Reaçoes Quimicas 17 11

Prévia do material em texto

Universidade Federal do Pará 
Instituto de Ciências Exatas e Naturais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reações Químicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belém/Pará 
2017 
2 
 
Equipe 
Luis Eduardo de C. Maciel 
Felipe Pinheiro da S. Junior 
Tadeu Barroso 
 Ytalo Cassio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório da Aula Pratica Nº4 
Reações Químicas 
 
 
 
Relatório da equipe 01 apresentado 
ao Prof. Dr. Erivan Souza Cruz – 
Faculdade de Química - do curso de 
Química Geral e Experimental, 
turma 02. 
 
 
 
 
 
 
Belém-PA 
2017 
3 
Sumário 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sumário ............................................................................................................... 03 
1. Resumo e Objetivo..........................................................................................04 
2. Introdução........................................................................................................04 
2.1. Tipos de reações.................................................................................05 
3. Descrição Experimental ............................................................................ 06-09 
4. Resultado e Discussão...............................................................................09-14 
 4.1 Simples Troca...............................................................................09-11 
 4.2 Dupla Troca..................................................................................12-13 
 4.3 Oxidação Redução............................................................................13 
 4.4 Reações Endotérmicas e Exotérmicas........................................13-14 
5. Conclusão.........................................................................................................14 
6. Referências bibliográficas ............................................................................ 14 
4 
1. Resumo 
 
 
Este relatório vem discutir o pratica de observação de reações químicas 
ocorridas em laboratório, as informações que serão citadas neste trabalho estarão 
relacionadas com reatividade dos metais e os produtos formados dessas reações. 
Há soluções que dependendo de potencial reativo pode se precipitar ou não em um 
determinado meio, outras as quais não reagem por conta da natureza de elementos 
em estado natural, e aquelas em que seu processo de reação apresenta caráter 
exotérmico ou endotérmico. Tais processos serão analisados mais adiante. 
 
Objetivos: Conhecer e realizar alguns tipos mais comuns de reações químicas e 
suas equações, observando os fatos que evidenciam a ocorrência delas. 
 
 
2. Introdução 
 
Uma reação química é a transformação da matéria onde ocorrem mudanças 
qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, 
resultando em um ou mais produtos. É o processo onde uma substância é 
transformada em outra (ou outras). Envolve mudanças relacionadas à alteração nas 
conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies 
reagentes ou ainda na conversão do tipo de energia entre dois tipos de isômeros. A 
maneira de preparar a solução para a análise depende da natureza da amostra e do 
método a ser usado na determinação do constituinte desejado. Portanto, cada 
reação química tem suas condições próprias que devem ser satisfeitas para que 
seja possível obter a sua realização. 
 
Essas reações podem ser representadas através de equações, usando 
símbolos e números para descrever, respectivamente, os nomes e proporções das 
diferentes substâncias presentes numa reação química. Essas equações são de uso 
universal, podendo ser usadas em qualquer lugar do mundo da mesma forma, nelas 
os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação, enquanto que os 
produtos são colocados à direita. Uma reação muito comum é a que envolve as 
substâncias inorgânicas como: os ácidos, bases, sais e óxidos. Uma das mais 
utilizadas e observadas são a reação de neutralização podendo ser total ou parcial 
no qual envolve um ácido e uma base e seus respectivos produtos serão 
5 
teoricamente um sal e água. 
 
 
2.1. Tipos de Reações 
 
De acordo com o número de substâncias que reagem e que são produzidas, as 
reações podem ser classificadas como: 
 
Reação de síntese: são aquelas representadas genericamente por uma do tipo 
A + B → AB, onde AB podem ser substâncias simples ou compostas, formadas a 
partir da combinação dos seus reagentes. Porém quando os reagentes são simples 
denominamos reação de síntese total, quando pelo menos um dos reagentes é 
composto chamamos de síntese parcial; 
 
Reação de análise ou decomposição: são aquelas em que uma única 
substância é decomposta em duas ou mais substâncias distintas, sendo 
representado genericamente por uma equação do tipo AB → A + B, onde AB pode 
ser substância simples ou composta. Essas por sua vez são divididas em três tipos: 
pirólise, eletrólise e fotólise que são provocadas por calor, eletricidade e luz 
respectivamente; 
 
Reação de deslocamento ou simples troca: se caracteriza por uma oxirredução. 
São aquelas nas quais uma substância simples reage com uma substância 
composta, originando uma substância simples e outra composta, são representadas 
genericamente por uma equação do tipo A + BC → AC + B, em que o elemento A é 
mais reativo que o seu íon correspondente, onde BC e AC são substâncias 
compostas, enquanto A e B são substâncias simples. 
 
