ANÁLISE DE REAÇÕES

Prévia do material em texto

3 
 
ANÁLISE DE REAÇÕES 
RESUMO 
 Esta aula prática foi realizada no dia 12 de abril de 2018, no laboratório de Química Geral 
do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Amapá – IFAP, sob a supervisão 
da Docente Sabrine Gemelli. Durante o experimento foram observadas características que são 
específicas de cada elemento e suas modificações decorrentes das reações químicas, como a 
mudança de cores, a formação de precipitados, a liberação ou absorção de energia. 
INTRODUÇÃO 
As Reações Químicas são o resultado de ações entre substâncias que geralmente 
formam outras substâncias. Assim, as moléculas presentes nessas substâncias sofrem 
alterações gerando novas moléculas. Por sua vez, os átomos dos elementos permanecem 
inalterados. 
De acordo com CONSTANTINO et. Al (2014) fenômeno químico é aquele que 
ocorre a transformação de uma ou mais substâncias químicas em outras (ou uma) substâncias 
químicas diferentes. 
O reconhecimento dessas substâncias é feito através de evidências de que pode ter 
ocorrido uma reação química, como por exemplo, “pode ser observado mudança de cor, ou a 
formação de gases, ou a formação de produtos com diferentes solubilidades” 
(CONSTANTINO, 2014). 
Outras evidências que podem ser observadas são em relação à liberação (reação 
exotérmica) ou absorção (reação endotérmica) de energia. 
Essas reações podem ser representadas através de equações, usando símbolos e 
números para descrever, respectivamente, os nomes e proporções das diferentes substâncias 
presentes numa reação química. Essas equações são de uso universal, podendo ser usadas em 
qualquer lugar do mundo da mesma forma, nelas os reagentes são mostrados no lado esquerdo 
da equação, enquanto que os produtos são colocados à direita. 
As reações químicas obedecem a duas leis: as ponderais e as volumétricas. As leis 
ponderais estudam as relações entre a massa dos reagentes e a massa dos produtos numa 
reação. As principais leis ponderadas são: as leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton. A lei de 
Lavoisier, ou da conservação da massa, como é conhecida, diz que a massa dos reagentes, 
4 
 
num sistema fechado, é igual à massa dos produtos, obedecendo à frase que diz: “na natureza, 
nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” (USBERCO E SALVADOR, 2002). 
As reações químicas são classificadas em quatro tipos: 
1. Síntese ou adição 
2. Análise ou decomposição 
3. Simples troca ou deslocamento 
4. Dupla troca 
 
REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO 
É a reação onde duas ou mais substâncias reagem para se transformar em uma. 
Podemos citar como exemplo a síntese do Dióxido de carbono (popularmente conhecido 
como gás carbônico). 
𝐶 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 
 
REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO 
É a reação onde uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estrutura 
mais simples. Cita-se como exemplo a decomposição do Brometo de Prata: 
2𝐴𝑔𝐵𝑟 → 2𝐴𝑔 + 𝐵𝑟2 
 
REAÇÃO DE SIMPLES TROCA OU DESLOCAMENTO 
É a reação onde uma substância simples troca de lugar com um elemento de uma 
substância composta, se transformando em uma nova substância simples. Exemplos: 
𝑍𝑛 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝑍𝑛𝑆𝑂4 + 𝐻2 
𝐹𝑒 + 𝐶𝑢𝑆𝑂4 → 𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 𝐶𝑢 
REAÇÃO DE DUPLA TROCA 
É a reação onde duas substâncias compostas reagem e trocam seus elementos, se 
transformando em duas substâncias também compostas. Exemplos: 
𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 
𝐹𝑒𝑆 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝐹𝑒𝐶𝑙2 + 𝐻2𝑆 
5 
 
