Relatório II - Reações Químicas

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
CAMPUS ACADÊMIDO DO AGRESTE 
NÚCLEO DE TECNOLOGIA 
ENGENHARIA CIVIL 
 
 
 
 
 
 
 
REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALINE ADRIANE PEREIRA DE SIQUEIRA NASCIMENTO 
CLENILDO DUDA DE LIRA E SILVA 
ELYAQUIM DOMINGOS TORRES 
FLAVIANNY KETHILLY CAVALCANTE BARBOSA 
REBECA THAYS FLORENCIO TEODORO DE SIQUEIRA 
 
 
 
 
 
Caruaru 
2018 
ALINE ADRIANE PEREIRA DE SIQUEIRA NASCIMENTO 
CLENILDO DUDA DE LIRA E SILVA 
ELYAQUIM DOMINGOS TORRES 
FLAVIANNY KETHILLY CAVALCANTE BARBOSA 
REBECA THAYS FLORENCIO TEODORO DE SIQUEIRA 
 
 
 
 
 
 
REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
 
Trabalho acadêmico de modelo de 
relatório laboratorial, como requisito à 
obtenção de nota do primeiro exercício 
escolar, apresentado à disciplina de 
Química Geral I da Universidade Federal 
de Pernambuco. 
 
 
Orientadora: Professora Drª. Érika Pinto Marinho 
 
 
 
 
Caruaru 
2018 
RESUMO 
 
Este relatório objetiva expor os resultados alcançados e observações feitas 
sobre a reações químicas postas em prática, concomitantemente discutindo-as. 
Além de, descrever as metodologias aplicadas e resultados obtidos na 
realização da atividade prática laboratorial dos discentes do curso de Engenharia 
Civil, da Universidade Federal de Pernambuco – Campus Agreste, na disciplina 
de Química Geral I. 
 
Palavras-chave: Práticas laboratoriais. Química Geral I. Reações Químicas. 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO .......................................................................................................................5 
2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS ..............................................................................8 
2.1 Primeiro procedimento experimental ......................................................................8 
2.2 Segundo procedimento experimental ...................................................................10 
3 RESULTADOS .....................................................................................................................11 
3.1 Resultados do primeiro experimento ....................................................................11 
3.2 Resultados do segundo experimento ....................................................................15 
4 CONCLUSÃO .......................................................................................................................16 
REFERÊNCIAS .......................................................................................................................17 
ANEXOS ...................................................................................................................................18 
 
5 
 
 
 1 INTRODUÇÃO 
 Diversos objetos e materiais utilizados no dia a dia provieram da 
manipulação dos elementos químicos, visto que todos eles necessitaram de um 
rearranjo intramolecular ou intermolecular para serem formados, seja por 
processos naturais ou artificiais. No âmbito da Engenharia Civil, diversos 
compostos foram descobertos através do conhecimento prévio das propriedades 
químicas de outros compostos, e inúmeros processos puderam ser realizados 
através disso, a exemplo, o tratamento de água. Por isso, conhecer as reações 
químicas é de extrema importância para o avanço de processos que necessitam 
desse conhecimento. 
 Em uma reação química há reagente e produto, que são elementos ou 
soluções combinadas e o resultado obtido pela mistura desses, respectivamente. 
Atkins (2011) afirma que para resumir reações, é preciso saber que os átomos 
não são criados nem destruídos em uma reação química, eles simplesmente 
mudam de parceiro. Dessa forma, pode-se atestar que os reagentes envolvidos 
no processo certamente aparecerão nos produtos. Ademais, as reações 
químicas podem ser subdivididas em reações de síntese, decomposição, 
simples troca ou dupla troca. 
 As reações de síntese ou de adição são reações onde os reagentes se 
unem para formar um só composto (substância eletricamente neutra formada por 
dois ou mais elementos). Num exemplo prático, considerando A e B dois 
elementos, diz-se que A e B reagiram formando C ou, A + B  C. Nas reações 
de decomposição ocorre o processo contrário, há um composto C que é 
decomposto e resulta nos elementos A e B. Diferente das reações de síntese e 
decomposição, a reação de simples troca ocorre quando um elemento A reage 
com um composto XY resultando em AY + X. No caso das reações de dupla 
troca, dois compostos são misturados resultando em outros dois compostos que 
tiveram ânions e cátions trocados. Exemplificando, tem-se que: A+B- + C+D-  
A+ D- + C+ B-. 
6 
 