Reação de dupla troca: ocorrem entre duas substâncias compostas. Nestas 
reações, conforme ilustra a equação genérica A+B- + C+D- → AD + BC, duas 
substâncias trocam entre si dois elementos: os extremos unem-se entre si, 
ocorrendo o mesmo com os elementos centrais por consequência da oposição das 
cargas de cada elemento. O resultado dessa reação sempre apresentará a formação 
de um produto insolúvel (sal ou base), ou um produto gasoso (ácido ou base) ou um 
produto menos ionizado (ácido ou água). 
6 
3. Descrição Experimental 
 
Materiais Utilizados: Tubo de Ensaio, Pipeta. 
 
3.1. Reações de deslocamento ou simples troca 
Reagentes Utilizados 
1º Pó de Zinco, Ácido Clorídrico (HCl); 
2º Fibra de Ferro (Palha de Aço), Sulfato de Cobre (CuSO4); 
3º Magnésio e Ácido Sulfúrico (H2SO4); 
4º Pó de Cobre e Ácido Clorídrico (HCl). 
 
 Pratica 1: A primeira reação foi a mistura de pó de zinco mais ácido clorídrico, 
foi colocado uma amostra de zinco num tubo de ensaio e adicionado 1 ml de HCl. 
Percebeu-se a liberação de gás saindo da amostra de zinco precipitada no fundo 
do tubo de ensaio. 
 
 Pratica 2: Os reagentes utilizados foram palha de aço e sulfato de cobre; foi 
colocada uma amostra de palha de aço dentro de um tubo de ensaio e em seguida 
foram adicionadas 30 gotas de CuSO4. Após um tempo a palha de aço passou a 
apresentar uma coloração vermelho vinho, e a cor do CuSO4 passou de azul para 
transparente. 
 
 Pratica 3: Para o terceiro experimento foram utilizados magnésio e ácido 
sulfúrico, misturados em um tubo de ensaio; houve a liberação de gás hidrogênio, 
mas logo em seguida voltou a ser transparente, foi notado também um aumento 
na temperatura, o que indica que a reação é exotérmica. 
 
 Pratica 4: No quarto experimento os reagentes foram cobre e ácido clorídrico, 
misturados em um tubo de ensaio; foi utilizado um pouco de pó de cobre seguido 
de 30 gotas de HCl. Após a mistura não foi observado nada, nenhuma mudança 
de cor ou qualquer coisa que indicasse uma reação química. 
 
7 
3.2. Reações de dupla troca 
Reagentes Utilizados 
1º Nitrato de Magnésio [Mg(OH3)2] e Hidróxidode Sódio (NaOH); 
2º Nitrato de Magnésio [Mg(OH3)2] e Sulfato de Cobre (CuSO4); 
3º Carbonato de Cálcio (CaCO3) e Ácido Clorídrico (HCl); 
4º Cloreto de Bário (BaCl2) e Ácido Sulfúrico (H2SO4). 
 
 Pratica 1: O primeiro experimento de dupla troca teve como reagentes nitrato 
de magnésio e hidróxido de sódio; em um tubo de ensaio foram colocadas 20 de 
gotas de solução 0,1 M de Mg(NO3)2, logo em seguida foi adicionado, gota a gota, 
solução de NaOH. A solução ficou mais turva e concentrada, ouve o aparecimento 
de um precipitado. 
 
 Pratica 2: O segundo experimento foi feito utilizando-se nitrato de magnésio e 
sulfato de cobre; assim como o primeiro experimento, foram colocadas 20 de gotas 
de solução 0,1 M de Mg(NO3)2 no tubo de ensaio e adicionado, gota a gota, a 
solução de sulfato de cobre. Não ocorreu reação. 
 
 Pratica 3: No terceiro experimento foram utilizados como reagentes o 
carbonato de sódio e ácido clorídrico; foi depositado no tubo de ensaio um pouco 
de CaCO3 sólido e adicionado, gota a gota, solução de HCl. Um gás foi liberado 
da reação, mais especificamente o gás carbônico (CO2). 
 
 Pratica 4: Para o quarto experimento foram utilizados cloreto de bário e ácido 
sulfúrico; foram colocadas 20 gotas de solução 0.1 M de BaCl2 e adicionada, gota 
a gota, solução de ácido sulfúrico. Observou-se que ocorreu mudança de 
cor, passando do incolor para uma cor esbranquiçada e a formação de um 
precipitado branco. 
 
