Aula pratica - REAÇÕES QUIMICAS_UFMT

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Profª Msc. Anna Carolina A. Ribeiro 
 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO 
QUIMICA GERAL 
DOCENTE: ANNA CAROLINA ARAÚJO RIBEIRO 
 
AULAS PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL I 
 
Discente: _______________________________________________________ 
 
AULA PRÁTICA N º 
ASSUNTO : REAÇÕES QUIMICAS 
 
OBJETIVOS: Observar as reações químicas em soluções aquosas entre compostos 
inorgânicos 
 
 
INTRODUÇÃO 
As reações químicas são transformações de substâncias em outras, através de uma 
redisposição dos átomos. As reações químicas são representadas por igualdades 
chamadas de EQUAÇÕES QUÍMICAS, que são formas abreviadas de descrever as 
transformações químicas e as condições em que ocorrem. A equação química possui 
dois membros: no primeiro membro da equação são colocadas as fórmulas das 
substâncias ou elementos (reagentes) e no segundo membro da equação as fórmulas das 
substâncias ou elementos produzidos pela reação entre os reagentes (produtos). Uma 
seta, colocada entre os dois membros da equação, índica que a reação é irreversível 
( ) e duas setas opostas indica que a reação é reversível ( ); essa seta dupla 
indica, também, que o sistema encontra-se em um estado de equilíbrio, ou seja, as 
concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes sob determinada 
condição de temperatura e/ou pressão. As equações químicas representam as reações 
químicas da maneira mais próxima possível da realidade e, desse modo, devem conter 
muitas informações tais como: variações de energia, meio em que se realizam, 
catalisadores etc. 
 
2.1 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS EM SOLUÇÕES AQUOSAS 
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Muitas reações que você vai encontrar no Laboratório de Química se passam em 
solução aquosa. Os químicos estão interessados nessas reações, não apenas por serem o 
caminho de chegada a produtos úteis, mas também porque são as reações que ocorrem 
nos vegetais e animais da Terra. Vamos examinar alguns padrões comuns das reações 
para ver quais podem ser as respectivas "forças motrizes"; em outras palavras, como se 
pode saber que, ao se misturarem duas substâncias químicas, haverá reação entre elas e 
a formação de um ou mais compostos novos? 
 
A- Classificação das reações químicas quanto as forças motrizes 
Quatro tipos importantes de processos provocam a ocorrência de reações, quando os 
reagentes se misturam em solução aquosa. 
 
1º. TIPO: REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO 
As reações de precipitação são aquelas em que os íons se combinam em solução para 
formar um produto de reação insolúvel. Exemplo: 
 
Equação geral: 
Pb(NO3)2 (aq) +2 KI (aq) Pbl2 (s) + 2 KNO3 (aq) 
 
Equação Iônica Líquida: 
Pb
2+
 (aq) + 2 l
-
 (aq) Pbl2 (s) (sólido amarelo) 
 
2o. TIPO: REAÇÕES ÁCIDO – BASE 
As reações ácido-base, são aquelas em que os íons H
+
 e OH
-
 combinam-se para formar 
água. Exemplo: 
 
Equação geral: 
HNO3 (aq) + KOH (aq) KNO3 (aq) + H2O (l) 
 
Equação iônica líquida: 
H
+
 (aq) + OH
-
 (aq) H2O 
(Esta é a equação iônica líquida de todas as reações entre ácidos fortes e bases) 
 
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3o. TIPO: REAÇÕES COM DESPRENDIMENTO DE GÁS 
As reações com desprendimento de gás são aquelas em que os reagentes se combinam 
em solução para formar um produto de reação que se desprende na forma de gás. Como 
exemplos mais comuns tem-se as reações envolvendo, principalmente, carbonatos de 
metais e ácidos, com formação do ácido carbônico, H2CO3, como produto o qual, na 
maioria das vezes, se decompõe em H2O e CO2. O dióxido de carbono é o gás que se vê 
borbulhar durante a reação. 
 
Exemplo: 
Equação geral: 
NiCO3 (s) + 2 HNO3 (aq) Ni(NO3)2 (aq) + H2CO3 (aq) 
H2CO3 (aq) CO2 (g) + H2O 
 
Equação iônica líquida: 
NiCO3 (s) + 2H
+
 (aq) Ni
2+
 (aq) + CO2 (g) + H2O (l) 
 
4o. TIPO: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO–REDUÇÃO (OXI–REDUÇÃO) 
As reações de oxidação–redução são aquelas em que o processo importante é a 
transferência de elétrons de uma substância para outra. Exemplo: 
 
Equação geral: 
Cu(s) + AgNO3 (aq) CuNO3 (aq) + 2Ag(s) 
 
Equação iônica líquida: 
Cu(s) + 2Ag
+
 (aq) Cu
2+
(aq) + 2Ag(s) 
 
B- Classificação das reações químicas quanto aos seguintes itens: 
 
I ) LIBERAÇÃO OU ABSORÇÃO DE CALOR 
As reações podem ser classificadas quanto `a absorção ou liberação de calor em: 
ENDOTÉRMICAS, quando ocorrem com a absorção de calor do meio ambiente, e 
EXOTÉRMICAS, quando liberam calor para o meio ambiente. 
 
II) QUANTO À VELOCIDADE 
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As reações podem ser classificadas em RÁPIDAS ou INSTANTÂNEAS e LENTAS 
quando levam horas, meses ou anos para ocorrer. 
 