 Além disso, faz-se necessário definir os conceitos de mistura homogênea 
e mistura heterogênea. Atkins (2011) afirma que quando as moléculas estão 
suficientemente dispersas de modo que a composição é a mesma em toda a 
amostra, pode-se dizer que tal amostra é homogênea, portanto, é uma solução. 
Todavia, quando é possível perceber a existência de diferentes compostos em 
uma amostra, seja com auxílio de um microscópio ou a olho nu, diz-se que tal 
amostra é uma mistura heterogênea. 
 Concomitantemente, é importante saber que há peculiaridades em cada 
elemento e composto que está reagindo. Devido à natureza exclusiva de cada 
elemento, é possível que haja diferentes produtos, em diferentes estados físicos, 
dependendo dos reagentes. Por isso, faz-se necessário o esclarecimento das 
reações de oxirredução, precipitação e neutralização. 
 De acordo com Baccan (2001), o processo de oxidação envolve a perda 
de elétrons por parte de uma substância, enquanto o processo de redução 
envolve o ganho de elétrons. Dessa forma é correto afirmar que um processo 
ocorre simultâneo ao outro em vista que elétrons não são criados nem 
destruídos. Esta perda ou ganho de elétrons é indicada através da variação do 
NOX (número de oxidação) das substâncias envolvidas. Para uma melhor 
compreensão, considere o processo abaixo: 
Zn(s)º + Cu2+ (SO4)2-(aq) → Cu(s)º + Zn2+ SO42- (aq) 
 Como visto acima, o Znº oxidou para Zn2+ e o Cu2+ reduziu para Cuº. Por 
isso diz que essa reação é de oxirredução. 
 Uma substância é chamada de eletrólito quando se dissolve e forma uma 
solução capaz de conduzir eletricidade, quando nessa dissolução a substância 
está presente quase totalmente em forma de íons, a mesma é caracterizada 
como eletrólito forte. Chama-se de não-eletrólito as substâncias que ao se 
dissolverem formam solução que não conduz eletricidade. Dessas definições 
parte o conceito de precipitação, pois quando misturado duas soluções 
eletrolíticas fortes, forma-se um produto sólido insolúvel, que é denominado 
como precipitado. 
7 
 
 Para introdução do conceito de reações de neutralização, faz-se 
necessário estabelecer o conceito de ácido e base. Segundo o sueco Svante 
Arrehenius, um ácido é um composto que contém hidrogênio e reage com água 
formando íons H+, ademais, uma base é um composto que produz íons (OH)- 
quando em solução aquosa. Relacionando tais conceitos às reações de 
neutralização tem-se que ao reagir um ácido com uma base obtém-se como 
produto um composto iônico, chamado de sal. Segundo Atkins (2011), em 
qualquer reação de neutralização, o cátion do sal provém da base e o ânion do 
ácido e qualquer reação de neutralização entre um ácido forte e uma base forte 
tem como produto sal e água. 
 
8 
 
 
 2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 Para melhor compreender os tipos de reações e comportamento dos íons 
dos compostos em uma reação, foi realizada uma série de experimentos, 
visando analisar asinterações entre reagente e produto de cada uma delas, de 
modo a reforçar os conceitos até então aprendidos somente em teoria. 
 
 2.1 Primeiro procedimento experimental 
 Inicialmente foi proposto a realização de treze experimentos 
químicos utilizando soluções com concentrações já conhecidas. Dispondo de 
pipetas de 25 ml (uma para cada solução), tubos de ensaio e uma pêra de 
sucção, foi colocado 1 ml de cada solução pedida e observou-se em quais tubos 
ocorreram reações químicas. As soluções utilizadas estão na tabela 1; destas, 
apenas o iodeto de potássio e o permanganato de potássio possuíam 
concentração 0,25 M, diferente das demais que possuíam concentração igual a 
0,1 M. 
 No primeiro tubo de ensaio, misturou-se 1mL de cloreto de sódio 
(NaCl) com 1mL de nitrato de prata (AgNO3). Neste tubo, foi observado a 
formação de um precipitado branco. 
 Para a reação no tubo de ensaio 2, foi misturado mais uma vez 1 
ml de nitrato de prata (AgNO3) com o mesmo volume de sulfato de zinco (ZnSO4). 
Neste caso, entretanto, não foi observada nenhuma alteração visível a olho nu. 
 Nesta reação, 1 ml de nitrato de prata (AgNO3) foi adicionado a 1 
ml de iodeto de potássio (KI) no terceiro tubo de ensaio. A solução adquiriu uma 
coloração amarela leitosa após a mistura completa dos reagentes. 
 No tubo de ensaio 4, adicionou-se um prego que tem ferro (Fe) na 
sua composição, e após isto foi adicionado 1 ml de sulfato de cobre II (CuSO4). 
Observou-se então a formação de uma camada de cor avermelhada ao redor do 
prego. 
9 
 
