Relatório de Química - reações quimicas

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Instituto Federal do Ceará - IFCE
Relatório de Química – Reações Químicas 
Samuel Melo Costa
SOBRAL – 2012
RESUMO
Relatório laboratorial com o objetivo de determinar o rendimento de algumas reações químicas e determinar o que foi ocorrido depois da reação. Com Técnicas de medidas precisas de massas e de separação de misturas e ferramentas e técnicas utilizadas para realizar as reações. 
SUMÁRIO
1 – INTRODUÇÃO DO RELATÓRIO___________________________	3
2 – PARTES EXPERIMENTAIS_______________________________	3
2.1 PRIMENRA REAÇÃO____________________________________	3
2.2 SEGUNDA REAÇÃO____________________________________	4
2.3 TERCEIRA REAÇÃO____________________________________	5
2.4 QUARTA REAÇÃO______________________________________	5
2.5 OUTRAS REAÇÕES_____________________________________	6
2.5.1 REAÇÃO I____________________________________________	6
2.5.2 REAÇÃO II___________________________________________	6
2.6 MÁTERIAIS E EQUIPAMENTOS___________________________	6
3 – RESULTADOS E DISCUSSÕES___________________________	7
4 – CONCLUSÃO__________________________________________7
5 – REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS_________________________	8
1 – INTRODUÇÃO DO RELATÓRIO
	Reação química é quando á uma mudança na composição química de um composto, resultando em um ou mais produtos. E envolve mudanças nas ligações entre os átomos e íons, na geometria das moléculas. 
	Elas estão sempre presentes em nossas vidas como, por exemplo, quando vamos preparar o café da manhã, estamos realizando uma reação química, pois o gás fogão reage com o oxigênio do ar para produzir o calor que utilizamos para cozinhar os alimentos.
	As reações químicas costumam ocorrer acompanhadas de alguns efeitos que podem dar uma dica do que pode estar acontecendo. Como saída de gases, formação de precipitado, mudança de cor e alterações de temperatura.
	Existem quatro tipos de reações químicas: reação de síntese ou combinação direta, Reação de decomposição, reação de simples troca, e reação de dupla troca.
2 – PARTES EXPERIMENTAIS
	Lista se abaixo as reações realizadas no laboratório, forma de realizá-los e lista de materiais utilizados.
2.1 PRIMEIRA REAÇÃO
	A primeira reação foi a reação entre o k2Cro4 + BaCl2 (cromato de potássio + clorato de bário) que resultou em 2kCl + BaCrO4 (cromato de bário) sendo esse um precipitado.
	O primeiro passo realizado foi o de pesar 0,8g de k2Cro4 e 0,6g de BaCl2 em uma balança de precisão. Depois deve pegar dois béqueres com 250 ml de água e depois adicionar em um 0,8g de k2Cro4 e 0,6g de BaCl2 no outro e ambos foram agitados com um bastão de vidro. Depois disso foram misturadas as duas substâncias.
	Depois dessa mistura observa-se que a mistura ficou com um tom amarelado, e deixando a reação agir por mais tempo, nota-se que surgirá um precipitado no fundo.
	Feito isso se deve retirar esse precipitado e pesá-lo na balança de precisão. Para isso devemos usar um papel filtro e um funil para poder reter todo o precipitado. Depois deve se pesar o filtro com o precipitado. Obtivemos 1,64 g, que sabemos que o peso do papel filtro é aproximadamente 1g então tivemos 0,64 gramas de precipitado que é o BaCro2 (cromato de bário).
Equação:
k2Cro4		+	BaCl2		→	2kCl	+	BaCrO4↓
0,8g	 		0,6g
250 ml 		250 ml
MM = 194,19 	MM = 207,3
Reagente em excesso e o limitante:
194,19 → 207,3
 0,8 → X
x = 0,85g (reagente limitante)
Rendimento:
Peso da substância – Peso do filtro = Peso total
Peso total = 1,64g
Peso do filtro de papel = 1g
Portanto o peso da substância = 0,64g
2.2 SEGUNDA REAÇÃO
	Esta reação mostra o que acontece quando se faz uma solução de NaOH + h2O.
	Para se realizar essa reação adicionamos uma pequena quantidade de NaOH em um béquer com 90 ml de H2O e depois em um balão volumétrico com 250 ml de H2O.
