Experimento de Sistemas e Reações Químicas

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ
Campus Crateús
Engenharia de Minas/Ambiental
EXPERIMENTO 3
SISTEMAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Alunos: Paulo César Ribeiro da Silva Júnior, 403520
Thalia Lopes de Sousa, 390201
Prof.: Luísa G. A. T. Farias
Crateús, outubro de 2018
1.0. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
A matéria pode sofrer dois tipos de transformações principais, a física e a química. A transformação física é quando não se altera a natureza da matéria, ou seja, a sua composição. Por exemplo, quando cortamos um pedaço de papel, ele sofreu uma transformação, mas foi um fenômeno físico, porque ainda continua sendo papel, a sua constituição é a mesma do início. Por outro lado, uma transformação ou fenômeno químico ocorre quando a natureza ou composição da matéria é alterada. Nesse caso, as partículas iniciais (que podem ser moléculas, átomos, aglomerados iônicos, íons etc.) são como que desmontadas e seus átomos se rearranjam, montando novas moléculas, aglomerados, átomos, íons etc., isto é, novas substâncias. 
Nas reações químicas, as substâncias iniciais são chamadas de reagentes e as finais de produtos, e as reações são representadas por meio de equações químicas, que seguem a seguinte estrutura geral: 
REAGENTES → PRODUTOS
Existem alguns fatores visuais que indicam que houve uma reação química, que são: 
* Desprendimento de gás; 
* Mudança de cor; 
* Formação de precipitado; 
* Aparecimento de chama ou luminosidade.
2.0. OBJETIVOS 
Concluir sobre a ocorrência de reações químicas
Identificar tipos de precipitado
Identificar um composto utilizando suas propriedades químicas
3.0. PARTE EXPERIMENTAL
Este experimento consiste em quatro partes: mudança de cor, tipos de precipitados, reação com formação de gás e propriedades químicas dos compostos. 
3.1. MATERIAIS UTILIZADOS 
Mudança de cor
Tubos de ensaio;
Tipos de precipitados
Tubos de ensaio;
Reação com formação de gás
Tubos de ensaio;
Propriedades químicas dos compostos
Tubos de ensaio;
Recipiente para banho maria;
3.2. REAGENTES UTILIZADOS
Mudança de cor
Solução 0,2 M de CuSO4;
Solução 0,2 M de Fe2(SO4)3;
Solução 0,3 M de K2CrO4
Solução 1 M de H2SO4
Solução 3 M de NH4OH
Tipos de precipitados
Solução de 1 M de HCl;
Solução de 0,01 M de AgNO3;
Solução de 0,1 M de BaCl2;
Solução de 1 M de H2SO4;
Solução de 1 M de MgCl2;
Solução de 3 M de NaOH;
Solução de 0,1 M de Na2S2O3;
Solução de 1 M de H2SO4;
Reação com formação de gás
Solução de 0,2 M de NaHCO3;
Solução de 1 M de HCl;
Magnésio sólido;
Solução de 1 M de HCl;
Propriedades químicas dos compostos
Solução de 0,1 M de KMnO4;
Solução de1M de H2SO4;
2 mL de H2O2;
Solução de 0,1 M de CuSO4;
Pitada de NaCl;
Bolinha de alumínio;
Solução de 1M de AgNO3;
Solução de 3M de NaOH;
Solução de 3M de NH4OH;
30 gotas da solução de glicose;
3.3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Mudança de cor
Misturou-se em tubo de ensaio uma solução de 0,2M de sulfato cúprico (CuSO4) e o,2M de sulfato férrico (Fe2(SO4)3).
Em outro tubo de ensaio realizou-se o mesmo teste, agora com os reagentes cromato de potássio (k2CrO4) 0,3M e ácido sulfúrico (H2SO4) 1M.