 Posicionando outro prego (Fe) no quinto tubo de ensaio adicionou-
se 1 ml sulfato de zinco (ZnSO4). Entretanto, não foi possível observar nenhuma 
alteração visível na reação entre tais compostos. 
 Na sexta reação, 2 ml de ácido clorídrico, um ácido incolor, foram 
pipetados no tubo que continha ferro sólido. Entretanto, a olho nu, viu-se apenas 
pequenas bolhas de ar ao redor do ferro. 
 No tubo de ensaio 7, ocorreu a formação de um precipitado após a 
mistura de 1ml sulfato de ferro II (FeSO4) e 1 ml de cloreto de bário (BaCl2). 
 Dispondo-se novamente de 1 ml de cloreto de bário (BaCl2) 
adiciona-se este à 1 ml de sulfato de cobre II que possui a coloração azul claro. 
Neste oitavo tubo de ensaio, observou-se a formação de um precipitado de cor 
branca. 
 Misturou-se no tubo de ensaio 9, 1 ml de iodeto de potássio (KI) e 
1 ml de cloreto de bário (BaCl2). Entretanto não foi observada nenhuma mudança 
na coloração ou estado físico. 
 No tubo de ensaio 10, adicionou-se 1 ml de hidróxido de sódio 
(NaOH) à 1 ml de sulfato de ferro II (FeSO4). Houve então a formação de um 
precipitado de cor verde lodo. 
 O permanganato de potássio (KMnO4) possui uma coloração 
violeta, quando misturado 1mL do menos no décimo primeiro tubo com 1mL de 
sulfato de ferro II (FeSO4), observou-se que a mistura adquiriu um tom 
avermelhado com tendência ao vinho. 
 No 12º tubo de ensaio, houve a mistura de 1ml permanganato de 
potássio (KMnO4), hidróxido de sódio (NaOH) e ácido sulfúrico (H2SO4) nas 
mesmas proporções. Resultando na alteração da coloração para verde lodo com 
um precipitado marrom. 
 No último tubo de ensaio, misturou-se 1ml permanganato de 
potássio (KMnO4) e 1ml de hidróxido de sódio (NaOH). Como o permanganato 
de potássio possui um tom de violeta muito escuro não foi possível notar 
alterações na coloração da solução. 
10 
 
 
Cloreto de Sódio NaCl Sulfato de Cobre II CuSO4 
Nitrato de Prata AgNO3 Ferro Fe 
Sulfato de Zinco ZnSO4 Ácido Clorídrico HCl 
Iodeto de Potássio KI Sulfato de Ferro II FeSO4 
Cloreto de Bário BaCl2 Hidróxido de Sódio NaOH 
Permanganato de Potássio KMnO4 Ácido Sulfúrico H2SO4 
Tabela 1: Soluções Utilizadas 
 
 2.2 Segundo procedimento experimental 
 Uma solução desconhecida foi proposta como solução problema, e 
nela devia-se identificar a existência de íons Ag+, Ba 2+ e Fe2+. Utilizando como 
base os experimentos e resultados obtidos na etapa anterior, escolheu-se 
soluções que viriam resultar em produtos com características visíveis a olho nu, 
desse modo revelando ou não a existência dos íons na solução. 
11 
 
 
 3 RESULTADOS 
 
 Após a realização dos procedimentos experimentais, foi dado um tempo 
para que os precipitados em suspensão fossem para o fundo do recipiente e os 
precipitados ainda não formados floculassem. Passado esse tempo, pôde-se 
inferir à cerca dos resultados obtidos. 
 
