relatorio4- reações quimicas

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS
ENGENHARIA DE GÁS E PETRÓLEO
Profº. Dr. Alberto Marques
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
	
Aula Prática nº 05
Reações químicas 
Acadêmicos: Nº Matricula:
Daniela da Costa Mota			 	21350711
Diego Otávio Costa Carvalho			21351309
Luana de Oliveira Santiago Peixoto		21353278
Luciana Lameira de Sousa			 	21353282
Shayene Sales da Silva				21352390
Manaus
27.01.2014
INTRODUÇÃO
As reações químicas são transformações a quais novas substâncias são formadas a partir de outras. Quando não há formação de novas substâncias, não há reação química. Ocorrem quando certas substâncias sofrem transformações em relação ao seu estado inicial (reagentes). Para que isso possa acontecer, as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira. Como essas ligações podem ser muito fortes, geralmente é necessária energia na forma de calor para iniciar a reação.
Para saber se houve uma reação química, é preciso comparar as propriedades das substâncias presentes no sistema, seu estado inicial e final.
As evidências de que ocorreu a reação química são:
liberação de calor;
mudança de cor;
mudança de odor;
liberação de gás.
Em certas situações, os reagentes se encontram com impurezas e as reações químicas não acontecem com aproveitamento total porque não ocorrem somente nos laboratórios, mas em toda parte e a todo o momento. Oxidação e redução são exemplos desses tipos de reações que ocorrem em nosso dia a dia.
Quando dois reagentes são misturados e eles não se encontram em proporções iguais, um deles será consumido totalmente enquanto o outro poderá deixar certa quantidade sem reagir. O reagente que teve seu aproveitamento total é chamado de reagente limitante e o outro será o reagente em excesso.
Um exemplo de reação química muito comum em nosso cotidiano é a reação de combustão, para que ela ocorra é necessária a presença de três fatores: um combustível, um comburente e energia de ativação. Essa reação consiste na queima de um combustível que pode ser a gasolina, o álcool, etc., através da energia de ativação (calor de uma chama, faísca elétrica), na presença de um comburente que, em geral, é o oxigênio do ar (O2).
As reações químicas podem ser:
De síntese	
De decomposição
De simples troca
De dupla troca
MATERIAIS UTILIZADOS:
Estante com tubos de ensaio
Pipetas
Cápsula de porcelana
Espátula
Béquer (100 mL)
Provetas (50 mL e 10 mL)
Termômetro
Bastão de vidro
PROCEDIMENTOS
Parte I
Foi preparada em um balão volumétrico devidamente identificado, a solução de cloreto de ferro III.
Em outro balão volumétrico devidamente identificado, foi preparada a solução de sulfato de cobre II.
As demais soluções utilizadas, nos experimentos da “Parte II”, foram preparadas pelas outras equipes presentes no laboratório.
Se aprende a amar não quando se encontra a pessoa perfeita, e sim quando se aprende a crer na perfeição de uma pessoa imperfeita.
Parte II
Em um tubo de ensaio, foi adicionado cerca 5 ml de solução de cloreto de sódio à 5 ml de solução de brometo de potássio. Observações foram feitas e anotadas.
Foi colocado em um tubo de ensaio, 5 ml de solução de cloreto de ferro III e adicionado a seguir 1 ml de solução de hidróxido de sódio a 10%.
Levou-se um pequeno fragmento de magnésio (puro em pó) seguro por uma espátula à chama do bico de Bunsen. Depois, o produto foi recolhido em uma cápsula de porcelana. Foram adicionados 10 ml de água destilada e em seguida a mistura foi agitada com um bastão de vidro para homogeneizar. Também foram adicionadas 2 gotas de fenolftaleína.
Em um tubo de ensaio, colocou-se cerca de 3 ml de solução de nitrato de prata. Nele foi imerso um pequeno emaranhado de fios de cobre. A mistura descansou durante cinco minutos.
3 ml de solução de sulfato de cobre II foi colocado em um tubo de ensaio. Depois um pequeno prego foi introduzido na solução de modo que ficou totalmente imerso. A mistura descansou durante cinco minutos.
Foi colocado 1 ml de solução de cloreto de ferro III em tubo de ensaio. A ele foi juntado 1 ml de solução de tiocianato de amônio. Agitou-se a mistura.
