Relatorio 2

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QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
EXPERIÊNCIA 2: REAÇÕES QUÍMICAS
Belo Horizonte
Março de 2014
Introdução
As reações químicas acontecem a todo o momento ao nosso redor. As reações envolvem reagentes que sofrerão algumas modificações até se tornarem os produtos finais. As reações, em geral, envolvem troca de elétrons, liberação ou absorção de energia, sendo algumas delas visíveis a olho nu, outras acontecendo em nível microscópico.
Todas as reações obedecem à lei de conservação das massas e seguem uma proporção defina. As representações das reações são feitas através de equações químicas, onde são representados os símbolos dos elementos ou compostos participantes da reação, os produtos formados, e a quantidade (proporção) de cada um, bem como seu estado físico, cargas e outras informações pertinentes.
Desenvolvimento
Objetivos
	A prática visa familiarizar os alunos com alguns tipos de reações químicas, conhecer o processo de algumas reações simples e analisar os produtos formados. 
 Materiais
Tubos de ensaio
Proveta (10mL)
Béquer de 1L
Tubos de vidro resistente (2 cm de diâmetro e 23 cm de comprimento)
Conta-gotas
Garra
Vidros de relógio pequenos
Espátula metálica
Pinças (metálica e de madeira)
Suporte para tubo de ensaio
Bastão de vidro
Palitos de madeira
Conjunto de aquecimento
 Reagentes e indicadores
Dióxido se manganês 
Clorato de potássio 
Solução de nitrato de prata 0,5 mol/L
Magnésio em fita
Sódio metálico
Solução alcoólica de fenolftaleína 1% m/v
Ácido Sulfúrico 3,5 mol/L
Água oxigenada 10 volumes
Solução de permanganato de potássio 0,02 mol/L
Hidróxido de sódio 1 mol/L
Solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L
Solução de hidróxido de amônio 0,5 mol/L
Procedimentos
Procedimento 1
Foi colocado em um tubo de ensaio cerca de 0,5 g de KClO3 e misturou-se pequena quantidade de MnO2. A mistura foi aquecida à chama do bico de Bünsen e foi observado o que ocorria durante a liberação do gás.
Já com a mistura fria, adicionou-se cerca de 5,0 mL de água destilada medida na proveta e foi colado em repouso para decantação durante 40 minutos, aproximadamente.
Após a decantação, a solução sobressalente transparente e incolor foi transferida para outro tubo de ensaio através do conta-gotas.
Ao novo tubo foram adicionadas duas gotas da solução de nitrato de prata. O resultado foi observado e os resíduos foram descartados em recipientes apropriados.
Procedimento 2
Um pedaço de fita de magnésio foi observado e suas características foram anotadas. Com a pinça metálica, segurou-se uma extremidade da fita e a outra extremidade foi submetida à chama de um bico de gás.
Após o início da reação, o conjunto foi afastado do fogo, mantendo-o ao ar sob um vidro de relógio onde seria depositado o pó formado. Misturou-se ao pó formado água e fenolftaleína. Anotou-se o resultado.
Procedimento 3
Colocou-se água destilada em um béquer de 1 L de capacidade até completar, aproximadamente, 2/3 do volume do recipiente. Adicionou-se 5 gotas de da solução alcoólica de fenolftaleína.
Um tubo de vidro resistente foi fixado a um suporte e teve cerca de 4 cm de seu comprimento mergulhado na água. Cortou-se um pequeno fragmento de sódio, o qual, após ser limpo, foi colocado no interior do tubo de vidro.
De modo contínuo ao início da reação adicionou-se, no interior do tubo de vidro, um palito de fósforo em chama. Observou-se o resultado e os resíduos oriundos do procedimento foram descartados em recipientes apropriados.
Procedimento 4
Em um tubo de ensaio, foi colocado cerca de 2 mL da solução de água oxigenada. Adicionaram-se gotas da solução de permanganato de potássio e duas gotas de ácido sulfúrico 3,5 mol/L. Anotou-se o resultado.
Procedimento 5
Numeraram-se dois tubos de ensaio e neles foram colocados aproximadamente 1 mL da solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L.
No tubo 1, foi colocada, gota a gota, uma quantidade de solução de hidróxido de amônio. Anotou-se o resultado. Adicionou-se maior quantidade da solução de hidróxido de amônio até que nova transformação ocorresse e anotou-se o resultado.
Ao tubo 2, adicionaram-se algumas gotas de solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L e anotou-se o resultado.
Resultados e discussão
Procedimento 1
Após misturar KClO3 e MnO2 em um tubo de ensaio e em seguida, aquecer, pode-se observar o desprendimento de um gás, podendo ser o O2 ou o CL2. Aproximando o palito em brasa à boca do tubo de ensaio, a brasa transformou-se em chama, e chegou-se a conclusão de que o gás era o O2, uma vez que o fluido é comburente, assim, alimentando a combustão.
KClO3 (s) + MnO2 (s) ∆ 3/2 O2 (g) + KCl (s) + MnO2 (s)
Adicionou-se água destilada ao tubo, e após certo tempo em descanso, a mistura decantou, e por fim, foi filtrada. Observou-se que um sólido de coloração negra ficou retido no tubo, era o MnO2. O líquido colhido em outro tubo se tratava de uma solução aquosa de KCl. Misturou-se AgNO3 (aq) a esse tubo de ensaio e pode-se ver um precipitado de cor branca. 