 3.1 Resultados do primeiro experimento 
 Após a realização dos procedimentos já citados, observou-se o 
comportamento de cada solução. Para caracterizar os produtos obtidos em cada 
reação, foi utilizada como base a tabela de solubilidade (que pode ser visualizada 
no item Anexos - Imagem 1), identificando assim as reações de precipitação. 
Nas reações de oxirredução, avaliou-se a variação de NOX de cada elemento 
envolvido. 
 A primeira reação ocorreu entre o cloreto de sódio e o nitrato de 
prata, resultando na formação de cloreto de prata que é um composto insolúvel. 
Desta forma foi possível observar a formação de um precipitado branco em 
suspenção ao mesmo tempo que era adicionado o cloreto de sódio ao nitrato de 
prata. A equação balanceada do processo descrito pode ser visualizada abaixo: 
 
Equação 1 
 No segundo tubo de ensaio, adicionou-se nitrato de prata e sulfato 
de zinco. Neste caso não foi obtido nenhum precipitado, porém a solução ficou 
levemente turva. Atkins (2011) explica que o sulfato de prata (AgSO4) é um 
composto ligeiramente solúvel, explicando assim o produto visualizado. A 
equação balanceada do processo descrito pode ser visualizada abaixo: 
 
Equação 2 
NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq) 
 
ZnSO4(aq) + 2 AgNO3(aq) → Ag2SO4(aq) + Zn(NO3)2(aq) 
 
12 
 
 Na terceira reação, utilizou-se iodeto de potássio e nitrato de prata, 
obtendo assim o precipitado iodeto de prata, um composto insolúvel de coloração 
amarela. A equação balanceada do processo descrito pode ser visualizada 
abaixo: 
 
Equação 3 
 No quarto tubo, o sulfato de cobre ao reagir com ferro metálico 
provocou uma reação de oxirredução, onde o ferro oxidou e formou-se ao seu 
redor uma camada de cobre metálico (oxidante) além de sulfato de ferro II. Neste 
caso, o NOX do ferro foi alterado de 0 para +2 (sofreu oxidação), e o do cobre 
de +2 para 0 (sofreu redução). A equação balanceada do processo descrito pode 
ser visualizada abaixo: 
 
Equação 4 
 Na quinta reação, não foi observada nenhuma alteração visível na 
solução, isso ocorreu devido à peculiaridade do metal zinco com o metal ferro, e 
pode ser explicada Faldini (2011): 
Em outras palavras os metais mais redutores corroem-se no lugar 
dos menos redutores. Como o zinco é mais anódico do que o 
elemento ferro [...], é ele que se corrói preferencialmente quando 
estes metais são acoplados num meio agressivo, ou seja, o zinco 
se sacrifica para proteger o ferro. (SILVA, FALDINI, 2011) 
 Na reação o zinco reduziu de Zn2+ para Znº e o ferro oxidou de Fe0 
para Fe2+, caracterizando a reação como reação de oxirredução e simples troca. 
A equação balanceada do processo descrito pode ser visualizada abaixo: 
 
Equação 5 
 Na sexta reação, que consistiu em adicionar ferro ao ácido 
clorídrico, ocorreu a formação de bolhas ao redor do ferro, as mesmas 
representam a liberação de gás hidrogênio. Esta reação é caracterizada mais 
KI(aq) + AgNO3(aq) → AgI(s) + KNO3(aq) 
 
Cu2+ (SO4) 2-(aq) + Feº(s) = Cuº(s) + Fe2+ (SO4) 2-(aq) 
 
 
Zn2+ (SO4) 2-(aq) + Feº(s) → Fe2+ (SO4) 2-(aq) + Znº (s) 
 
 
13 
 
uma vez como uma reação de oxirredução, onde o hidrogênio reduz deH+ para 
Hº e o ferro oxida de Feº para Fe2+. A equação balanceada do processo descrito 
pode ser visualizada abaixo: 
 
Equação 6 
 Na sétima reação foi adicionado cloreto de bário a sulfato de ferro. 
Rapidamente houve a formação de um precipitado branco, correspondente ao 
sulfato de bário, caracterizando a reação como uma reação de dupla troca. A 
equação balanceada do processo descrito pode ser visualizada abaixo: 
 
Equação 7 
 No oitavo tubo de ensaio com a adição de sulfato de cobre e cloreto 
de bário, foi formado um precipitado de cor levemente branca, a reação produziu 
o precipitado sulfato de bário e cloreto de cobre em solução aquosa. A equação 
balanceada do processo descrito pode ser visualizada abaixo: 
 