Em outro tubo realizou-se o mesmo procedimento com os seguintes reagentes: sulfato cúprico (CuSO4) 0,2M e hidróxido de amônia (NH4OH) 3M.
Tipos de precipitados
Misturou-se em tubo de ensaio uma solução 1M de ácido clorídrico (HCl) e nitrato de prata (AgNO3).
Observou-se bem os reagentes antes e após a mistura.
Em outro tubo de ensaio realizou-se o mesmo teste, agora com os reagentes: cloreto de bário (BaCl2) 1M e ácido sulfúrico (H2SO4) 1M.
Em outro tubo realizou-se o mesmo procedimento com os seguintes reagentes: tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1M e ácido sulfúrico (H2SO4) 1M.
Reação com formação de gás
Em um tubo de ensaio adicionou-se bicarbonato de sódio (NaHCO3) 0,2M e ácido clorídrico (HCl) 1M.
Em outro tubo de ensaio, adicionou-se magnésio sólido (Mg) e ácido clorídrico (HCl).
Propriedades químicas dos compostos
Misturou-se em um tudo de ensaio 2mL da solução Permanganato de potássio (KMnO4) 0,1M, 1mL de ácido sulfúrico (H2SO4) 1M e 2mL de Peróxido de hidrogênio (H2O2).
Misturou-se em outro tubo de ensaio 3mL da solução 0,1M de sulfato cúprico (CuSO4), uma pitada de cloreto de sódio (NaCl). Após observar a temperatura inicial da solução e adicionou-se uma bola de papel de alumínio. Observou-se novamente a temperatura final da solução. 
Adicionou-se em outro tubo de ensaio 10 gotas de nitrato de prata (AgNO3), 3 gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 3M até que houvesse precipitação. Em seguida adicionou-se aproximadamente 30 gotas de hidróxido de amônia (NH4OH) 3M até a total dissolução do precipitado de óxido de prata. Após isso, adicionou-se 30 gotas de glicose. Agitou-se a solução e colocou-a em banho maria por aproximadamente 3 minutos. 
4.0. RESULTADOS E DISCURSÕES
Mudança de cor
No primeiro tubo de ensaio, com 1mL de cada substância, temos os seguintes reagentes:
CuSO4+ Fe2(SO4)3
No segundo tubo, temos estes:
K2CrO4 + H2SO4
No terceiro, estes:
CuSO4 + NH4OH
As mudanças foram observadas e anotadas imediatamente após o procedimento, e após alguns minutos de repouso. As seguintes mudanças foram observadas:
A mistura entre as substâncias CuSO4, que tem uma coloração azul, com o Fe2(SO4)3, que tem coloração amarela, resultou em uma mistura de cor verde, e a temperatura permaneceu constante durante todo o procedimento. Não há reação, e a mudança de cor só ocorre devido à combinação das cores dos reagentes. Não há formação de precipitado. Sendo assim, a equação química será:
CuSO4 (aq) + Fe2 (SO4)3(aq) → CuSO4(aq) + Fe2(SO4)3(aq)
A mistura entre as substâncias K2CrO4 (amarelo) e H2SO4 (incolor) resultou em uma mistura de coloração amarelo alaranjado. Logo de início é possível afirmar que houve reação, sendo os reagentes amarelo e incolor, a cor esperada deveria também ser amarelo, porém, a cor resultante é laranja. Abaixo, analisando a equação química, é possível comprovar a reação.
2 K2CrO4 + H2SO4 → H2O + K2Cr2O7 + K2SO4
A mistura entre as substâncias CuSO4, (azul claro) com o NH4OH (incolor), resulta em uma mistura de cor azul escuro, comprovando a existência da reação, já que que há uma mudança para uma cor inesperada. A reação ocorre formando um complexo Tetramino de Cobre II e há formação de precipitado de coloração azul.
CuSO4 + NH4OH → Cu(NH4OH)4 + SO4
.
4 
 