III) QUANTO À REVERSIBILIDADE 
As reações podem ser REVERSIVEIS, quando não se completam e podem ocorrer no 
sentido inverso pela variação da concentração de reagentes e produtos, temperatura, etc. 
e IRREVERSIVEIS, quando ocorrem completamente. 
 
MATERIAIS 
13 Tubos de ensaio 
Conta-gotas 
Papel de filtro 
Funil de vidro 
Manta de aquecimento 
Bastão de vidro 
pipeta 
 
REAGENTES 
ácido clorídrico diluído (0,1 mol/L) 
solução de nitrato de prata (0,1 mol/L) 
sulfato de cobre 
solução de hidróxido de sódio 4mol/L 
solução de nitrato de chumbo 
solução de sulfato de sódio 
solução de iodeto de potássio 
solução de iodato de potássio 
HCl concentrado 
ácido clorídrico 4 mol/L 
óxido de cálcio (cal viva) 
água destilada. 
fenolftaleína. 
magnésio metálico 
zinco metálico 
fio de cobre 
bicarbonato de sódio 
 
 
PROCEDIMENTO 
Todas as reações devem ser feitas em tubos de ensaio. 
Quando houver a necessidade de aquecimento utilize tubos de ensaio pirex. 
Observe todas as soluções dos reagentes desse experimento, contidas em frascos conta-
gotas colocadas sobre a bancada do laboratório. 
Leia com atenção o rótulo de cada solução, antes de misturar os reagentes. 
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Procure seguir as instruções abaixo anotando as mudanças detalhadamente em seu 
caderno de laboratório. 
Para cada reação use 10 gotas de solução, exceto quando houver outra especificação. 
Observe o que ocorre nas reações: precipitação, desprendimento de gás, mudança de 
coloração, aquecimento ou resfriamento do tubo, etc. 
 
1. Coloque em um tubo de ensaio, ácido clorídrico diluído (0,1 mol/L) + solução de 
nitrato de prata (0,1 mol/L). Observe. 
Equação: 
 
2. Filtre a mistura obtida no item 1 pela utilização de um pequeno funil de vidro 
contendo papel de filtro dobrado, sobre o tubo de ensaio Nº 2; após a filtração deixe o 
sistema montado no mesmo local, de modo que o resíduo obtido no papel de filtro 
(Cloreto de Prata) fique exposto à luz; depois de algum tempo observe a mudança de 
sua coloração. 
Equação: 
 
3. Coloque em um tubo de ensaio, solução de sulfato de cobre + solução de hidróxido 
de sódio. Observe. 
Equação: 
 
4. Coloque em um tubo de ensaio, solução de nitrato de chumbo + solução de sulfato de 
sódio. Observe. 
Equação: 
 
5. Coloque em um tubo de ensaio, solução de nitrato de chumbo + solução de iodeto de 
potássio. Se nada for observado à frio, aqueça com cuidado e observe. 
Equação: 
 
6. Coloque em um tubo de ensaio, soluçãode nitrato de chumbo + solução de ácido 
clorídrico diluído. Se nada for observado, acrescente 2 gotas de HCl concentrado, que 
está na CAPELA. 
Equação: 
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7. Coloque em um tubo de ensaio, 2 mL (40 gotas) de ácido clorídrico 4 M + 2 mL (40 
gotas) de hidróxido de sódio 4 M. Observe. 
Equação: 
 
8. Coloque em um tubo de ensaio, aproximadamente 1 grama (uma ponta de espátula) 
de óxido de cálcio (cal viva) e adicione água. Agite e espere decantar. Transfira o 
líquido sobrenadante para outro tubo de ensaio. Adicione duas gotas de fenolftaleína. 
Equação: 
 
9. Com o auxilio de uma pinça metálica, queime um pedaço de magnésio metálico – 
CUIDADO: AO QUEIMAR O Mg VOCÊ DEVE EVITAR OLHAR DIRETAMENTE 
PARA A CHAMA BRILHANTE. Coloque o metal + o pó branco formado num tubo de 
ensaio e adicione algumas gotas de água e, em seguida, duas gotas de fenolftaleína. 
Equação: 
 
10. Coloque em um tubo de ensaio, um pedaço de zinco metálico e adicione 
aproximadamente 10 gotas de acido clorídrico diluído (0,1 mol/L). Se nada for 
observado, acrescente 2 gotas de HCl concentrado, que está na CAPELA 
Equação: 
 
11. Coloque em um tubo de ensaio aproximadamente 40 gotas de solução de nitrato de 
prata e mergulhe um fio de cobre bem fino enrolado ou em espiral. Observe. 
Equação: 
 
12. Coloque em um tubo de ensaio, um pouco de bicarbonato de sódio (ponta da 
espátula) sólido e adicione gotas de acido clorídrico diluído. Observe 
Equação: 
 
13. Coloque em um tubo de ensaio, aproximadamente 10 gotas de solução de iodato de 
potássio + 10 gotas de solução de iodeto de potássio e uma gota de acido clorídrico 
diluído. Observe. 
Equação: 
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PARA O RELATÓRIO 
Pesquise e escreva a equação química balanceada correspondente a cada reação. 
Pesquise e escreva a equação iônica quando for caso. 
Explique o porque da alteração de cor, temperatura, precipitado, liberação de gás e 
etc. em cada uma das reações.