Colocou-se 3 ml de solução de iodeto de potássio em tubo de ensaio. Em seguida, foi adicionado 3 ml de ácido sulfúrico diluído. Agitou-se a mistura. Depois, foram adicionados 3 ml de água oxigenada. Mais uma vez agitou-se a mistura. Foram adicionadas 2 gotas de uma solução de amido.
Parte III
Foi dissolvido uma pequena quantidade de hidróxido de sódio (sem massa pré-definida) em 5 ml de água destilada e verificou-se a sua temperatura.
Dissolveu-se uma pequena quantidade de acetato de sódio (sem massa pré-definida) em 5 ml de água destilada e verificou-se a sua temperatura.
PROCEDIMENTOS
Parte II.
Tubo 01: Adicionado 5,0 ml de solução de cloreto de sódio com 5,0 ml de brometo de potássio ocorreu uma reação de combinação iônica, contudo nada aconteceu. E sua equação balanceada segue abaixo.
Tubo 02: Ao adicionar 5,0 ml de solução de cloreto de ferro III à 1,0 ml de solução de hidróxido de sódio 10% observou-se a formação de um precipitado, com duas fases e o líquido com coloração marrom, sendo esta reação um reação de dupla-troca e sua equação balanceada é: FeCl3(aq) + NaOH(aq) → Fe(OH)3(s) + NaCl(aq) 
Tubo 03: Durante a queima do magnésio metálico observou-se uma chama branca seguida de verde intensa e brilhante, característica desse metal. Foi possível perceber através da equação da reação, a formação o óxido de magnésio (MgO) que é um pó com aspecto cinza. 
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
Com a adição da fenolftaleína, um indicador de ph a partir de cores, que quando fica rosa esta em meio básico e neutro e incolor em ácidos, assim observou-se que o óxido de magnésio é básico, pois o liquido observado tronou-se uma coloração rósea no sistema. Isso ocorre devido à geometria da molécula de fenolftaleína mudar em função da concentração de íons, passando a refletir a luz na coloração rosa - violeta.
A reação entre o magnésio e o oxigênio é uma reação de oxi-redução. Durante a reação os átomos de Mg(s) perdem elétrons para o agente redutor, o oxigênio presente no meio ambiente, para formar Mg+2. Essa reação acontece naturalmente ao expor esse metal ao ar ou mais energicamente quando se fornece energia ao sistema, no caso através da chama.
Tubo 04: Um fio de cobre de 1 cm (pó) em uma solução de nitrato de prata de 3,0 ml pode se observar que ao passar o tempo nitrato de prata foi oxidando o cobre deixando assim a solução com coloração esbranquiçada, isso ocorre porque um elétron do cobre passa para a prata, que então fica neutra e forma cristais de prata. após a formação do nitrato de cobre alterou-se a coloração da solução passando assim a ficar azul, porque os íons de cobre caem na solução e o cobre ionizado em solução deixa-a azul. esta reação é uma reação de oxirredução: 
Reação global:  2Ag+(aq) + Cu02 →  Ag0(s) + Cu2+(aq)
A prata e o cobre são sólidos e condutores. Assim os elétrons livres do sistema prata-cobre (metálicos), ficam disponíveis nas extremidades da prata também e principalmente nas pontas (poder das pontas).
Tubo 05: Ao se emergir um pequeno prego em uma solução de sulfato de cobre III de 3,0 ml pode se observar que ao passar o tempo o sulfato de cobre III foi oxidando o ferro deixando assim a solução com coloração azul, a tendência natural do sistema é haver a passagem do cobre iônico para a forma metálica e do ferro metálico é passar para a forma iônica (devido às diferenças nos valores de oxi-redução dos dois metais, a reação é espontânea), e após a formação do sulfato de ferro e cobre elementar alterou-se a coloração da solução passando assim a ficar amarela, onde esta reação não poderia se proceder inversamente, pois o ferro é mais reativo, sendo assim esta reação é uma reação de oxirredução e sua equação balanceada é:
CuSO4 + Fe ---> FeSO4 + Cu
Tubo 06: Colocar 1 mL de soluçãode cloreto de ferro III a 3% em um tubo de ensaio, juntar 1 mL de solução de tiocianato de amônio. No instante em que o Tiocianato de Amônio entrou em contato com o Cloreto de Ferro III, a solução apresentou uma coloração avermelhado.
