RELATÓRIO -REAÇÕES QUIMICAS

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA.
CURSO: QUÍMICA/LICENCIATURA.
DISCIPLINA: 503 - QUÍMICA EXPERIMENTAL
TURMA: 32
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Aula 16: Reações Químicas: reação de deslocamento, reação de decomposição e reação de síntese.
 ALUNOS:
 
 PROFESSORA: 
Maringá, outubro de 2015.
Introdução.
Uma equação química representa uma reação. Uma reação química é o processo de transformações de átomos ou moléculas em outras substâncias podendo ser em igual ou diferente estado físico, a reorganização dos átomos que formam substancias diferentes, ou ainda, a alteração química onde um ou mais reagentes recombinam-se formando um produto. Existem algumas condições para ocorra uma reação química, é necessária a afinidade química entre os reagentes, ou seja, é a tendência que cada substância possui em reagir com outras substâncias (por exemplo: ácidos tem afinidade por bases, não-metais tem afinidade com metais e assim por diante), deve haver contato entre os reagentes, choques eficazes e energia de ativação, a energia de ativação é a quantidade mínima de energia que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado e consequentemente, ocorrer a reação. [1] [2]
Dentre as reações químicas, algumas podem ocorrer sem a necessidade de uma influencia externa, denominadas de processos espontâneos. A maioria dos processos espontâneos ocorre com a liberação de energia (uma transformação exotérmica), um exemplo pode ser dado por um pedaço de metal que se esfria em temperatura ambiente. Mas pode ocorrer também por absorção de calor, um exemplo é a fusão do gelo em temperatura ambiente. Desta forma foi constatado que espontaneidade das reações esta relacionada ao fator de entropia, que é o grau de desordem do sistema. A entropia de um processo isolado aumenta no decorrer de um processo espontâneo, alguns exemplos de aumento de entropia são: a corrosão de objetos de ferro, processo de fusão, vaporização e sublimação de substancias, reações de combustão, a expansão de um gás, entre outros. Todo processo espontâneo possui tendência natural para acontecer, mas não quer dizer que ocorra em uma velocidade significativa. E existem os processos não espontâneos que necessitam da energia de ativação para ocorrer, podendo ser meio aquoso,ou fornecer calor para ocorrer a agitação das moléculas, ou montar um sistema entre reagentes que possuem afinidade eletrônica para haver a reação. [3]
As reações químicas são classificadas em 4 tipos: A reação de síntese, é onde duas ou mais substancias reagem e transformam-se em apenas uma, um exemplo é o enxofre adicionado ao ferro, forma-se o sulfato de enxofre (FeS). A reação de decomposição, onde uma substancia de divide ou se decompõe em duas ou mais substancias de estrutura simples, exemplo carbonato de zinco (ZnCO3) ao aquecer forma-se o oxido de zinco (ZnO) e dióxido de carbono (CO2). A reação de deslocamento, uma substancia simples troca de lugar com um elemento de uma substancia composta, se transformando em uma nova substancia simples, um exemplo é Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu , onde o ferro se oxida se unindo a substancia composta e libera o cobre que antes da reação estava unido na molécula composta. E por ultimo a reação de dupla troca, é quando duas substancias compostas reagem e trocam seus elementos se transformando em uma nova substancia simples,um exemplo HCl + NaOH→ NaCl + H2O, antes da reação, tinha o acido clorídrico e entrou em contato com o hidróxido de sódio e formou-se o cloreto de sódio e água.[4] [5]
	
Propriedades dos compostos
 
Magnésio
O magnésio possui número atômico 12 e pertence à família 2 A da tabela periódica, é classificado como um metal alcalino terroso, os metais alcalino terrosos são geralmente encontrados na natureza sob estado de oxidação (+2), possuem baixos valores para energia de ionização e eletronegativadade, são altamente reativos, em contato com um acido o magnésio libera instantaneamente o gás H2 e forma o cloreto de magnésio. 
