Relatório Aula 05 Reações Químicas

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Título: REAÇÕES QUÍMICAS
Data: 07/12/2018
Alunos: Carlos Henrique dos Santos Pereira
José Pereira Batista Júnior
Roníson Andrade
Wilson Costa Nascimento
Turma: T24
1.	INTRODUÇÃO
Uma reação química pode ser descrita como um processo onde uma ou mais substâncias passam por mudanças químicas e são transformadas em outras. As substâncias que sofreram transformações são chamadas de reagentes, enquanto as substâncias produzidas são chamadas de produtos. Os produtos de uma reação possuem propriedades químicas diferentes dos seus reagentes. [1]
No curso de reações químicas podem ocorrer mudanças observáveis onde se percebe mudanças de coloração, formação de precipitado, formação de gases e mudanças no pH. Essas mudanças podem ser usadas para identificar substâncias. Entretanto não se deve analisar uma reação somente por esses aspectos, é preciso também analisa-la no seu universo submicroscópico a fim de possuir a total consciência do que ocorre em uma reação, e para isso é necessário ter uma boa compreensão da estrutura atômica e estrutura eletrônica dos átomos. [2]
Uma reação química pode ser representada simbolicamente e leva o nome de equação química. Nela se representam os reagentes (lado esquerdo), os produtos (lado direito), os estados físicos dos reagentes e dos produtos, além das condições (temperatura, pressão, solventes, etc.) nas quais a reação ocorre. A equação química deve ter a massa e as cargas devidamente balanceadas, e pode ser escrita nas formas molecular, iônica ou iônica simplificada. [3]
REAGENTES → PRODUTOS
 Uma reação muito comum é a que envolve as substâncias inorgânicas como: os ácidos, bases, sais e óxidos. Uma das mais utilizadas e observadas são a reação de neutralização podendo ser total ou parcial no qual envolve um ácido e uma base e seus respectivos produtos serão teoricamente um sal e água.
 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, num sistema fechado, é igual a massa dos produtos, obedecendo a frase que diz: “na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. [4]
 A lei de Proust, ou das proporções constantes, diz que a proporção com que os elementos se combinam para formar uma substância é sempre constante. [5]
 Já a lei de Dalton, conhecida como lei das proporções múltiplas, diz que uma mesma massa de uma determinada substância pode se combinar com massas diferentes de outras para formar produtos diferentes. [5]
 As leis volumétricas têm como objetivo o estudo dos volumes das substâncias gasosas que participam de uma reação química. Basicamente as leis volumétricas atendem a uma única lei formulada por Gay-Lussac, nela tem-se que em mesmas condições, de temperatura e pressão, os volumes dos reagentes e dos produtos numa reação estão em uma proporção de números pequenos e inteiros. [5]
 De acordo com o número de substâncias que reagem e que são produzidas, as reações podem ser classificadas como:
Reação de síntese: são aquelas representadas genericamente por uma do tipo A + B → AB, onde AB podem ser substâncias simples ou compostas, formadas a partir da combinação dos seus reagentes. Porém quando os reagentes são simples denominamos reação de síntese total, quando pelo menos um dos reagentes é composto chamamos de síntese parcial; 
Reação de análise ou decomposição: são aquelas em que uma única substância é decomposta em duas ou mais substâncias distintas, sendo representado genericamente por uma equação do tipo AB → A + B, onde AB pode ser substância simples ou composta. Essas por sua vez são divididas em três tipos: pirólise, eletrólise e fotólise que são provocadas por calor, eletricidade e luz respectivamente; 
Reação de deslocamento ou simples troca: se caracteriza por uma oxirredução. São aquelas nas quais uma substância simples reage com uma substância composta, originando uma substância simples e outra composta, são representadas genericamente por uma equação do tipo A + BC → AC + B, em que o elemento A é mais reativo que o seu íon correspondente, onde BC e AC são substâncias compostas, enquanto A e B são substâncias simples. 
Reação de dupla troca: ocorrem entre duas substâncias compostas. Nestas reações, conforme ilustra a equação genérica A+B- + C+D- → AD + BC, duas substâncias trocam entre si dois elementos: os extremos unem-se entre si, ocorrendo o mesmo com os elementos centrais por consequência da oposição das cargas de cada elemento. O resultado dessa reação sempre apresentará a formação de um produto insolúvel (sal ou base), ou um produto gasoso (ácido ou base) ou um produto menos ionizado (ácido ou água). 
Este experimento teve como o objetivo estudar alguns tipos de reações químicas através da detecção, de modo qualitativo, de evidências das suas ocorrências ou não e suas caracterizações.
