Relatório QGE2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
DISCIPLINA – Química Geral Experimental - Turma: PE1
Prof. Renata
 Alunos: Leonardo Patrick Pereira Gonçalves
 Fabrício Dantas da Silva Durval
Data da prática: 12/09/2017
Roteiro 2-Reações químicas
Belo Horizonte
2º semestre 2017
Introdução
Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à mudança nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na Inter -conversão entre dois tipos de isômeros. Resumidamente, pode-se afirmar que uma reação química é uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita.
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, indica que a reação é irreversível e duas setas opostas indica que a reação é reversível; essa seta dupla indica, também, que o sistema se encontra 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.
Tipos de reações
Reações de precipitação:
As reações de precipitação caracterizam-se pela formação de um precipitado (sólido) - que é um sólido pouco solúvel - a partir de uma solução aquosa de duas substâncias. Resumindo, quando se juntam duas soluções aquosas de duas substâncias diferentes formam-se novas substâncias, e uma delas é menos solúvel e precipita:
Ag+ (aq) + Cl - (aq) => AgCl (S)
Reações com mudança de coloração:
Essa alteração física geralmente é resultado de reações em que há transferência de elétrons (oxirredução), ocorrendo a formação de cátions que fornecem a cor característica. Por exemplo, uma solução aquosa de sulfato de cobre II é azul porque possui os cátions cobre (Cu2+). Outro exemplo é a queima dos fogos de artifício, que usa sais de diferentes cátions para originar o efeito colorido que é visto.
Fe3+ (aq) + 6CNS- (aq) => [Fe(CNS)6]3- (aq)
Amarelo incolor vermelho
Reações com desprendimento de gás:
Reações onde há o desprendimento de gás, em geral com cheiro característico.
S-2 (aq)+ 2H +(aq) => H2S (g)
Reações que envolvem absorção ou emissão de energia:
Reações que envolvem emissão de energia, seja ela na forma de luz, calor ou eletricidade.
2AgCl (s) => 2Ag (s) + Cl2(g) 
Reações de oxirredução:
As reações de oxirredução são aquelas em que ocorre transferência de elétrons de uma espécie química para outra, sendo que o átomo ou íon que recebe elétrons tem a sua carga ou número de oxidação (Nox) diminuindo, e dizemos que ele sofreu uma redução. Por outro lado, a espécie que perde os elétrons, sofre oxidação, tendo o seu Nox aumentado.
Cu(s) + HNO3(aq) → Cu (NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(l)
Objetivo
A prática tem por objetivo mostrar alguns tipos comuns de reações químicas, demonstrando suas características e seus resultados.
Materiais 
Tubos de ensaio
Proveta (10 mL)
Béquer (1L) 
Tubos de segurança
Conta gotas
Garra 
Vidros de relógio
Espátula metálica
Pinça metálica
Pinça de madeira
Suporte para tubo de ensaio 
Bastão de vidro
Palitos de madeira
Conjunto para aquecimento (bico de gás, fósforo)
Frasco para resíduo
 
Reagentes
Ácido sulfúrico 3,5 mol L-1
Dióxido de manganês (0,2g)
Clorato de potássio (1g)
Magnésio em fita (2cm)
água oxigenada diluída 1:100
Sódio metálico (0,5g)
Solução de hidróxido de amônio 0,5 mol L –1 (2mL)
Solução de sulfato de cobre 0,1 mol L-1 (1mL)
Solução de permanganato de potássio 0,02 mol L-1 (2mL)
Solução alcoólica de fenolftaleína 1% m/v (1 mL)
 Ácido clorídrico 1 mol L-1 1mL
Hidróxido de sódio 1 mol L-1 
Procedimento
Procedimento 1
Colocou-se cerca de 0,5 g de KClO3 em um tubo de ensaio.
Adicionou-se pequena quantidade de MnO2 e misturou-se as duas substâncias.
Segurou-se o tubo de ensaio com a pinça de madeira e aqueceu-o à chama do bico de Bunsen.
Com palito em brasa, verificou-se se o gás produzido e liberado na extremidade do tubo alimenta a combustão. Anotou-se o resultado e interpretou-o.
Esperou-se o tubo esfriar, adicionou-se cerca de 5 mL de água destilada e agitou-se. Deixou-se decantar. 
Transferiu-se a solução límpida transparente e incolor para outro tubo de ensaio com o auxílio de um conta-gotas e a este tubo, adicionou-se 2 gotas da solução de nitrato de prata 0,5 mol L-1. Anotou-se o resultado e interpretou-o. 
Procedimento 2
Observou-se um pedaço de fita de magnésio de cerca de 2 cm de comprimento e anotou-se suas características físicas.
Segurou-se a fita por uma das extremidades com o auxílio da pinça metálica.
Levou-se a outra extremidade da fita na chama do bico de gás.
Assim que se observou o início de uma reação, afastou-se o conjunto da chama mantendo-o sob um vidro de relógio de modo a recolher o pó formado.
Adicionou-se água e fenolftaleína ao pó formado. Interpretou-se o ocorrido.
Procedimento 3 
Colocou-se em um béquer de 1 L de capacidade, agua destilada até 2/3 de seu volume.