É um sólido bastante resistente, leve, de baixa densidade em condições ambientes e apresenta coloração prateada. Ao ser queimado apresenta uma grande liberação de luz branca, formando o óxido de magnésio por meio de uma reação de síntese ou adição do oxigênio presente no ar. [6]
Fenolftaleína
A fenolftaleína é um indicador de pH que se apresenta como um sólido branco, sua fórmula química é  C20H14O4. Ela é insolúvel em água, mas é solúvel em etanol. Ao ser adicionada em soluções ácidas e neutras, apresenta-se incolor, porém ao ser adicionada em soluções básicas, apresenta-se rósea. A sua cor muda (torna-se rósea) a partir de pH 8. [7] [8]
1.1.3. Dióxido de Manganês
	O dióxido de manganês possui formula química MnO2, disponível como na natureza como o mineral pirolusita, um mineral negro, é o oxido mais importante do manganês. Oxida com facilidade com ácido clorídrico, pode fornecer oxigênio em estado nascente.
È muito utilizado em varias áreas como por exemplo: na indústria do vidro, pois ele elimina a coloração verde, na produção de permanganatos, em síntese orgânica é usado como agente oxidante, como catalisador na preparação e na decomposição laboratorial e em outras composições do elemento Manganês. [9] [10]
Peróxido de Hidrogênio 
O  peróxido de hidrogênio que, em solução aquosa, é conhecido comercialmente como água oxigenada, é um líquido claro de fórmula química H2O2, é um  líquido viscoso e poderoso oxidante, incolor à temperatura ambiente e apresenta característico sabor amargo. O peróxido de hidrogênio é instável e quando perturbado, se decompõe de H2O2, em água (H2O) e oxigênio (O2) e libera calor. Embora não seja inflamável, é poderoso agente oxidante que pode sofrer combustão espontânea em contato com matéria orgânica ou alguns metais como o cobre ou o bronze.
 Na indústria, o peróxido de hidrogênio é usado em concentrações mais elevadas para clarear tecidos e pasta de papel. Na área médica é usado como desinfetante ou agente esterilizante em autoclave de plasma. Na área química é usado como componente da espuma de borracha orgânica e outras substâncias químicas. [11]
1.1.5. Sódio Metálico
O sódio metálico é um metal alcalino, da família 1 da tabela periódica, sólido na temperatura ambiente, macio, de coloração branca ligeiramente prateada. Na forma sólida é altamente reativo, se oxida com o ar, reage com a água formando hidróxido de sódio e gás hidrogênio, e é muito corrosivo quando em contato com a pele.
È muito utilizado na purificação de metais fundidos, na indústria de borracha sintética, na produção de diversos reagentes químicos como o peróxido de sódio e cianeto de sódio. [12] 
Objetivo
Esta prática tem como objetivo observar a reação entre o sódio metálico e a água, obter os gases H2 e O2 a partir de reações de deslocamento e síntese e sintetizar a água a partir dos gases hidrogênio e oxigênio.
Parte Experimental.
Materiais
 Água; 
 Indicador fenolftaleína;
 Ácido Clorídrico;
 Fita de Magnésio;
 Dióxido de Manganês;
 Bico de Bunsen;
 Suporte Universal;
 Erlenmeyer de 250 ml;
 Espátula
 Pinça Metálica
 Rolha
 Tubos de Ensaio
 Béquer de 1L;
Sódio Metálico;
Placa de vidro;
Anel Metálico;
Toalha;
Peróxido de hidrogênio;
Bacia plástica;
Mangueira;
Faca
Garra metálica
Métodos
Experimento 1: Inicialmente sobre uma placa de vidro, cortou-se um pequeno pedaço de sódio metálico e o secou-se com papel de filtro. Adicionou-se cerca de 500 mL de água em um béquer de 1L e duas gotas do indicador fenolftaleína, em seguida inseriu-se o pedaço de sódio metálico dentro do béquer e observou-se a reação.Experimento 2: Primeiramente, fixou-se em uma garra metálica um tubo de ensaio e prendeu-se ao suporte universal. Adicionou-se no tubo de ensaio, cerca 1/3 de água oxigenada, a seguir adicionou-se a ponta de uma espátula de dióxido de manganês, tampou-se rapidamente o tubo com uma rolha devidamente ajustada com uma saída de ar, inserido uma mangueira para a coleta do produto da reação. Encheu-se uma bacia plástica com água e fixou-se um erlenmeyer de 250 ml de ponta cabeça, cheio d’água, ao suporte universal e em seguida colocou-se a saída da mangueira dentro do erlenmeyer e coletou-se o gás até cerca de 1/3 do volume.