3.3. Reações de oxidação-reação 
Reagentes Utilizados: Iodeto de potássio (KI), Cloreto Férrico (FeCl4) e Clorofórmio 
(CHCl3) 
8 
 Pratica 1: No experimento foram utilizados iodeto de potássio, cloreto férrico e 
tetracloreto de carbono; foram colocados no tubo de ensaio 20 gotas de solução 
0,1 M de KI em 1 mL de água destilada, depois foram adicionadas 20 gotas de 
solução de FeCl3 e adicionado CCl4 e agitado. 
 
 3.4. Reações endotérmicas e exotérmicas 
Reagentes Utilizados: Cloreto de amônio (NH4Cl) e Hidróxido de Sódio (HNO3) 
 
 Pratica 1: Os reagentes utilizados nesse experimento são cloreto de amônio e 
hidróxido de sódio; foi colocada em um tubo de ensaio uma amostra de NH4Cl 
sólido, depois foram adicionados 2 ml de HNO3 concentrado. Observou-se a 
formação de um precipitado e o esfriamento do tubo de ensaio, caracterizando 
assim a reação como endotérmica.
 
Imagem 1: Foto dos tubos de ensaios contendo os experimentos, em ordem da direita para a esquerda, números de 
color vermelha fazem parte dos experimentos de simples troca. Números de color azul fazem parte dos de dupla 
troca. 
 
9 
 
 
Imagem 2: Foto dos tubos de ensaios contendo os experimentos, em ordem da direita para a esquerda. Números de 
color azul fazem parte dos de dupla troca. Números de cor verde faz parte do experimento de oxidação-reação. 
Números de cor amarela fazem parte do experimento de reações Exotérmicas e Endotérmicas. 
 
4. Resultados e Discussão 
 
4.1. Simples Troca 
 
Comumente se estabelece na Química Inorgânica uma regra em relação a 
reações entre ácidos e metais. Essa regra sugere que: metais reagem com ácidos, 
liberando gás hidrogênio. Entretanto, tal regra torna-se válida quando se tem um metal 
mais reativo do que o hidrogênio, conforme a ordem de reatividade mostrada abaixo: 
10 
 
Imagem 3: tabela de reatividade dos metais 
 
Na primeira pratica das reações de simples troca observamos o zinco em pó 
reagendo com ácido clorídrico (HCl) no qual houve a liberação de gases isso é 
devido o zinco ser mais reativo que o hidrogênio, logo, pode reagir com ácidos e 
descolar esse elemento em forma gasosa. Segundo a equação: 
 
 Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 
 
Na segunda pratica observou-se que a palha de aço assumiu a coloração 
vermelho vinho e a solução de sulfato de cobre de azul ficou transparente, 
podemos concluir que houve uma reação de oxirredução do ferro em solução 
de sulfato de cobre. Segundo a equação: 
 
11 
 
Observe que o ferro metálico (Fe(s)) perde dois elétrons e se transforma 
no cátion Fe2+(aq), que fica na solução aquosa. Dizemos que o ferro sofreu uma 
oxidação, isto é, perdeu elétrons e seu número de oxidação (Nox) aumentou 
(porque os elétrons têm carga negativa). 
 
Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e- 
 
Ao mesmo tempo, o cátion cobre Cu2+ (aq), que estava presente na solução 
aquosa, recebeu esses dois elétrons transferidos do ferro e passou a ser cobre 
metálico Cu (s). Os cátions Cu2+ (aq) eram responsáveis pela coloração azul da 
solução. Assim, à medida que eles vão sendo consumidos, a solução torna-
se incolor. O metal cobre formado deposita-se sobre o prego e forma a 
camada de cor avermelhada mencionada. 
 
Na terceira pratica temos magnésio em pó e ácido sulfúrico (H2SO4) 
utilizando a tabela de reatividade química vemos que o magnésio é mais 
reativo que o hidrogênio com isso irá reagir com o ácido e liberar gás 
hidrogênio, segundo a equação: 
 
Mg(s) + H2SO4 (aq) → Mg (SO4) (s) + H2 (g) 
 
Na quarta pratica utilizamos cobre metálico e ácido clorídrico onde não se observou 
nenhuma reação isso deve ao cobre isto se deve ao fato do cobre ser um metal nobre 
e com isso está situado a direita do hidrogênio na tabela de reatividade, com o cobre 
não reage de maneira espontânea ao ser colocado em contato com ácido. Segue a 
equação: 
 
Cu + HCl → não há reação 
 
 
 
12 
4.2. Dupla troca 
 
Visualmente falando, dizemos que uma reação de dupla troca entre sais 
ocorreu se um ou os dois sais formados no processo forem praticamente insolúveis 
em água. Isso acontece porque, quando esse tipo de sal é formado, é possível 
visualizar um material sólido no recipiente em que a reação aconteceu. É importante 
conhecer a tabela de solubilidade de sais para que seja possível prever se a reação 
de dupla troca entre sais ocorrerá visualmente falando ou não. Veja a tabela de 
solubilidade dos sais: 
 
Imagem 4: tabela de solubilidade de sais. Os sais podem ser solúveis ou praticamente insolúveis. 
 
