Tipos de reação química; Relatório; Química Geral Experimental I

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia - UESB
 Departamento de Ciências e Tecnologias - DCT
Licenciatura em Química - 2017.1
Química Geral e Experimental I 
Joélia Martins Barros 
Tipos de reação química
Beatriz Santos Andrade
Taínes Oliveira Santos
Victor Miranda Amazonas
Jequié - Ba
Setembro de 2017
Sumário:
1 Introdução 	02
2 Objetivos 	04 
3 Materiais	05
3.1 Materiais 	05
3.2 Reagentes	05
3.3 Métodos 	05
4 Resultados e Discussão 	07
5 Conclusão 	14
6 Anexos	15 
7 Referências Bibliográficas 	17
Introdução
Uma reação química é o fenômeno que permite um novo arranjo dos átomos para formarem substâncias diferentes dos reagentes. Uma indicação de que uma reação química de fato ocorreu é o aparecimento de uma nova substância com propriedades diferentes. A variação de cor, formação de gases ou formação de produtos com diferentes solubilidades podem ser observadas como prova de transformações que ocorrem durante as reações. 
Também se faz necessário considerar a quantidade de energia envolvida na reação. É chamada exotérmica uma reação que libera energia sob a forma de calor, enquanto a reação em que ocorre absorção de energia sob forma de calor é denominada endotérmica. 
Os químicos utilizam expressões, chamadas equações químicas, para representar as reações químicas, sendo necessário saber quais substâncias são consumidas (reagentes) e quais são formadas (produtos), conhecer as fórmulas dos reagentes e dos produtos e escrever a equação sempre da seguinte forma: reagentes? Produtos.
No final do século XVIII, estudos experimentais levaram os cientistas da época a concluir que as reações químicas obedecem a certas leis. Estas leis são conhecidas como leis ponderais que tratam das relações entre as massas de reagentes e produtos que participam de uma reação. [1]
Conhecida como a Lei de Conservação das Massas, foi elaborada, em 1774, pelo químico francês Antoine Laurent Lavoisier. Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que numa reação química, que se processa num sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. [1]
Existe também a Lei das proporções constantes que foi elaborada, em 1797, pelo químico Joseph Louis Proust. Ele verificou que as massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação química obedecem sempre a uma proporção constante. Esta proporção é característica de cada reação e independente da quantidade das substâncias que são colocadas para reagir. [1]
E ainda, as leis volumétricas que tratam das relações entre volumes de gases que reagem e são formados numa reação. Através de estudos realizados por Gay-Lussac levaram-no, em 1808, a concluir que os volumes de gases que participam de uma reação química, medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, guardam entre si uma relação constante que pode ser expressa através de números inteiros. [1]
[1] Russel, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª edição, São Paulo; Makron Books, 1994.
Objetivo
Caracterizar um fenômeno químico, distinguindo os tipos de reações químicas e reconhecendo quando esta reação se processou.
Materiais e Método
Materiais 
Água destilada
Bico de Bunsen
Cápsula de porcelana 
Espátula
Fita de magnésio 
Lixa
Tubos de ensaio 
Papel Filtro
Pinça
Vidro de relógio
3.2 Reagentes
HCL
Fenolftaleína
Sódio metálico
3.3 Métodos
3.3.1. Lixou-se um pedaço de fita de magnésio (3cm) para retirar a cama preta que o protege. Observou-se a aparência e esperou alguns segundos e verificou se houve modificações. Em um tubo de ensaio contendo um pouco de água destilada, adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína a 0,1% (m/v) e colocou-se a fita de magnésio lixada.
3.3.2. Foi colocado, em um tubo de ensaio, um pouco de solução de HCL1: 1 (v/v) e foi adicionado um pedaço de fita de magnésio (3cm).
3.3.3. Lixou-se um pedaço de fita de magnésio (3cm) para retirar a cama preta que o protege. Prendeu-se com uma pinça e aqueceu-se à chama do bico de Bunsen, até observar alguma transformação. Recolheu-se o produto desta reação em um tubo de ensaio contendo água destilada e gotas de fenolftaleína a 0,1% (m/v)
3.3.4. Pegou-se com uma pinça um pequeno pedaço de sódio metálico que se encontrava imerso em querosene. Foi colocado sobre uma folha de papel de filtro, fazendo assim um corte com a espátula. Foi observada a aparência da superfície recém-cortada e o que acontece em seguida.
3.3.5. Colocou-se água destilada em uma capsula de porcelana e foi adicionado três gotas de solução de fenolftaleína a 0,1% (m/v). Cortou-se um pedaço de sódio do tamanho aproximado da cabeça de um palito de fósforo. Foi obtido um vidro de relógio limpo e seco. Colocou-se o pequeno pedaço de sódio na cápsula e, imediatamente, cobriu-se com o vidro de relógio.
 Resultados e Discussão
Tabela 1: Resultado da fita de magnésio com a água destilada
	Material
	Aparência antes de Lixar
	Aparência após lixar
	Reação ao ser colocada com a água destilada e fenolftaleína
	Equação química
	