Experimento 3: Fixou-se em uma garra metálica um tubo de ensaio e prendeu-se ao suporte universal. Adicionou-se ao tubo de ensaio, cerca de metade da capacidade do volume do tubo, uma solução de acido clorídrico 50% (v:v), cortaram-se pequenas fitas de magnésio e as inseriram dentro do tubo de ensaio, tampou-se com uma rolha adaptada com uma mangueira e submergiu a saída da mangueira dentro do erlenmeyer onde foi recolhido o oxigênio do experimento anterior. Coletou-se o gás até ocupar 2/3 do volume do erlenmeyer, e rapidamente tampou-se com uma rolha. 
Experimento 4 : Cobriu-se o erlenmeyer do experimento anterior com uma toalha e o aproximou-se do bico de bunsen, destampou-se o erlenmeyer próximo a chama do bico e observou-se. 
 Resultados e Discussão
Ao cortar-se o sódio metálico, observou-se a maleabilidade do metal que é da família 1 da tabela periódica. Verificou-se que a superfície do metal apresentava uma tonalidade brilhante, que rapidamente em contato com o ar tornou-se opaca, isso porque os metais alcalinos sofrem oxidação espontânea em contato com o ar, por esse motivo o sódio metálico é guardado sempre acondicionado em um solvente orgânico.
Ao adicionar o sódio metálico à água, ele reagiu com a água e formou hidróxido de sódio e gás hidrogênio, conforme a reação:
Na(s) + H2O(l) NaOH(aq) + ½ H2(g)
Essa reação é extremamente exotérmica, libera muito calor, esse calor liberado pode inflamar o gás hidrogênio que é liberado, podendo ocorrer uma explosão, por isso não se deve colocar um pedaço muito grande de sódio na água.
Observou-se também, que conforme o sódio metálico reagia com a água, a solução que antes era incolor tornou-se rosa, isso ocorreu porque foi adicionado o indicador fenolftaleína ao meio, e como o produto da reação é o hidróxido de sódio ( uma base com pH maior que 8), a fenolftaleína ao entrar em contato com a substancia indicou a presença dessa base.
No procedimento 2, realizou-se a decomposição do peróxido de hidrogênio (H2O2) para obter o gás oxigênio (O2). O peróxido de hidrogênio decompõe-se espontaneamente à temperatura e pressão ambientes, sendo um processo exotérmico, porém sua decomposição é lenta, por isso utilizou-se um catalisador para acelerar a reação, nesse caso o catalisador utilizado foi o dióxido de manganês (MnO2).
Ao adicionar o MnO2 ao tubo que continha H2O2, houve uma reação rápida com liberação de gás oxigênio e calor. Porém, o MnO2 não reagiu com o H2O2 , pois ele foi utilizado como catalisador e não participa da reação, o catalisador apenas altera a velocidade da reação.
O que restou no tubo após a reação foi água resultante da decomposição do peróxido de hidrogênio e dióxido de manganês da mesma forma da qual foi adicionado no inicio, A reação que demonstra o processo descrito é: 
 
 MnO2
H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2 (g)
O gás oxigênio que foi liberado, passou pela mangueira indo até o erlenmeyer com água submerso na bacia, como dois corpos não ocupam o mesmo espaço e o gás é mais leve que a água, o gás ocupou o lugar da água repelindo a mesma do erlenmeyer. Colocou-se aos poucos mais H2O2 e MnO2 no tubo de ensaio, para produzir mais gás, até que atingisse o volume de 1/3 do erlenmeyer, aproximadamente 100mL.
Feito isso, realizou-se o procedimento 3, que foi a produção de gás hidrogênio (H2). Para produzi-lo, colocou-se um pedaço de fita de magnésio em um tubo de ensaio que continha ácido clorídrico, pois metais mais reativos que o hidrogênio reagem com ácidos, liberando o gás. Além da liberação do gás hidrogênio, ocorreu a formação do sal cloreto de magnésio, conforme a reação:
Mg(s) + 2 HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g)
O gás hidrogênio liberado na reação, passou pela mangueira adaptada na saída do tubo de ensaio, indo até o mesmo erlenmeyer do procedimento anterior, que continha gás oxigênio e água, análogo ao procedimento 2, o gás repeliu a água restante no erlenmeyer, deixou-se o gás ocupar o erlenmeyer equivalendo a 2/3, aproximadamente 200mL.