Adicionou-se 5 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína à agua do béquer.
Fixou-se a um suporte, um tubo de vidro resistente, que ficou com aproximadamente 4 cm de seu comprimento imerso na água.
Cortou-se um pequeno fragmento de sódio, limpou-o e colocou-o no interior do tubo.
Iniciada a reação, caracterize o gás que desprende com o palito de fósforo em chama. Interpretou-se o ocorrido.
Procedimento 4
Adicionou-se cerca de 10 gotas de KMnO4 0,002 mol L –1 em um tubo.
Adicionou-se cerca de 5 gotas de ácido sulfúrico 3,5 mol L-1. 
Gotejou-se H2O2 até que o meio reacional se torne incolor.
Observou-se e interpretou-se.
Procedimento 5 
Colocou-se 1 mL de solução 0,1 mol L-1 de CuSO4 em dois tubos de ensaio previamente numerados.
No primeiro tubo, adicionou-se, gota a gota, pequena quantidade da solução de hidróxido de amônio 0,5 mol L-1. Observou-se e anotou-se o resultado.
A seguir, adicionou-se maior quantidade da solução de hidróxido de amônio no mesmo tubo até que houvesse nova transformação. Anotou-se o resultado.
Adicionou-se ao segundo tubo, gota a gota, pequena quantidade de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1. Observou-se e interpretou-se os resultados.
Procedimento 6
Colocou-se 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio.
Adicionou-se 3 gotas de solução de fenolftaleína.
Adicionou-se 5 gotas de ácido clorídrico 1,0 mol L-1. Agitou-se.
Adicionou-se gota a gota a solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1. Observou-se e explicou-se o ocorrido. 
Resultados e discussão
Procedimento 1
No primeiro procedimento, houve a formação de gás após o aquecimento da quantidade de HClO3 e do MnO2. Esse gás liberado mostrou-se capaz de alimentar a combustão, ou seja, torná-la mais intensa e mantê-la com o tempo. Dessa forma é possível afirmar que o gás liberado deve ser um comburente, assim como é demonstrado na equação balanceada da reação:
2KClO3(s) + MnO2(s) + ∆ → 2KCl(aq) + 3O2(g) + MnO2(s)
É percebido que o MnO2 não sofreu nenhuma reação química de forma que não sofreu alterações em usa estrutura, o que leva a afirmar que ele se trata de um catalisador na reação, ou seja, um composto que tem como função acelerar a reação.
Após a adição de água e a decantaçãodo sistema formado na reação anterior, os compostos formados foram reagidos com AgNO3. O íon Ag+ tende formar um precipitado na presença de íons cloreto, dessa forma é nítida a formação de um precipitado de cor branca ao fundo do tubo de ensaio. Essa reação pode ser evidenciada pela equação:
AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq)
Nota-se que o MnO2 nem mesmo entra na segunda reação, já que sua função é meramente auxiliar na primeira reação.
Procedimento 2
A fita de magnésio sofreu combustão liberando uma intensa luz branca e um pó branco característico, como demonstrado na equação:
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) + luz
A luz é formada devido à alta energia liberada na combustão do magnésio e o pó branco é obtido a partir da oxidação do Mg à Mg2+. Foi adicionada água ao MgO, e gotas de fenolftaleína, o que deixou o sistema formado com a cor rósea, assim pode-se perceber o caráter básico da solução formada tendo em vista a propriedade da fenolftaleína apresentar a cor rósea em meio básico.
MgO(s) + H2O → Mg(OH)2 
Devido a esta reação, pode-se afirmar que o MgO é um oxido básico, pois atua da mesma forma que uma base atua numa reação química.
Procedimento 3
A reação do sódio metálico com a água costuma produzir muita energia, além de formar gás hidrogênio, este muito inflamável e explosivo, assim a partir da reação é possível ver uma pequena explosão devido a esses dois fatores. Além disso com a adição de fenolftaleína à água é possível ver a cor rosa, o que indica a formação de base no sistema, sendo essa o NaOH, como mostrado na reação abaixo:
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
Procedimento 4
-meio reacional se tornou incolor devido à mudança do nox do manganês
Procedimento 5
-Primeiramente notou-se a solução turva e opaca, após a segunda adição,apresentou limpidez,o liquido ficou translucido,e a cor se tornou azul mais intensa
-formou-se um sólido de aspecto gelatinoso.
Procedimento 6
-ocorreu a reação de neutralização do HCl com NaOH
 
Conclusão
Referências
http://andre-godinho-cfq-8a.blogspot.com.br/2012/11/reacoes-de-precipitacao.html
http://alunosonline.uol.com.br/quimica/como-reconhecer-uma-transformacao-quimica.html
VOGEL, Arthur Israel; "Química analítica qualitativa"5° edição rev. Por G. Svehla,Editora Mestre Jou, São Paulo ,1981
The Decomposition of Potassium Chlorate. http://chemistry.bd.psu.edu/jircitano/KClO3decomp05.pdf
AYALA, J; D. Definições de ácidos e bases. Química Inorgânica. http://qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/acidobase.pdf