OBJETIVOS 
Observar diferentes reações químicas, analisar os aspectos qualitativos, quantitativos 
e físico-químicos das reações químicas realizadas em laboratório. 
PARTE EXPERIMENTAL 
Materiais utilizados: 
 Suporte universal; 
 Argola para funil; 
 Béquer de 250 mL; 
 Manta elétrica; 
 Cápsula de porcelana; 
 Erlenmeyer de 250 mL; 
 Balão volumétrico de 100 mL; 
 Estante para tubos de ensaio; 
 Tubos de ensaio; 
 Fita de magnésio; 
 Funil de vidro; 
 Papel de filtro; 
 Pisseta; 
 Proveta de 25 mL; 
 Pipeta de 10 mL e 5 mL; 
 Balança Analítica marca Marte, fabricante Shimadzu, modelo ay-220 – capacidade 
220g x 0,0001g; 
 Bastão de vidro; 
 Pinça de madeira; 
 
Reagentes utilizados: 
 Água destilada; 
 Solução de Ácido Sulfúrico (H2SO4) a 1 mol.L
-1
; 
 Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) a 1 mol.L-1; 
 Solução de Nitrato de Chumbo (Pb(NO3)2) 1 mol.L
-1
; 
Procedimento experimental 
6 
 
 Ao iniciar a prática, os tubos de ensaio a serem utilizados, foram todos enumerados 
com um pincel piloto, para um controle mais rígido de atenção, além da marcação todos 
foram previamente lavados com água destilada. Quando os três tubos já se encontravam 
devidamente colocados no suporte, o procedimento para a realização das reações químicas foi 
iniciado. 
 Foram realizadas duas práticas experimentais onde foi realizada a preparação de uma 
solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) a 1 mol.L
-1
. 
 Para o preparo da solução de NaOH foi realizado o seguinte procedimento: 
1. Encheu-se o béquer com um volume de água destilada inferior ao volume final de 
solução a ser preparada; 
2. Foi pipetado o volume de solução em estoque de NaOH que contem a massa calculada 
para o preparo da solução problema, usando o pipetador de borracha; 
3. Transferiu-se lentamente a solução pipetada para o béquer; 
4. Foi realizada a transferência da solução pipetada para o balão volumétrico; 
5. Foi efetuada a lavagem das paredes do béquer com o solvente e adicionado as águas 
de lavagem ao balão volumétrico; 
6. Adicionou-se o solvente até que o volume de solução atingisse a marca indicativa no 
pescoço do balão; 
7. Após a homogeneização da solução invertendo-se o balão volumétrico (bem tampado) 
diversas vezes foi transferido a solução para um frasco devidamente etiquetado com o 
nome do grupo, com a fórmula e concentração da solução. 
 Na primeira parte do experimento proposto utilizando o auxílio de uma pipeta de 5 
mL foi adicionado a um tubo de ensaio 5 mL de solução de Ácido Sulfúrico a uma 
concentração de 1 mol.L
-1
. 
 Pesou-se uma pequena tira de magnésio e foi anotado a massa de 0,0518 g e em 
seguida a tira de magnésio foi mergulhada no tubo de ensaio que continha a solução de H2SO4. 
Foi observado que ao entrar em contato com a solução de H2SO4 começou a ser notado na 
superfície da tira de magnésio o desprendimento de gases, tal fato pôde ser observado devido 
à presença de bolhas na superfície da tira de magnésio. O fato observado pode ser considerado 
como uma evidência de que houve uma reação entre o H2SO4 e a tira de magnésio. Ao 
adicionar H2SO4 e uma fita de magnésio em um tubo de ensaio ocorreu uma reação. A fita de 
magnésio se dissolveu, houve liberação de calor e a solução começou a borbulhar. Tal reação 
pode ser representada da seguinte forma: 
7 
 
𝐻2𝑆𝑂4(𝑙) + 𝑀𝑔(𝑠) → 𝑀𝑔𝑆𝑂4(𝑠) + 𝐻2(𝑔) 
 O magnésio reagiu com o Ácido Sulfúrico formando Sulfato de Magnésio (MgSO4) e 
gás Hidrogênio (H2), o que explica a formação de bolhas. Esta reação é uma reação 
exotérmica (a liberação de energia foi verificada ao entrar em contato com o tubo de ensaio e 
perceber que o mesmo estava quente), pois a energia final dos produtos é menor que a energia 
inicial dos reagentes, ou seja, a reação química libera calor. O Sulfato de Magnésio (MgSO4) 
produzido é um sal solúvel em água, o que explica a não visualização do sal na solução 
aquosa. 
 Após 5 minutos do contato do MgSO4 e a fita de magnésio os produtos envolvidos na 
reação foram colocados em uma cápsula de porcelana previamente pesada (36,8004 g) e 
levados ao aquecimento em uma manta elétrica marca DiagTech modelo DT3120He após a 
secagem da solução aquosa foi pesado novamente a cápsula com o produto da reação e foram 
anotados que o peso da tira de magnésio que sobrou era de 0,1659 g. 
 De acordo com os cálculos estequiométricos (demonstrados abaixo) a massa dos 
produtos da reação é a seguinte: 6,136 g de MgSO4 e 0,013 g de H2. 
MM H2SO4 = 98,07 g.mol
-1
 