	Procedimento
	Observações
	Conclusões
	
CuSO4+Fe2(SO4)3
	Apresentou uma coloração amarelada.
	
Não ocorre reação.
	
K2CrO4+H2SO4
	Apresentou uma coloração laranja.
	
Ocorre reação
	
CuSO4+NH4OH
	Apresentou uma coloração azul escuro.
	
Ocorre reação.
Tipos de precipitados
A mistura de HCl com AgNO3, formou um precipitado granular, onde era possível observar pequenos grãos de formatos irregulares que se sedimentavam com facilidade. Pela equação química, entende-se que o precipitado é cloreto de prata, e que a reação também forma o ácido nítrico. A solução apresentava coloração branca. A reação teve dupla troca.
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3 
Na mistura entre o BaCl2 e H2SO4, a solução apresentou coloração branca e formou o precipitado (sulfato de bário), cujas partículas eram extremamente pequenas, e demoraram mais tempo para sedimentar do que no experimento anterior. Foi formado também o ácido clorídrico volátil. Pela equação química, é também possível ver que houve dupla troca.
BaCl2 + H2SO4 → BASO4 + 2HCl
A mistura de MgCl2 e NaOH formou um precipitado do tipo coloidal gelatinoso (massa compacta com aspecto de gelatina), que se tratava do hidróxido de magnésio, e foi formado também cloreto de sódio. A coloração apresentada foi branca. Esta reação também foi de dupla troca.
MgCl2 + 2NaOH → Mg(OH)2 + 2NaCl
A mistura contendo o Na2S2O3 e H2SO4 (ambos incolores) apresentou precipitado coloidal dotipo finalmente definido (as partículas são tão pequenas que dificilmente se sedimentam). Pela equação, vê-se que o precipitado foi de sulfato de sódio, e houve também a formação de água e gás dióxido de enxofre, e por este motivo, assume uma coloração amarelo esbranquiçado.
Na2S2O3 + 3 H2SO4 → 3 H2O + Na2SO4 + 4 SO2
	Reação
	Observações
	Tipo de Precipitado
	
HCl+AgNO3
	Turva, mudança de cor para branco (leitoso); sedimenta fácil.
	
Granular
	BaCl2 + H2SO4
	Coloração branca; partículas muito pequenas.
	Granular finamente dividido
	
MgCl2 + NaOH
	Apresentou uma cor esbranquiçada; massa gelatinosa ficou no fundo do tubo de ensaio.
	
Coloidal gelatinoso
	
Na2S2O3+ H2SO4
	Mudança de cor para branco; partículas muito pequenas.
	