	Fita de magnésio
	Brilho metálico
	Perdeu o brilho
	Liberação do gás hidrogênio, e coloração rósea
	Mg(s) + 2H2O(L) → Mg(OH)2(aq) + H2
Tabela 2: Reação da fita de magnésio com HCL 1/1 (v/v)
	Material
	Reação ao ser colocada com o HCL
	Reação química
	
	
	
	Fita de magnésio
	Diluição da fita de magnésio e liberação de gás hidrogênio
	2HCl(l) + Mg(s) → MgCl2 + H2 (g)
Tabela 3: Reação da fita de magnésio com fogo, água destilada e fenolftaleína:
	Material
	Reação da fita de magnésio com o fogo
	Equação química após ser aquecida
	Reação com a água destilada e fenolftaleína
	Equação química com água destilada
	
	
	
	
	
	Fita de magnésio
	Entrou em combustão produzindo um brilho intenso e deixando óxido de magnésio (cinza).
	Mg(s)+ O2(g)+ calor∆→ MgO2(s)
	Hidróxido de magnésio, coloração rosada e formação de bolhas de gás.
	Mg + 2H2O → MgOH2 + H2
Tabela 4 : Sódio metálico ao ser cortado 
	Material
	Reação ao ser cortado
	
	
	Sódio metálico
	Foi adquirindo uma coloração escura
 
Tabela 5: Reação do sódio metálico com água destilada e fenolftaleína
	Material
	Reação ao sódio entrar em contato com água destilada e fenolftaleína
	Equação química
	
	
	
	Sódio metálico
	Diluição do sódio e coloração rosada
	2Na (s) + 2 H2O (l) ---› 2 NaOH (aq) + H2 (g)
Tabela 6: Reação do HCL ao aproxima-se da boca de um frasco de solução concentrada de amoníaco
	Material
	Reação
	Equação química
	
	
	
	HCL e amoníaco
	Formou-se cloreto de amônio e pó branco que surge por cima do tubo de ensaio.
	NH3 (g) +HCl (g) → NH4Cl (s)
 
Tabela 7: Reação de solução de hidróxido de sódio, fenolftaleína e corrente de gás carbônico:
	Material
	Reação do hidróxido de sódio com fenolftaleína
	Reação depois De passar a corrente de hidróxido de gás carbônico
	Equação química
	
	
	