FeCl3(aq) + NH4SCN(aq) → Fe(SCN)+2 + NH4 + 3Cl-
Tubo 07: Colocar 1 ml de iodeto de potássio em um tubo de ensaio. Adicionar 3 ml de acido sulfúrico diluído, agitar e em seguida adicionar 3 ml de água oxigenada e por fim 2 gotas de uma solução de amido. No instante que quando as 2 gotas de amido foram adicionadas a solução passou de incolor para azul escuro quase preto indicando que na solução existe iodo, pois o amido forma com o iodo um composto de coloração azul escuro. 
KI + H2SO4 → HI + K2SO4
2HI + K2SO4 + H2O2 → K2SO4 + I2 + 2H2O 
K2SO4 + I2 + 2H2O + amido → complexo azul
 
Parte III
Tubo 08: Dissolver uma pequena quantidade de hidróxido de sódio em 5,0 ml de água destilada, colocando um termômetro para medir sua temperatura, ao tocarmos no tubo de ensaio pode sentir que o tubo estava um pouco mais quente, o que nos diz que ocorreu liberação de calor, tornando essa reação uma reação exotérmica.
NaOH(s) + H2O(l) →  Na+(aq) + OH- (aq) H2↑ 
Tubo 09: Dissolver uma pequena quantidade de acetato de sódio em 5,0 ml de água destilada, colocando um termômetro para medir sua temperatura, ao tocarmos no tubo de ensaio pode sentir que o tubo estava frio, o que nos diz que ocorreu absorção de calor, tornando essa reação uma reação endotérmica.
ANEXO
CH3COONa(s) + H2O(l) → CH3COOH + NaOH
Figura 1. 200 ml de solução de cloreto de ferro III.
Figura 2. 200 ml de solução de sulfato de cobre II.
Figura 3. Tubo 01: NaCl + KBr
Figura 4. Magnésio queimado pelo bico de gás.
Figura 5. Adição de fenolftaleína ao magnésio com água.
Figura 6. Tubo 03: Mg + H2O
Figura 7. Fio de cobre.
Figura 8. Tubo 04: AgNO3 + Cu2.
Figura 9. Tubo 06: AgNO3 + Fe2.
Figura 10. Prego após ficar um tempo na solução de nitrato de prata.
Figura 11. Tubo 08: FeCl3 + NH4SCN
Figura 12. Tubo 09: identificador de iodo
Figura 13. Tubo 10: NaOH + H2O
Figura 14. Tubo 11: CH3COONa + H2O.
Conclusão
Nas experiências realizadas no laboratório, puderam-se observar os mais variados tipos de reações químicas, que podem ser de síntese, simples troca, dupla troca e oxi-redução. Elas também podem ser classificadas em endotérmicas e exotérmicas, absorvendo ou liberando calor respectivamente. Depois de variadas misturas entre diversos reagentes como cloreto de sódio, brometo de potássio, cloreto de ferro III, hidróxido de sódio, nitrato de prata, tiocianato de amônia, entre outras, observou-se vários resultados como mudanças de cor, liberação de odor e aquecimento de recipientes. Dos resultados obtidos dessas reações químicas observou-se que a parte teórica condiz com a parte experimental, sendo os resultados esperados iguais aos obtidos. Um exemplo foi que quando se adicionou hidróxido de sódio (NaOH) em água houve alteração na temperatura, ou seja, ela aumentou ou diminuiu, no caso aumentou, constatando-se que é uma reação exotérmica. Logo a finalidade da experiência foi obtida com sucesso.
REFERENCIAS
Soluçao de Acido Clorídrico > Disponível:
http://br.answers.yahoo.com/question/index?qid=200802kQI > Acessado: 27.01.2014
Sulfato de cobre II > Disponível: http://pt.wikipedia.org/wiki/Sulfato_de_cobre_(II) > acessdo: 28.01.2014
Sulfato de ferro III > Disponível: http://pt.wikipedia.org/wiki/Sulfato_de_ferro_(III) > Acessado: 29,01.2014