MM MgSO4 = 120,37 g.mol
-1
 
X = massa do MgSO4 
Y = massa do H2 
98,07 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1 − 120,37𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1 
5 𝑚𝐿 − − − − − 𝑋 
𝑋 = 6,136 𝑔 
 
 
24,30 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1 − 2𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1 
0,1569 𝑔 − − − − − 𝑌 
𝑌 = 0,013 𝑔 
 Segundo a Lei Ponderal de Proust, denominada de Lei das Proporções Constantes, as 
reações sempre ocorrem em proporções definidas e constantes. Por exemplo, a reação de 
formação da amônia é realizada na proporção de 1 mol de gás nitrogênio para 3 mols de gás 
hidrogênio, conforme mostrado pelos coeficientes estequiométricos na equação abaixo: 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔) 
8 
 
 Se essa reação for realizada numa proporção diferente dessa, então teremos um 
reagente em excesso e um reagente limitante. No caso de reagirmos 1 mol de N2(g) com 
apenas 2 mols de H2(g), veremos claramente que a quantidade de hidrogênio é menor do que a 
requerida pela relação estequiométrica, então ele é o reagente limitante da reação. 
 Reagente limitante é aquele que limita a quantidade de produto que pode ser 
produzido na reação. Isso significa que quando o reagente limitante é totalmente consumido, a 
reação para, mesmo tendo ainda outros reagentes. Todos os outros reagentes que sobrarem 
serão considerados reagentes em excesso. 
 Na segunda parte do experimento proposto utilizando o auxílio de uma pipeta de 10 
mL foi adicionado a um tubo de ensaio 10 mL de solução de Nitrato de Chumbo (Pb(NO3)2) a 
uma concentração de 1 mol.L
-1
. Em seguida foi adicionado, com o auxílio de uma pipeta de 5 
mL, 1 mL de solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) previamente preparada conforme 
descrito anteriormente neste relatório. 
 Observou-se que ao entrar em contato as duas soluções, Pb(NO3)2 e NaOH a solução 
ficou turva, ocorreu a formação de uma mistura branca, leitosa pois, formou-se hidróxido de 
chumbo, sólido branco, geralmente em pó, estável, insolúvel em água (precipitado) e o tubo 
de ensaio ficou frio ao contato. A equação balanceada a seguir demonstra a reação ocorrida 
entre o Pb(NO3)2 e NaOH: 
𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑃𝑏(𝑂𝐻)2 + 2𝑁𝑎𝑁𝑂3 
 O hidróxido de chumbo é insolúvel em água, pois além de ser uma base – bases são 
de difícil dissociação pela água – o chumbo forma fortes ligações com seus ânions. 
 Após a precipitação do hidróxido de chumbo a solução foi filtrada e lavada com 10 
mL de água destilada, efetuado a secagem do sólido obtido e em seguida pesado. No 
procedimento efetuado a quantidade de hidróxido de sódio residual não foi suficiente para que 
fosse efetuada uma pesagem significativa o que resultou na diferença entre a massa obtida 
com o experimento e o esperado pelos cálculos estequiométricos. 
 Na maioria das reações químicas realizadas na prática em indústrias e em 
laboratórios, a quantidade de produto obtido é menor que a quantidade esperada teoricamente. 
Isso quer dizer que o rendimento da reação não é igual a 100%, pois a massa total dos 
reagentes não foi completamente convertida em produtos. 
 Isso pode acontecer devido a diversos fatores, veja os mais comuns: 
1. Podem ocorrer reações paralelas à que desejamos e, com isso, uma parte de um 
ou de ambos os reagentes é consumida, formando produtos indesejáveis; 
9 
 