No primeiro experimento foi utilizado nitrato de magnésio e hidróxido de sódio 
no qual houve a reação formando uma solução com aparência leitosa, a mistura é 
solúvel em água segundo a tabela de solubilidade. Segundo a equação: 
 
Mg(OH3)2 + NaOH → Na(OH3)2 + MgOH 
 
No segundo experimento foi utilizados o nitrato de magnésio e o sulfato de 
cobre onde não houve reação, pois, o cobre não é um metal reativo. Segue a 
equação: 
 
Mg(OH3)2 + CuSO4 → sem reação 
 
No terceiro experimento foi utilizado carbonato de cálcio e ácido clorídrico 
onde houve uma reação, observou-se a formação de bolhas de dióxido de carbono 
e dentro foi possível perceber um pó branco que é o carbonato de cálcio. Segundo 
a equação: 
13 
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → H2O(l) + CO2(g) + CaCl2(aq) 
 
O gás dióxido carbono libertado é testado nesta atividade, fazendo-o 
borbulhar numa solução saturada aquosa de hidróxido de cálcio (água de cal). 
Quando se faz borbulhar dióxido de carbono em água de cal, forma-se um 
precipitado leitoso de carbonato de cálcio. A reação química entre o dióxido de 
carbono e a água de cal pode ser traduzida pela seguinte equação química: 
 
Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) → CaCO3 (s) + H2O (l) 
 
No quarto experimento utilizou-se cloreto de bário e ácido sulfúrico onde 
houve reação, observou-se formação de um sal o sulfato de bário e ácido clorídrico. 
O sal precipitou e por ser solúvel se misturou a solução deixando ela com uma 
característica leitosa. Segundo a equação. 
 
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2HCl 
 
4.3. Oxidação-Redução 
 Utilizou-se iodeto de potássio, cloreto férricoe clorofórmio, segundo a 
equação: 
 
2KI(aq) +2FeCl3(aq) + CHCl3 → 2KCl + 2FeCl2 + I2CHCl3 
 
Na reação acima foi observado que o iodo presente na reação sofre oxidação; 
enquanto que o ferro sofre redução. A reação resultou numa solução com duas 
fases, no qual a fase de menor densidade, de coloração amarelada, é o produto 
formado FeCl2, enquanto que a fase mais densa, de cor roxa, é o produto formado 
I2CHCl3. 
 
4.4. Reação Exotérmicas e Endotérmicas 
 
 Utilizou-se o cloreto de amônia e o hidróxido de sódio. Segundo a equação 
 
NaOH + NH4Cl → NH4Cl + NaCl 
 
14 
Após reação observou-se mudança de cor, de incolor para turvo, devida à 
formação de precipitado e por meio do tato soube-se que a reação é endotérmica, 
pelo resfriamento do tubo de ensaio. 
 
 
5. Conclusão 
 
 
De acordo com os experimentos realizados, foi possível concluir que as 
reações químicas são processos nos quais uma ou mais substâncias se combinam 
e reagem, podendo fazer com que haja o surgimento de novas substâncias. Foram 
analisadas reações de simples troca ou deslocamento, dupla troca, oxidação-
redução e reações endotérmicas e exotérmicas e, a partir da realização dessas 
reações, constatou-se que reações químicas ocorrem por diversos motivos como 
por dissociação de íons ou transferência de elétrons, por exemplo, e que cada uma 
tem suas particularidades no que diz respeito às suas propriedades físicas e 
químicas. Foi constatado também que, durante a realização das reações, os 
indicadores como mudança de cor, formação de precipitado, liberação de gases e 
variação de temperatura, mostram, de fato, que houve uma reação química, 
alcançando, assim, os objetivos posteriormente traçados para a prática. 
 
6. Referências bibliográficas 
 
 
a. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 
5ª edição, Atkins, Peter, Jones,Loretta, Bookman, 2011. 
 
b. Química Geral e as Reações Químicas – Vol 1º, 9ª edição, Kotz, John, 
Cengage Learning, 2015. 
 
c. Experimentos de Química. Em Microescala, com Materiais de Baixo Custo e 
do Cotidiano – livro apostila, Cruz.Roque, Filho.G.Emilio, 2004 
 
d. Química - A Ciência Central -13ª edição, Lemay Jr.,H. Eugene, 
Bursten,Bruce E. Brown,Theodore,E, Pearson, 2017.