Relatório 1 Reações Químicas.

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FACULDADE DE AMERICANA 
ENGENHARIA QUÍMICA – TURMA: 88-04-A 
 
 
Roteiro de Aula Prática 2 - 
Laboratório de Química Inorgânica 
“Reações Químicas”. 
 
 
 
Aldair Antonio de Sousa: 20170298 
Luan Silva de Brito: 20171219 
Giovanna Domingues Marcelino: 20171097 
Rafaela Cristina F. Corsi RA: 20171246 
Tábata Pâmela Aparecida de Lima RA: 20170191 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AMERICANA - SP 
2018 
 
 
 
 
FACULDADE DE AMERICANA 
ENGENHARIA QUÍMICA – TURMA: 88-04-A 
 
 
 “Reações Químicas”. 
 
 
 
Relatório técnico apresentando como requisito 
parcial para aprovação da disciplina de 
Química Inorgânica no curso de Engenharia 
Química da Faculdade de Americana. 
Profº Dra. Patrícia Aparecida Alves. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AMERICANA - SP 
2018 
 
 
 
Introdução 
 
Uma reação química é uma transformação da matéria em bases qualitativas 
por processos que transformam uma ou mais substâncias, pegando assim os 
reagentes e os transformando em produtos. 
Envolve mudanças relacionadas à mudança nas conectividades entre os 
átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda 
na interconversão entre dois tipos de isômeros. Para iniciar a reação, 
geralmente é necessário energia na forma de calor. 
Temos vários tipos de reações químicas na orgânica e inorgânica, mas abaixo 
vamos citar algumas da inorgânica: 
- reações de síntese, composição ou adição; 
- reações de análise ou decomposição; 
- reações de simples troca ou deslocamento; 
- reações de dupla troca; 
- reações de oxirredução; 
Entre outros tipos de reações. 
 
 
 
 
. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reagentes: 
 
- Solução de cloreto de sódio 0,1 M 
- Solução de iodeto de potássio 0,1 
M 
- Solução de brometo de potássio 
0,1 M 
- Solução de cloreto de ferro III a 
3% 
- Solução de hidróxido de sódio 1 M 
- Solução de hidróxido de sódio a 
10% 
- Solução de nitrato de prata a 5% 
- Solução de sulfato de cobre II a 
1M 
- Solução de ácido clorídrico 1M 
- Solução de ácido sulfúrico diluído 
- Solução de amido 
- Solução de tiocianato de amônio a 
5% 
- Magnésio em fita 
- Fenolftaleína 
- Fio de cobre 
- Palha de aço 
- Carbonato de cálcio 
- Água oxigenada 
- Hidróxido de sódio 
- Acetato de sódio 
 
Materiais: 
 
Tubos de Ensaio 
Estante para Tubos 
Pipetas graduadas 1, 5 e 10 mL 
Pinça metálica e de madeira 
Espátula 
Cápsula de porcelana 
Béquer de 100 mL 
Provera de 50 mL 
Termômetro 
Bastão de vidro
 
 
 
 
 
Parte Experimental 
 
1. Em um tubo de ensaio, adicionar cerca de 5 mL de solução de cloreto do 
sódio e 5 mL de solução de brometo de potássio. Observar e anotar. 
2. Colocar em um tubo de ensaio 5 mL de solução de cloreto de ferro III e 
adicionar, a seguir, 1 mL de NaOH 10%. Observar se houve formação 
de um precipitado, caso contrário, adicionar um pouco mais da base. 
Equacionar e classificar a reação. Indicar qual o composto formado. 
Aproveite para definir precipitado e sua formação. 
3. Levar um pequeno fragmento de magnésio direto a chama. Observar e 
anotar. Recolher o produto em uma cápsula de porcelana. Adicionar 10 
mL de água destilada e agitar com bastão de vidro para homogeneizar. 
Adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Observar e anotar. Equacionar as 
reações ocorridas. 
4. Em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 mL de solução de nitrato de 
prata, imergir cerca de 1 cm de fio de cobre. Continuar a prática e 
observar após 10 minutos. Equacionar e classificar a reação. 
5. Colocar em um tubo de ensaio 3 mL de solução de sulfato de cobre II. 
Introduzir um pequeno prego, de forma que a mesma fique totalmente 
imersa na solução. Observar e anotar. Equacionar e classificar a reação. 
6. Colocar em um tubo de ensaio, cerca de 1g de carbonato de cálcio. 
Adicionar 5 mL de HCl 1 M. . Observar e anotar. Equacionar e classificar 
a reação. 
7. Em outro tubo de ensaio coloque 3 mL de HCl, em seguida adicione 
uma pequena quantidade de alumínio. Observe. 
8. Colocar 1 mL de solução de cloreto de ferro III em um tubo de ensaio. 
Juntar 1 mL de solução de tiocianato de amônio. Agitar. Observar. 
Equacionar e classificar a reação. 
9. Colocar 3 mL de solução de iodeto de potássio em um tubo de ensaio. 
Adicionar 3 mL de acido sulfúrico diluído. Agitar. Adicionar 3 mL de água 
oxigenada. Agitar. Adicionar 2 gotas de uma solução de amido. 
Observar. Anotar. Equacionar e classificar a reação. 
10. Dissolver pequena quantidade de hidróxido de sódio em 5 mL de água 
destilada. Verificar a temperatura e anotar. 
11. Dissolver pequena quantidade de acetato de sódio em 5 mL de água 
destilada. Verificar a temperatura e anotar. 
 