2. A reação pode ficar incompleta por ser reversível; assim, parte do produto 
formado é novamente convertida em reagentes; 
3. Podem ocorrer perdas de produto durante a reação, como ao serem usadas 
aparelhagens de má qualidade ou por algum erro do operador. 
4. Desse modo, é expressamente importante saber o rendimento real ou rendimento 
da reação que se pode esperar nas condições em que a reação for realizada. O 
rendimento da reação é uma porcentagem do teoricamente esperado. 
 Previsão estequiométrica do sólido obtido: 
MM Pb(NO3)2 = 331,72 g.mol
-1
 
MM Pb(OH)2 = 241,7 g.mol
-1
 
X = massa do Pb(OH)2 
331,72 𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1 − 241,7𝑔. 𝑚𝑜𝑙−1 
10 𝑔 − − − − − 𝑋 
𝑥 = 7,286 𝑔 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Reação do Magnésio com Ácido Sulfúrico: 
Observou-se que na superfície do metal continha uma camada protetora. Essa 
camada são óxidos de magnésio formados pela reação do Magnésio com o oxigênio da 
atmosfera. Na reação entre o Mg e H2SO4 foram formados gás hidrogênio e Sulfato de 
Magnésio. A reação ocorreu lentamente. A reação ocorrida pode ser classificada como uma 
reação de substituição de natureza exotérmica. 
O resultado encontrado na primeira parte do experimento está em conformidade com 
o descrito por PERUZZO e CANTO (1998), com exceção da quantidade obtida que devido a 
erros humanos não foram confrontados de forma a atestar os cálculos estequiométricos. 
Reação do Nitrato de Chumbo com Hidróxido de Sódio: 
No momento em que foi iniciada a reação (mistura entre as duas soluções) pode ser 
verificado que se tratava de uma reação endotérmica, classificada como uma reação de dupla 
troca (formação de produtos compostos). 
O resultado obtido para a quantidade do produto do segundo experimento não pode 
ser comparado com outros experimentos realizados, pois não foi obtida uma quantidade 
satisfatória para realização da pesagem. Tal fato pode ser resultado do tempo de espera, que 
não foi suficiente, para a precipitação do produto esperado. 
10 
 
A falta de resultados palpáveis induz a pensar que o procedimento não foi realizado 
com a extrema cautela e atenção pelos executores do experimento. 
CONCLUSÃO 
Existem várias maneiras de se identificar uma reação química, com tudo a mais 
determinante é a formação de precipitado. O produto de dois ou mais reagentes é o resultado 
da reorganização dos átomos iniciais, mudando as características químicas das substâncias 
sem alterar a quantidade de átomos existentes. 
Este resultado vai depender da natureza dos reagentes envolvidos na reação. Assim, 
reação química é o processo pelo qual átomos ou grupos de átomos são redistribuídos, 
resultando em mudança na composição molecular das substâncias. 
Através dos experimentos realizados, vários itens teóricos no aprendizado da 
Química, foram observados, como a formação de precipitados, mudança de cor e classificação 
das reações. 
Adquiriu-se assim um treino valioso para análise qualitativa de uma reação, 
buscando os indícios que ilustram as reações envolvidas e fixou-se com a observação prática 
dos vários conceitos sobre reações. 
Para a maior otimização possível da reação é necessário usar reagentes nas 
proporções adequadas, no entanto deve-se levar em conta fatores como as impurezas nos 
reagente e o desperdício de material no próprio processo (perda durante transporte, erro do 
utilizador, entre outros). E que na prática é impossível se obter um rendimento de 100%, no 
entanto, é desejável se aproximar o máximo possível disso. 
REFERÊNCIAS 
CONSTANTINO, G. C.; SILVA, G. V. J.; DONATE, P. M. Fundamentos de Química 
Experimental. 2. ed. – 1. reimpr. – São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2014. 
PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L.; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, 
vol.1, São Paulo/SP- 1998. 
RUSSEL, J. B. Química Geral. Volume 1. 2. ed. – São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. 
USBERCO J.; SALVADOR E. Química. 5º ed. São Paulo: Editora Saraiva, 2002.