Equação 8 
 Na nona reação, ao combinar o iodeto de potássio ao cloreto de 
bário, a olho nu nada ocorreu, pois nessa reação de dupla troca, os reagentes 
levam à formação de cloreto de potássio e iodeto de bário, e ambos os 
compostos resultantes dessa reação são solúveis, logo, não houve formação de 
precipitado. A equação balanceada do processo descrito pode ser visualizada 
abaixo: 
 
Equação 9 
 Nesse experimento é válido destacar que a coloração inicial do 
sulfato de ferro II é laranja e o hidróxido de sódio é incolor. Ocorrida a reação, 
2 H+CL-(aq) + Feº (s) → Fe2+ (CL2)2- + H2º(g) 
 
 
BaCl2 (aq) + FeSO4 (aq) → BaSO4 (s) + FeCl2 (aq) 
 
CuSO4(aq) + BaCl2(aq) → BaSO4(s) + CuCl2(aq) 
2 KI(aq) + BaCl2(aq) → BaI2(aq) + 2 KCl(aq) 
14 
 
houve formação de um precipitado esverdeado, visto que hidróxidos são 
insolúveis e a coloração do precipitado Fe(OH)2 é verde. A equação balanceada 
do processo descrito pode ser visualizada abaixo: 
 
Equação 10 
 A partir do permanganato de potássio e do sulfato de ferro II, é 
possível se obter o permanganato de ferro II e sulfato de potássio como produtos 
da reação de dupla-troca. O KMnO4 apresenta uma coloração púrpura e o Fe(SO 
4), uma coloração amarelada; logo, após o término do processo de reação entre 
esses dois compostos, observou-se um líquido de coloração bastante escura, 
tendendo para o vinho (cor predominante do procedimento). A equação 
balanceada do processo descrito pode ser visualizada abaixo: 
 
 
Equação 11 
 Na reação 12, utilizou-se permanganato de potássio e iodeto de 
potássio. O produto da solução apresentava coloração esverdeada, tal cor indica 
que o manganês reduziu (de +7 para +6), além disso o iodo sofreu oxidação (de 
-1 para 0), sendo assim, trata-se de uma reação de oxirredução que pode ser 
visualizada abaixo: 
 
Equação 12 
 Por fim, ao último tubo de ensaio adicionou-se permanganato de 
potássio e hidróxido de sódio. A solução manteve a coloração púrpura, o que 
indica a permanência do manganês em seu estado de oxidação anterior fazendo 
parte do íon permanganato. Neste caso ocorre apenas uma reação de dupla 
troca. A equação balanceada do processo descrito pode ser visualizada abaixo: 
2 NaOH(aq) + FeSO4(aq) → Fe(OH)2(s) + Na2SO4(aq) 
2 KMnO4(aq) + FeSO4(aq) → Fe(MnO4)2(aq) + K2SO4(aq) 
2 KMnO4(aq) + 2 K+ I-(aq) → I2º(g) + 2 K2MnO4(aq) 
15 
 
 
Equação 13 
 
 3.2 Resultados do segundo experimento 
 Foi colocado 0,2mL da solução problema em três tubos de ensaio 
diferentes. Ao primeiro tubo foi adicionado 0,2mL de cloreto de sódio (NaCl), 
visto que se houvesse reação química haveria a formação de um cloreto, e como 
todos os cloretos são solúveis, exceto os de prata (Ag), mercúrio (Hg) e chumbo 
(Pb), se o íon Ag+ estivesse presente na amostra, ocorreria a formação do 
cloreto de prata (AgCl), que é insolúvel e precipita. Inferiu-se que não havia íons 
Ag+ na solução, pois não houve a formação de nenhum precipitado. 
 No segundo tubo de ensaio adicionou-se 0,2mL de sulfato de zinco 
(ZnSO4), pois de acordo com Atkins (2011), se a amostra contivesse o íon Ba2+, 
haveria a formação do sulfato de bário (BaSO4), que é insolúvel. Porém, inferiu-
se que a amostra não continha íons Ba2+ porque não houve a formação de 
precipitado. 
 Por fim, foi adicionado 0,2mL de hidróxido de sódio (NaOH) no 
terceiro tubo. A intenção era fazer o suposto íon de ferro presente na amostra, 
precipitar. Como afirmado por Atkins (2011), todos os hidróxidos são insolúveis, 
exceto os hidróxidos que formam composto com os elementos dos grupos 1A e 
2A. Como o elemento ferro pertence ao grupo 8B, certamente ao reagir com o 
hidróxido formaria um precipitado (hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso 
[Fe(OH)2]) que é insolúvel em água. Após o hidróxido de sódio ter sido 
adicionado, um precipitado surgiu num tom azul-esverdeado e com o passar do 
tempo, notou-se o surgimento de pequenos flocos no fundo do frasco na cor de 
ferrugem, comprovando a existência de íons Fe2+ na amostra. 
 
