Cu(H2O)4]2+ Azul Claro
1°Etapa:
Reação:
NaCl(L) + AgNO 3(L) AgCl(L) + NaNO 3(L) 	Comment by w7: Numerar as equações
AgCl é um precipitado branco por ser insolúvel. Ao final dos 30 minutos pode-se observa-lo, deixando a solução branca.
Reações:
NaCl(L) + AgNO 3(L) ~> AgCl(L) + NaNO 3(L)
NH 4OH(L) NH 3(aq) + H 2O(L)
AgCl (L) + 2NH 3(aq) [Ag(NH 3)2]+(aq) + Cl-(aq)
AgCl que insolúvel se dissolve e forma um complexo tornando solúvel. A solução ficou transparente.
Reação:
BaCl 2(L) + NaSO 4(L) BaSO 4(L) + 2NaCl(L)
BaSO 4 é um precipitado branco, insolúvel. A solução ficou branca.
2°Etapa:
Reação:
HNO 3(L) + H 2O( L) ~> HNO 3(L) + H 2O( L)
Como a solução ficou incolor, após a adição de fenolftaleína, indica que a solução estava ácida.
Reação:
HNO 3(L) + H 2O( L) HNO 3(L) + H 2O( L)
HNO 3(L) + NaC 2H3NaO2(S) NaNO 3(L) + C 2H4O2(L)
A solução continuou incolor, logo, estava ácida. Ocorreu a liberação de um odor responsável pelo C 2H4O2.
Reação:
2 C 2H4O2(L) + Na 2CO2(L) 2NaCH3COO Na(aq) + H 2O(L) + CO 2(g)
A solução ficou transparente com algumas partículas em suspensão (CO 2) .
Reação:
NaC 2H3NaO2(S) + H 2O(L) CH 3COOH(aq) + NaOH(aq)
Devido ao indicador de pH, a solução ficou com coloração rosa demostrando ser básica.
3°Etapa:
Reação:
CuSO 4(L) + 2NH4OH(L) Cu(OH)2(L) + (NH 4)2SO4(L)
No produto o cobre estava com oxidação 2+ o que explica a coloração azul da solução.
Reação:
Fe(NO 3)3(L) + 3 H 2O(L) Fe(OH)3(aq) + 3HNO3(aq)
Fe(OH)3(aq) + 6KSCN(L) [Fe(SCN)6]3-(aq) + 3(OH)3-(aq) + 6K(aq)+
O íon [Fe(SCN)6]3- forma um complexo, que deixa a solução com uma cor peculiar, vermelho sanguíneo.
Reações
CuSO 4(L) + 2HCl(L) CuCl 2(L) + H 2SO4
CuCl 2(L) + 2NH 4OH(L) Cu(OH)2(L) + 2NH 4Cl2(L)
A solução da primeira reação ficou com uma coloração azul claro e ao final da segunda azul. Essa é para foi adicionado ao roteiro, pois o experimento realizado inicialmente(3.a) cobre sofreu oxidação 2+ direito, com a o acréscimo desta o cobre ficou com oxidação 12+.
O azul apresentado na etapa 3.a é mais intenso que o da etapa 3.c
4°Etapa:
Reação:
CuSO 4(L) + Zn(S) ZnSO 4(L) + Cu(aq)
O prego estava com uma camada de zinco, o qual entrou em contato com solução é óxidou. O pregou apresentou um aspecto derrubado?? e no momento da oxidação apareceram bolhas em volta do prego.
4- Conclusão
A partir das anotações observadas do desenvolvimento do experimento, pode-se concluir que o resultado foi satisfatório, pois as mudanças de cor, formação de produtos e a liberação de odores seguiram as tabelas de formação.
5- Referências
[1] – Brady J. E.; Humiston G. E.: Química Geral. JCeditora, 2°edição - volume1
[2] - Brady J. E.; Humiston G. E.: Química Geral. JCeditora, 2°edição – volume2
[3] – Brady J. E.; Russell J. W.; Volume J. R.: Química a matéria e suas. LTC editora, 3°edição – volume 1