 
 
 
Resultados e Discussão 
 
1. Após adicionar a solução de cloreto do sódio em brometo de potássio, 
ficamos a observar e não ocorreu nenhuma reação. 
NaCl + KBr → NaBr+KCl 
 
2. Com a adição de solução cloreto de ferro III em NaOH 10%, 
percebemos a formação de precipitado marrom onde ele ficou em 
suspensão. 
 
FeCl3 (aq) + 3 NaOH(aq) → Fe(OH)3 (s) + 3 NaCl(aq) 
 
3. Pegamos um magnésio e o colocamos na chama, reagindo: 
2Mg
 (s) + O2 (g) → 2MgO (s) 
 
 
 
 
 
Com o contato ocorreu uma forte luz ocasionado pelo contato 
com o oxigênio da chama, deixando assim o óxido de magnésio “cinzas” 
que depositamos logo na cápsula de porcelana. Após adicionamos a 
água e agitamos, para finalizar colocamos 2 gotas de fenolftaleína. 
2MgO
 (s) + H2O (l) → Mg(OH) 2 (aq) 
 
4. Pegamos em uma solução de nitrato de prata e imergimos um fio de 
cobre. Após determinado tempo podemos constatar que ocorreu em 
volta do fio de cobre cristais e solução ficou em tonalidade azul tendo 
assim à formação de cátions cobre Cu2+. Isso significa que o cobre 
metálico Cu0 perdeu elétrons para se transformar nesse cátion. 
Assim está solução sofreu uma oxidação como pode ser demonstrado 
abaixo: 
Oxidação -> Perda de elétrons -> Nox aumenta: 
Cu0
 (s) → Cu2+ (aq) → 2e- 
O íons prata Ag+ da solução AgNO3 recebem esses elétrons que o cobre 
perdeu e transforma-se em prata metálica Ag0, no qual pode ser 
observado na imagem que são os cristais sofrendo assim redução. 
Redução -> Ganho de elétrons -> Nox diminui: 
2 Ag+
 (aq) + 2e- → 2 Ag0 (s) 
Com está transferência de elétrons, podemos chamar de reação de 
oxirredução, que é dada pela soma das duas semirreações acima: 
Cu
 (s) + 2 AgNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + 2 Ag (s) 
 
 
 
5. Pegamos em 5,5ml de sulfato de cobre II e imergimos um prego. 
Está reação é similar a anterior de oxirredução na qual o cobre oxida o 
ferro. Com isto forma um sólido vermelho que é o cobre metálico. 
Fe0
 (s) + CuSO4 (aq) → Cu0 + FeSO4 (aq) 
 
6. Pegamos 1g de carbonato de cálcio e adicionamos o HCl 1 M, com isto 
a solução ferveu e liberou dióxido de carbono CO2 e se tornou líquida. 
Com o tempo em estado quieto a solução decantou. 
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) = H2O(l) + CO2(g) + CaCl2(aq) 
 
7. Misturamos o HCl com uma quantidade de alumínio, percebemos que 
não ocorreu reação. 
 
 
 