Feito isso, tirou-se o erlenmeyer da bacia e o tampou rapidamente com uma rolha, envolvendo-o com uma toalha. Então, realizou-se o experimento 4, que foi a síntese da água.
Para realizar essa síntese, foi necessária a obtenção dos gases oxigênio e hidrogênio. A reação entre eles não foi espontânea, visto que foi necessário fornecer uma pequena quantidade de energia, gerada pelo calor do bico de Bünsen, para que se iniciasse, a reação entre esses gases liberou luz e calor, portanto exotérmica. Nessa reação ocorreu uma implosão que pode ser justificada pela diminuição rápida do volume dos reagentes em relação ao produto, a água.
A reação que demonstra a síntese da água é:
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)
A partir do procedimento realizado, calculou-se a quantidade de água obtida no processo:
- Calculou-se primeiramente o numero de mols de O2, considerou a pressão de 1 atm, temperatura de 29ºC ( em Kelvin, 302K) e volume de 100mL (0,1L), que foi o volume de gás oxigênio recolhido no erlenmeyer.
P . v = n . r. T
1(atm) . 0,1(L) = n . 0.082 (atm. L / mol K) . 302 (K)
n= 0,004 mol de O2
- A partir da reação balanceada tem-se:
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)
 ½ mol de O2 ----- 1 mol de H2O
 0,004 mol de O2 ----- x
 X= 0,008 mol de H2O
-Como a massa molar da água é 18g/mol:
1 mol ------- 18g de H2O
0,008mol ------- x
 X= 0,144g de H2O
Considerando a densidade da água como 1g/mL, pode-se dizer que se obteve aproximadamente 0,1mL de água.
O processo de obtenção de água mostrou-se economicamente inviável, sendo útil apenas em demonstrações laboratoriais, pois a quantidade de água necessária para a montagem do experimento é imensamente superior à produzida.
Conclusão
Através dos experimentos realizados em laboratório, foi concluído que o sódio, é bastante reativo, reagindo espontaneamente com o oxigênio e reagindo com a água para formar hidróxido de sódio e liberando hidrogênio. Constatou-se a maleabilidade do metal e também a formação de uma substância básica ao se misturar com a água, observada através da cor rosa adquirida pela solução ao acrescentar a fenolftaleína. 
Concluiu-se também que a água é sintetizada a partir das reações de obtenção de oxigênio (através da decomposição do peróxido de hidrogênio) e obtenção de hidrogênio ( através da reação entre ácido clorídrico e magnésio metálico), e a reação final é exotérmica, libera uma grande quantidade de calor, porém esse método gera uma quantia muito pequena de água.
Referências Bibliográficas
[1]http://www.marco.eng.br/cinetica/trabalhodealunos/CineticaBasica/condicoes.html , acessado dia 22/10/2015.
[2]http://pt.scribd.com/doc/23288229/Teoria-das-Colisoes-afinidade-quimica#scribd , acessado dia 22/10/2015.
[3] MACHADO, Andrea Horta, MORTIMER, Eduardo Fleury. Química volume único. São Paulo: Scipione, 2005, acessado dia 22/10/2015.
[4]http://www.soq.com.br/conteudos/ef/reacoesquimicas/p2.php , acessado dia 22/10/2015.
[5]http://pt.webqc.org/balance.php?reaction=CuSo4+%2B+Fe+%3D+Cu+%2B+Fe2%28So4%293 , acessado dia22/10/2015
[6]http://creationwiki.org/pt/Metal_alcalino-terroso, acessado em 22/10/2015.
[7]http://www.explicatorium.com/CFQ8/Indicadores_de_acido_base.php, acessado em 22/10/2015.
[8] http://en.wikipedia.org/wiki/Congo_red, acessado em 22/10/2015.
[9]http://www.cimm.com.br/portal/verbetes/exibir/1332-dioxido-de-manganes-mno2, acessado dia 22/10/2015.
	[10] https://pt.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_mangan%C3%AAs, acessado dia 22/10/2015.
[11] https://pt.wikipedia.org/wiki/Per%C3%B3xido_de_hidrog%C3%AAnio, acessado em 22/10/2015.
[12]http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=2106&evento=1, acessado 22/10/2015.