Consultando uma tabela de solubilidade de sais em água, concluímos que o precipitado se tratava de AgCl, um sal insolúvel em água. Assim, a reação ocorrida foi:
KCl (aq) + AgNO3 (aq) AgCl (s) + KNO3 (aq)
Procedimento 2
Verificou-se que, ao queimar a fita de magnésio, foi emitida uma intensa luz branca e que se formava um pó de coloração branca, indicando assim, a ocorrência de uma reação.
Por estar imersa no ar, as substâncias que provavelmente teriam reagido com a fita seriam o gás oxigênio e/ou o gás nitrogênio. O N2 é menos reativo que o O2, uma vez que aquele possui uma ligação tripla, e este, uma dupla. Ademais, por se tratar de uma reação de queima, ou seja, uma combustão é necessária um comburente como o O2. Portanto, a equação química da reação é a seguinte:
Mg (s) + ½ O2 (g) ∆ MgO (s)
Prosseguindo com o experimento, colocou-se o pó formado na reação em um vidro de relógio e adicionou-se água e gotas de solução alcoólica de fenolftaleína, e notou-se a mudança na coloração do sistema, de incolor a rosado, indicando a formação de uma base.
Com esse novo dado pode-se afirmar que havia Mg(OH)2 na solução e, portanto, reafirmar que o pó branco fosco formado seria MgO, pois este sendo um óxido básico reage com água formando um hidróxido segundo a seguinte equação:
MgO (s) + H2O (l) Mg(OH)2 (aq)
Procedimento 3 
Primeiramente, observaram-se as características do sódio metálico, que estava guardado dentro de uma vasilha imerso em querosene, pois tal substância reage violentamente com a água, mesmo em pouca quantidade, como por exemplo, a umidade existente no ar. Percebeu-se que o sódio possui brilho metálico, e que é bastante maleável, sendo facilmente cortado com uma faca. 
Ao colocar o sódio no béquer contendo água, ele reagiu de forma muito energética instantaneamente. No béquer também havia solução alcoólica de fenolftaleína, que enquanto a reação acontecia, adquiria coloração rósea, indicando a formação de uma base, o NaOH. Percebeu-se também o desprendimento de um gás conforme a reação ocorria. 
Após alguns instantes deixando o gás acumular no tubo de vidro, colocou-se um palito de fósforo em chamas e o gás imediatamente foi consumido pela queima. Sabe-se que o H2 (g) é um gás combustível, logo, na presença do oxigênio do ar e submetido a uma fonte de calor inicial (palito em chamas), este gás entrará em combustão segundo a seguinte equação: 
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l)
A partir das observações descritas acima, concluímos que os produtos da reação do sódio com água são NaOH e H2, sendo a seguinte equação representante do processo: 
Na (s) + H2O (l) NaOH (aq) + ½ H2 (g)
Procedimento 4 
Ao adicionar uma solução de KMnO4, de coloração violeta ao tubo de ensaio contendo H2O2, que é uma solução incolor, observou-se o desprendimento de um gás e liberação de calor, evidenciada pelo aumento de temperatura do tubo, que, por sua vez, nos deu evidências da ocorrência de uma reação química.
 O que ocorreu foi uma redução doMn, que estava com Nox 7+, a um estado de oxidação intermediário entre 7+ e 2+. Compostos com esse Mn reduzido formaram um precipitado marrom em meio a uma solução incolor. 
O peróxido de hidrogênio, por sua vez, iniciou sua decomposição em água e gás oxigênio e liberou energia na forma de calor: 
H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2 (g)
A completa redução do Mn até um Nox 2+ ocorre somente em meio ácido, portanto, quando foi adicionada ao tubo de ensaio solução de ácido sulfúrico tal redução aconteceu. O precipitado marrom deixará de existir, pois, ao final da reação, todo Mn terá um estado de oxidação com Nox 2+ e será solúvel em água.
 Passamos a ter, assim, apenas uma solução aquosa incolor. A equação final que representa a completa redução do Mn será: 
5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq) 5 O2 (g) + 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8 H2O (l)
Procedimento 5 
Após identificar devidamente os tubos de ensaio, foi adicionado Cu2+ em ambos. O cobre colocado no tubo provinha da solução de sulfeto de cobre:
CuSO4 (aq) Cu2+ + SO42-
No primeiro tubo, acresceu-se pequena quantidade de NH4OH, que estava em solução, conforme a seguinte reação:
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)
 Percebeu-se que a coloração da solução passou a ser azul claro. Continuando a acrescentar o NH4OH, o precipitado dissolveu e a cor passou a ser azul-escuro. As reações ocorridas podem ser representadas pelas equações:
Cu2+(aq) + 2NH4OH Cu(OH)2(s) + 2 NH4+
NH4+ NH3 + H+
No segundo tubo de ensaio, foi adicionado NaOH, e percebeu-se uma alteração na coloração, passando a ser azul-claro e também a formação de um sólido gelatinoso, o hidróxido de cobre.
Cu2+(aq) + 2NaOH Cu(OH)2(s) + Na+
Conclusão
Os experimentos realizados permitiram o conhecimento de como manipular substancias químicas para a realização de reações químicas. Além disso, a prática permitiu analisar qualitativamente as reações, bem como ver na prática como ocorrem determinadas reações já estudadas em teoria.
Referências bibliográficas
DEMICHELI, Cynthia Peres – PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL – Universidade Federal de Minas Gerais - Departamento de Química – ICEX.