8. Misturamos a solução de cloreto de ferro III com o tiocianato de amônio, 
agitamos e percebemos a modificação na tonalidade para vermelha 
escura cor de sangue. 
FeCl3(aq) + 3NH4SCN(aq) → Fe(SCN)3(aq) + 3NH4Cl(aq) 
 
Vermelho tijolo 
Considerando o íon férrico Fe3+ e o íon tiocianato SCN-, temos: 
Fe3+(aq) + SCN-(aq) ↔ [FeSCN]2+ 
Conforme a concentração do tiocianato (SCN-) podemos ter vários 
complexos: 
Fe3+(aq) + 2SCN-(aq) ↔ [Fe(SCN)2]+ 
Fe3+(aq) + 3SCN-(aq) ↔ [Fe(SCN)3]+A mistura dos complexos pode ocasionar em: 
Fe3+(aq) + 6SCN-(aq) ↔ [Fe(SCN)6]3- 
 
9. Misturamos a solução de iodeto de potássio com o acido sulfúrico diluído 
e agitamos. Não ocorrendo nenhuma alteração na solução: 
Kl(aq) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + Hl(aq) 
Com isto adicionamos água oxigenada e a solução ficou amarelada: 
K2SO4(aq) + Hl(aq) + H2O2(aq) → K2SO4(aq) + l2(g) + H2O(l) + O2(g) 
Após nós adicionamos 2 gotas de amido o que modificou a tonalidade 
da solução a deixando em um marrom escuro (Cor de coliformes 
Termotolerantes) e inicio a decantação. 
2Kl(aq) + H2SO4(aq) + 3H2O2(aq) → K2SO4(aq) + l2(g) + 4H2O(l) + O2(g) 
 
 
 
10. Misturamos NaOH em água destilada e verificamos a temperatura 
na qual atingiu 42ºC, tendo assim uma reação exotérmica liberando 
calor. 
H2O + NaOH = Na+ + OH- + H2O 
 
11. Misturamos Acetato de sódio em água destilada e verificamos que 
a temperatura diminui para 23ºC, tendo assim uma reação endotérmica 
absorvendo calor. 
CH3COONa + H2O = Na+ + CH3COO- + + H2O 
 
 
 
Conclusão 
O experimento realizado em laboratório levou a ter uma melhor compreensão e 
análise prática da química, identificando assim alguns pontos: 
- Mudança de cor; 
- Liberação de gás; 
- Liberação e absorção de calor; 
- Liberação de luz; 
- Precipitação (decantação); 
- Oxidação/Redução. 
Entre outros que podemos aprender com outros experimentos. 
 
 
 
 
Referências Bibliográficas 
Disponível em: < http://www.ebah.com.br/content/ABAAAfEbEAB/reacoes-quimicas-eladio> 
Acesso em: 31/08/2018 
Disponível em: < https://pt.wikipedia.org/wiki/Brometo_de_pot%C3%A1ssio> 
Acesso em: 31/08/2018 
Disponível em: 
<https://br.answers.yahoo.com/question/index?qid=20080618144440AAXfepM> 
Acesso em: 31/08/2018 
Disponível em: 
<http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1556&evento=4> 
Acesso em: 01/09/2018 
Disponível em: < https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/reacoes-simples-
troca-entre-ametais.htm> 
Acesso em: 01/09/2018 
Disponível em: < https://quimicaensinada.blogspot.com/2012/08/queimando-o-metal-
magnesio.html> 
Acesso em: 01/09/2018 
Disponível em: < https://imagens.tabelaperiodica.org/fio-de-cobre-em-solucao-de-nitrato-de-
prata/> 
 Acesso em: 01/09/2018 
Disponível em: < http://fap.if.usp.br/~lumini/f_bativ/f2expco/nitrato_sh.htm> 
Acesso em: 01/09/2018 
Disponível em: < https://alunosonline.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.html > 
Acesso em: 02/09/2018 
Disponível em: < https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-
acidos.htm. > 
Acesso em: 02/09/2018 
Disponível em: < 
https://br.answers.yahoo.com/question/index?qid=20120817134012AAjU1BT> 
Acesso em: 02/09/2018 
Disponível em: < 
https://br.answers.yahoo.com/question/index?qid=20070515204826AAT7NFS> 
Acesso em: 02/09/2018