	
	Fenolftaleína, hidróxido de sódio e gás carbônico.
	Coloração rosada
	a solução ficou incolor
	CO2(g)+ H2O(l)→H2CO3(l)
4.1) 
No primeiro experimento surgiu uma reação quando a fita de magnésio estava sendo lixada, pois foi observada a sua aparência, e esta tinha como característica um brilho metálico, e foi verificado que na fita houve modificação, pois após alguns segundos em contato com o ar o Magnésio foi perdendo seu brilho, devido à formação do óxido de magnésio. Observando a equação pode-se classificar a reação como uma síntese, já que o produto de duas sustâncias simples foi uma substância composta conforme demonstra a reação abaixo:
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
Uma segunda reação se deu quando essa mesma fita de magnésio foi colocada em um tubo de ensaio que tinha água destilada e três gotasde fenolftaleína. E assim, foi observado que formava bolinhas, ou seja, houve liberação do gás hidrogênio, e que em volta da fita lixada ficou rósea. Isso foi notado devido à presença da fenolftaleína, indicando que quando o Mg reagiu com a água resultou em uma solução de natureza básica, sendo esta uma reação de deslocamento conforme a reação abaixo:
Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(aq) + H2
4.2) No segundo experimento foi observado que a fita de magnésio começou a se decompor rapidamente notando-se a formação de bolhas, pois houve a liberação do gás hidrogênio e o magnésio reage com o ácido clorídrico “cedendo” seus elétrons para o cloro, pois este é mais eletronegativo formando assim, o cloreto de magnésio .
2HCl(l) + Mg(s) → MgCl2 + H2 (g)
Podemos chamar de oxi-redução a formação do cloreto de magnésio, pois, teve perda e ganho de elétrons por um átomo, ou seja, o magnésio na forma de Mg2+ doou elétrons para o cloro Cl-. Enfim, a reação para este experimento foi de deslocamento ou simples troca.
4.3) Quando foi colocado, com o auxílio da pinça, um pedaço de fita de magnésio na chama do bico de bunsen, rapidamente o magnésio entrou em combustão produzindo um brilho intenso e deixando uma cinza (óxido de magnésio),conforme demonstra a reação abaixo:
Mg(s)+ O2(g)+ calor∆→ MgO2(s)
Sendo o magnésio um metal extremamente reativo. Sua combustão também pode ser definida como uma reação de síntese ou adição, segundo a equação:
2Mg + O2 → 2MgO
Foi recolhido o produto em um tubo de ensaio contendo água destilada e algumas gotas da solução de fenolftaleína. Por o óxido de magnésio ser um óxido de metal alcalino terroso, faz com que seja reativo com água formando uma base. Como tem água suficiente para reagir, forma-se o hidróxido de magnésio, conseguindo então uma solução com uma coloração rosada. Houve também a formação de bolhas de gás, devido à liberação do gás hidrogênio. A reação de deslocamento ocorrida foi a seguinte:
Mg + 2H2O → MgOH2 + H2
4.4) O sódio metálico ao entrar em contato com ar reage formando uma coloração esbranquiçada devido à rápida formação de uma camada de óxido em suas superfícies. A superfície brilhante exposta do sódio rapidamente torna-se opaca quando este começa a reagir com o oxigênio do ar. Por este motivo, o sódio metálico é guardado sempre acondicionado em um solvente orgânico.
4.5) A elevada reatividade do sódio metálico revela-se aqui no contato com a água. Desta combinação resultam o hidróxido de sódio (que se dissolve na água) e o hidrogénio. O gás hidrogénio liberta-se na superfície de contato entre o sódio e a água com uma rapidez tal que faz do pequeno pedaço de sódio um mini-hovercraft.
A equação química correspondente é:
2 Na (s) + 2 H2O (l) ---› 2 NaOH (aq) + H2 (g)
Simultaneamente verifica-se um aumento acentuado de temperatura, o que por vezes provoca a ignição do hidrogénio. Este fato aliado ao carácter corrosivo do sódio metálico torna-a uma reação perigosa.
4.6) Quando aproximado o bastão de vidro molhado com HCl acima do frasco contendo solução de amoníaco, formou-se cloreto de amônio. O cloreto de amônio é formado quando amoníaco passa da solução para a atmosfera e reage com o ácido clorídrico, observado pelo pó branco que surge por cima do tubo de ensaio. A reação química observada é de síntese ou adição segundo a reação abaixo:
NH3 (g) +HCl (g) → NH4Cl (s)
4.7) Ao colocar a fenolftaleína na solução de hidróxido de sódio a solução adquiriu uma cor rosada caracterizando um meio básico devido à formação de íons OH- em decorrência da hidrólise do íon. A fenolftaleína é um indicador ácido-base. Os indicadores são compostos orgânicos naturais, que mudam de cor dependendo do PH do meio.
NaOH + fenolftaleína → rósea (meio básico )
Ao ser borbulhado com um canudo, passando uma leve corrente de gás carbônico (CO2), a solução ficou incolor perdendo o fenômeno básico. Observada essa mudança na coloração, conclui-se que o gás carbônico acidificou o meio tornando então a coloração incolor. Pois o gás carbônico liberado reagiu com a água, produzindo o ácido carbônico. Sendo esta uma reação de síntese ou adição:
CO2(g)+ H2O(l)→H2CO3(l)
NaOH(aq) +H2CO3(l)→ NaCO3+ H2O(l) incolor (meio ácido)
	