	A reação do hidróxido de sódio libera energia em forma de calor sendo assim uma dissociação exotérmica, ou seja, essa energia liberada é a diferença que ela tinha antes da dissociação e a energia que fica depois de dissociado, com isso o béquer que continha a substância acaba esquentando.
Equação:
NaOH		+	H2O	↔	Na+(ag)		+	OH-(ag)
Cálculo da solução a 0,1M:
 
2.3 TERCEIRA REAÇÃO
	Nessa reação usamos o CuSO4 + 5H2O que foi realizada da seguinte maneira:
	Foi se levado em direção a bico de gás um pedaço de CuSo4 (sulfato cúprico). Com o aquecimento da substância levou a água combinada com o sulfato de cobre a evaporar, desidratando assim o sal. Assim faz com que ele mude de cor de azul pra branco. 
Equação:
CuSO4	+	5h2O	→	CuSO4	+	H2O↑
(Azul)					(Branco)
2.4 QUARTA REAÇÃO
	Já nesta reação usamos o nitrato de AgNO3 + NaCL (nitrato de prata + Cloreto de sódio).
	Pegou se 72g de AgNO3 e adicionou em um béquer com 15 ml de agua, e 0,68g de NaCL também foi adicionado em um béquer com 15 ml de H2O. Os líquidos foram misturados na mesma recipiente e usou se um bastão de vidro para agitar a mistura. Percebeu se que o liquido contido passou a ter uma coloração branca. 
Equação:
AgNO3 + NaCL → AgCl↓ + NaNO3.
2.5 OUTRAS REAÇÕES
2.5.1 REAÇÃO I
	Reação entre o Zn (Zinco metálico) e o HCl (ácido cloridrico).
	Colocou-se o Zn no béquer e adicionou-se o HCl, o zinco ao ser colocado em contato com acido se dissolveu é possível ver bolhas de gás de hidrogênio quando ocorrem .
Equação:
Zn + HCl → ZnCL2 + H2
2.5.2 REAÇÃO II
	Nessa reação entre o Na e H2O. Pega se um pequeno recipiente com agua e fenolftaleína, e logo em seguida coloca se sódio metálico. Observa se que o sódio metálico desaparece, e a mudança da coloração para rosa. Essa reação é extremamente exotérmica, que libera muito calor e inflama o gás hidrogênio que é liberado na reação. Isso explica a explosão que acontece quando se joga um pedaço de sódio na água.
2.6 MATERIAIS E EQUIPAMENTOS
1. Béquer
2. Balão Volumétrico 
3. Papel filtro
4. Bico de Bunser ou bico de gás
5. Bastão de vidro
6. Balança de precisão
7. Funil
3 – RESULTADOS E DISCUSSÕES
A primeira reação teve como característica logo após as misturas dos dois compostos a mudança de cor para uma cor amarelada e formação de precipitado que também apresenta uma cor amarelada.
Na segunda reação ocorreu uma liberação de energia que fez com que a mistura liberasse calor.
Há uma mudança de cor na terceira reação que com o aquecimento fez com que o sulfato de cobre evapore, e assim faz com que ele mude de cor de azul pra branco. 
A quarta reação que foi feita entre o AgNO3 + NaCL ouve uma mudança de cor para branco e teve um principio de precipitação.
As outras duas ultimas reações uma delas que foi a do Zn (Zinco metálico) e o HCl (ácido clorídrico) ocorreu liberação de gás notado quando foi possível ver bolhas de hidrogênio. A outra entre o Na e H2O é uma reação extremamente exotérmica pelo fato de liberar muita energia e algumas explosões quando se joga sódio na água. 
Em algumas das reações poderia ter havido algumas alterações dos resultados, por exemplo, ficar restos de precipitado no béquer, bastão de vidro ou até mesmo respingos no momento da filtração entre outros. 
4 – CONCLUSÃO
	Concluímos que para obter melhores resultados, é necessário ter o máximo de eficiência em obter um precipitado puro e com poucas perdas no processo para que não fique uma diferença muito grande entre o resultado obtido e o resultado obtido nas equações, e assim termos os resultados da experiência próximos ao das equações. Os processos desenvolvidos propiciaram um melhor entendimento sobre uma reação de precipitação. Os resultados experimentais obtidos se aproximaram significativamente dos resultados teóricos esperados, possuindo ainda sim uma pequena margem de erro causada por perdas no processo.
5 – REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
Russel, J.B. Química Geral. Trad. de G. Vicentini. São Paulo, Mc Grow Hill, 1982