KMnO4(aq) + NaOH(aq) → KOH(aq) + NaMnO4(aq) 
16 
 
 
 4 CONCLUSÃO 
 
 É correto afirmar que diversos processos só ocorrem devido a 
manipulação das reações químicas e que com o passar dos anos, com o 
crescimento do conhecimento quantitativo e qualitativo sobre elas, diversos 
procedimentos realizados para o bem-estar social foram aperfeiçoados, a 
exemplo disso o tratamento de esgoto e obtenção de energia nuclear. 
 Os procedimentos experimentais serviram para aproximar o conteúdo 
teórico do conteúdo prático aperfeiçoando assim o caráter científico dos alunos. 
Ao término do primeiro experimento pôde-se inferir que para um mesmo íon, é 
possível formar diversos outros compostos, e que cada composto pode gerar um 
produto diferente de acordo com o reagente que lhe faz companhia. Isso 
expande a gama de reações possíveis de serem feitas devido à infinidade de 
produtos que podem ser obtidos no final do processo em diversos estados 
físicos. 
 Ademais, no segundo experimento, visto que o íon da solução problema 
foi identificado através de testes de precipitação, ficou explícito que o 
conhecimento da solubilidade de um determinado composto é de extrema 
importância, pois é com essa informação que é possível selecionar compostos 
ou soluções que, por reação, possam identificar a presença de íons em uma 
amostra. Como exemplo prático, no tratamento de águas residuais que contêm 
metais tóxicos, a precipitação química é o método mais comum para a remoção 
desses metais dissolvidos por meio da adição de um reagente que faça tal metal 
precipitar, para logo após passar pelo processo de filtração. 
 
 
17 
 
 
 REFERÊNCIAS 
 
BACCAN, Nivaldo. Química analítica quantitativa elementar. 3ª 
ed. São Paulo: Edgard Blucher Ltda., 2001. 
ATKINS, Peter. Principios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente. 5ª ed. São Paulo: Bookman, 2011. 
ABRAHAM – Beth – Chemistry C3 – 2016 – Disponível em: 
<https://pt.slideshare.net/bethenabraham/chemistry-c3-revsion-
notes> – Acesso em: [25 de abril de 2018 às 21:00h] 
SILVA, Fernanda; FALDINI, SONIA. “Galvanização a quente: 
processo por batelada”. Disponível em 
<http://www.mackenzie.br/fileadmin/Graduacao/EE/Revista_on_lin
e/Galvanizacao_a_Quente.pdf> Acesso em: [22 de abril de 2018, 
às 19:55] 
 
18 
 
 
 ANEXOS 
 
 Questionário 
 
1.1 Quais das reações acima são de oxirredução? 
 As reações 4,5,6 e 13 são de oxirredução. Os elementos 
 que sofreram oxidação e redução estão descritos no item 
 Resultados. Os detalhamentos de cada uma das reações 
 podem ser encontrados no mesmo item. 
1.2 Os íons Ag+ podem ser precipitados por todos os ânions 
estudados nesta prática? 
 Não, pois de acordo com Atkins (2011), o íon Ag+ é 
parcialmente solúvel com o (SO4)2-, logo, o sulfatode prata 
é levemente solúvel, portanto não forma precipitado (como 
observado na reação 2). 
1.3 Escreva todas as equações balanceadas dos 
experimentos realizados. 
 Todas as reações presentes nesse relatório que foram 
utilizadas nos experimentos estão devidamente 
balanceadas. Todas as reações de oxirredução nesse 
relatório apresentam, visivelmente, o NOX de cada 
elemento de forma clara. 
 
 
 
 
 
19 
 
 
Imagem 1