Coloidal finamente dividido
Reação com formação de gás 
*Ao ocorrer o contato entre essas duas substâncias, houve uma rápida formação de bolhas, evidenciando a liberação de gás. Pela equação química, é possível ver que houve a formação de gás CO2 (dióxido de carbono), de Cloreto de sódio e água. 
NaHCO3(aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
*Nesta mistura ocorreram duas reações: liberação de gás e de calor (reação exotérmica). O magnésio reage com o ácido clorídrico, cedendo seus elétrons para o cloro, formando assim o cloreto de magnésio. O magnésio desloca o hidrogênio do ácido, formando o gás hidrogênio. Quando uma substância simples reage com uma substância composta, "deslocando" desta uma nova substância simples, como neste caso, dá-se o nome de reação de deslocamento, ou troca simples. 
Mg(s) + HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
Propriedades químicas dos compostos
	*A permanganometria é um tipo de volumetria de oxidação-redução que utiliza permanganato de potássio como titulante, o qual apresenta alto poder de oxidação. A água oxigenada apesar de ser um agente oxidante pode ser oxidada pelo permanganato em meio ácido. Logo de imediato é possível perceber que houve reação, porque houve mudança de cor, de roxo para incolor, e também houve liberação de gás, que neste caso foi o gás oxigênio, liberado da água oxigenada.
*Quando uma folha de alumínio (das utilizadas na cozinha) foi imersa em uma solução de sulfato de cobre que continha uma pitada de sal (NaCl), gerou a seguinte reação:
2Al(s) + 3CuSO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 3Cu(s)
O sal (NaCl) não aparece nesta equação, pois foi adicionado para tornar a reação mais rápida. Ele propicia uma aceleração da remoção da camada de óxido que normalmente existe sobre o alumínio e que impede o metal de reagir facilmente. 
Neste caso ocorreu uma reação de oxidação envolvendo o alumínio metálico:
Al(s) → Al3+(aq) + 3e–
e outra reação de oxidação envolvendo o cobre; 
2e– + Cu2+(aq) → Cu(s)
O aparecimento da coloração vermelho (amarronzada) é devido à formação de cobre metálico durante a reação. As bolhas são de gás hidrogênio, formado pela reação do alumínio metálico exposto, com a água da solução. 
2Al(s) + 6H2O(l) → 2Al(OH)3(s) + 3H2(g)
*Este experimento explora a redução do íon prata (Ag+) para prata sólida (Ag) usando glicose (C6H12O6). Iniciou-se pelo preparo do reagente de Tollens, sendo este reagente uma solução amoniacal de nitrato de prata obtida a partir de uma reação entre as soluções de nitrato de prata e hidróxido de sódio com formação de óxido de prata que. É possível observar nesta etapa, uma massa amarronzada, que é exatamente o óxido de prata, e este por sua vez, reage com o hidróxido de amônio originando o íon complexo diaminprata [Ag(NH3)2]+. Sendo que na preparação do reagente Tollens, ocorre as seguintes reações químicas: 
2AgNo3(aq) + 2NaOH(aq) → Ag2O(s) + 2NaNO3(aq) + H2O(l)
Ag2O(s) + NH4OH(aq) + H2O(l) → 2(Ag(NH3)2)OH (aq) + 3H2O(l)) (Reagente de Tollens)
Após a preparação do reagente de Tollens adiciona-se glicose. Esta substância quando em contato com o reagente de Tollens oxida-se e forma um ácido carboxílico, reduzindo, por sua vez, o íon prata do complexo [Ag(NH3)2]OH+. Após a mistura de todas as substâncias, a mistura assume uma cor amarronzada bem clara, e após passar 5 minutos no banho maria é possível ver o resultado. Esta reação química pode ser traduzida pela seguinte equação química: 
2Ag(NH3)2OH(aq) + C6H12O6(aq) → 2Ag(s) + C6H12O7(aq) + 4NH3(aq) + H2O(l)
Sendo esta reação o princípio de produção de espelhos. A razão pela qual se adiciona uma solução de hidróxido de amônio à solução de nitrato de prata é para diminuir o potencial de redução de elétron padrão do íon Ag+. Caso não se adicionasse a solução aquosa de hidróxido de amônio, o íon Ag+, era reduzido tão rapidamente pela glicose que surgiria uma solução coloidal deste metal, isto é, a solução transformaria num líquido turvo e preto. A adição de solução aquosa de hidróxido de sódio, além de servir para formar um intermediário que ao reagir com a solução de amoníaco origina o complexo pretendido, serve também para tornar a mistura ainda mais básica, dado que a glicose se oxida mais facilmente em meio básico.
5.0. CONSIDERAÇÕES FINAIS
	
Reações químicas pode ser identificada por diversos meios, como a mudança de coloração, liberação de gás, formação de precipitado, entre outros.  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, a liberação ou absorção de calor em uma reação, mudança de cor, formação de novos compostos, com esses estudo adquiriu-se um valioso treino para a análise de uma reação, buscando os indícios que mostram as reações envolvidas além de fixa vários conceitos sobre reações.
6.0. BIBLIOGRAFIA
1. ATKINS, Peter William; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed.  Porto Alegre: Bookman, 2012.
2.Chemical Portal - Disponível em https://pt.webqc.org/ acessado dia 06/10/2018 às 17h15min.
3. Chemical Aid - Disponível em https://pt.intl.chemicalaid.com/ acessado dia 06/10/2018 às 19h08min.
4. Ponto ciência - Disponível em http://www.pontociencia.org.br/ acessado dia 08/10/2018 às 22h34min.