Conclusão.
Conclui-se que há vários métodos para a identificação e classificação das reações, como por precipitação, a mudança de cor etc. Observou-se a capacidade das substâncias se transformarem em outros compostos, devido a sua facilidade de reagir. Foi confirmado neste experimento que nas reações não há criação nem perda de massa, e sim uma transformação das substâncias reagentes em outras substâncias, afirmando assim, a lei da conservação, que diz que: “Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
Questionário
3.1 Faça um resumo dos tipos de reação química que você aprendeu nesta aula, dando um exemplo de cada um.
Síntese: O próprio nome já indica o que ocorre nestas reações, para formar uma nova substância
Exemplo: 2 Mg + O2 - 2MgO2
Análise: Esse tipo de reação é o inverso da reação de síntese.
Para realizar esse tipo de reação necessitamos sempre de um agente físico e para tanto a reação recebe nomes especiais:
Calor – Pirólise
Luz – Fotólise
Eletricidade – Eletrólise
Ex: CaCO3 – CaO + CO2
Deslocamento: Ocorre quando uma substância simples substitui outro átomo presente numa substância composta.
Ex: Na+AgNO3 – NaNO3 + Ag
Dupla-Troca: Essa reação ocorre entre duas substâncias compostas.
Ex: NaCl + AgNO3 – AgCl + NaNO3
Exotérmica e Endotérmica:
ΔH <0Libera Calor
ΔH>0 Absorve calor
3.2 Classifique e esquematize todas as reações estudadas.
Síntese:
Queima do Magnésio (2Mg + O2 → 2MgO)
Magnésio e Água (MgO + H2O → Mg(OH)2)
Hidróxido de sódio e gás Carbônico (NaOH(aq) + CO2(g) → NaHCO3(aq))
Análise:
Magnésio e ácido clorídrico (Mg + 2HCl → MgCl2 + H2)
Simples Troca:
Cobre e Nitrato de Prata (Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag)
Dupla troca:
Queima do Magnésio (2Mg + O2 → 2MgO)
3.3 Qual o significado das palavras exotérmico e endotérmico ? O que é água de cloro? E água de cal?
Exotérmico: é formada pela palavra grega exo, que significa “fora de” e therme, que quer dizer “calor”: liberação de calor. Endotérmica: é formada pela palavra grega endon, que significa “dentro” e therme, que quer dizer “calor”: absorvição de calor.
Água de cloro, é o nome da solução resultante quando o cloro o reage com a água formando HCl e HClO.
 Cl2 (g) + H2O (l) → HCl (aq) + HClO (q)
Água de cal é uma solução de hidróxido de cálcio em água. É obtida a partir da dissolução de óxido de cálcio Ca(OH)2 (cal extinta) e água ( H2O).
3.4 Na síntese do óxido de magnésio, você queimou este metal. Qual a substância química sem o qual as combustões não ocorreriam?
O gás oxigênio. Pois a combustão é uma reação entre uma substância qualquer e o oxigênio
3.5 O que é pirólise? E eletrólise?
Pirólise é a decomposição pela ação do calor e do fogo. A eletrólise é um processo eletroquímico, caracterizado pela ocorrência de reações de oxi-redução em uma solução condutora quando se estabelece uma diferença de potencial elétrico entre dois (ou mais) eletrodos mergulhados nessa solução.
 
3.6 Peça um pouco de água de cal e sopre com um canudinho dentro dela. Porque aparece uma turvação? O que é um precipitado? O que é uma reação de neutralização?
Aparece uma turvação porque se forma calcário. Um precipitado é uma substância insolúvel obtida pela reação de um reagente, que se separa de uma solução e se deposita no fundo do recipiente. Reação de neutralização é quando as reações se neutralizam. 
Ex: Ácido neutraliza base, e vice-versa.
Referências Bibliográficas
BROWN, T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. Tradução de Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
Russel, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª edição, São Paulo; Makron Books, 1994.