2.	PARTE EXPERIMENTAL
2.1.	Materiais e Reagentes
Tubos de ensaio;
Estante para tubos de ensaio;
Espátula de metal;
Papel indicador universal (Papel de pH);
Pisseta;
Becker de 100 mL;
Pipeta de Pasteur graduada 3mL;
Ácido Sulfúrico (H2SO4) a 0,1 mol/L;
Hidróxido de Sódio (NaOH) a 0,2 mol/L;
Cloreto de Amônio (NH4Cl);
Sulfito de Sódio (Na2SO3);
Ácido Clorídrico (HCl) a ~2 mol/L;
Sulfato de Cobre II (CuSO4.5H2O). 
Sulfato Ferroso (FeSO4) a 0,1 mol/L;
Permanganato de Potássio (KMnO4) a 0,1 mol/L;
Nitrato de Prata (AgNO3) a 0,1 mol/L;
Cloreto de Sódio (NaCl) a 0,1 mol/L;
Hidróxido de Amônio (NH4OH) a 1 mol/L;
Água destilada;
Lã de aço;
Casca de ovos triturada.
2.2.	Procedimento
Inicialmente, organizou-se 9 tubos de ensaio na ordem de sequência a serem utilizados. A partir disso, deu-se o procedimento experimental para a realização das reações químicas.
Tubo 1: Com uma pipeta de Pasteur, adicionaram-se aproximadamente 2 mL de ácido sulfúrico a 0,1 mol/L ao tubo. Com o devido procedimento realizado, o pH da solução foi medido utilizando um papel indicador universal, o qual teve a ponta que possui as faixas indicadoras submersas na solução, até apresentar cores características. Logo em seguida, comparando-as com a tabela de pH padronizada (procedimento também aplicado aos experimentos dos tubos 2 ao 5). 
Tubo 2: Com uma pipeta de Pasteur, adicionaram-se aproximadamente 2 mL de Hidróxido de Sódio (NaOH) a 0,2 mol/L. Com o devido procedimento realizado, o pH da solução foi medido utilizando um papel indicador universal. Observou-se e foram anotados dados referentes à reação.
Tubo 3: A solução presente nos tubos 2 (NaOH) e 1 (H2SO4) foram misturadas no tubo 3. Após a realização da mistura, mediu-se o pH. Observou-se e foram anotados dados referentes à reação.
Tubo 4: Utilizando-se de uma espátula de metal, colocou-se uma pequena quantidade de cloreto de amônio (NH4Cl)(s) e, utilizando uma pipeta de Pasteur, adicionou-se 2 mL de água destilada. O tubo foi agitado cuidadosamente e, logo em seguida, determinou-se o pH da solução foi, utilizando-se o papel de pH. Observou-se e foram anotados dados referentes à reação.
Tubo 5: Utilizando-se de uma espátula de metal, colocou-se uma pequena quantidade de Sulfito de Sódio (Na2SO3)(s) e, utilizando-se uma pipeta de Pasteur foram adicionadas 2 mL de água destilada. O tubo foi agitado cuidadosamente e logo em seguida o pH da solução foi determinado, utilizando o papel de pH. Observou-se e foram anotados dados referentes à reação.
Tubo 6: Com uma espátula, colocou-se casca de ovos triturada no tubo e, com uma pipeta de Pasteur, adicionou-se um pouco de ácido clorídrico (HCl) diluído a 5% ao tubo de ensaio. Observou-se e foram anotados dados referentes à reação.
Tubo 7: Foi dissolvido um pouco de Sulfato de Cobre(II) (CuSO4.6H2O) em água e, em seguida, colocando-se uma pequena quantidade de lã de aço. Observou-see foram anotados dados referentes à reação.
Tubo 8: Foi adicionado cerca de 5 mL de Sulfato Ferroso (FeSO4) a 0,1 mol/L acidificada. Posteriormente, adicionou-se 10 gotas de uma solução de permanganato de potássio (KMnO4), agitando-se o tubo de ensaio após a adição de cada uma delas. Observou-se e foram anotados dados referentes à reação.
Tubo 9: No tubo, misturou-se 1,0 mL de uma solução de Nitrato de Prata (AgNO3) a 0,1 mol/L com 1,0 mL de uma solução de Cloreto de Sódio (NaCl) a 0,1 mol/L. Após algumas observações, adicionaram-se 5 mL de Hidróxido de Amônio (NH4OH) a 1 mol/L com o auxílio de uma pipeta de Pasteur.
3.	RESULTADOS E DISCUSSÃO
A prática realizada foi divida em momentos, nos quais foi observado que cada reação química teve sua particularidade, ou seja, nas reações realizadas foram obtidos vários produtos, em diferentes tipos de reações, portanto, classificando-as a seguir:
Acerca dos experimentos 1, 2 e 3:
Os pHs dos tubos 1, 2 e 3 podem ser observados na tabela abaixo:
Tabela 1: Valores de pH medidos
	Tubo
	Substâncias
	pH medido
	1
	H2SO4
	0
	2
	NaOH
	14
	3
	NaHSO4 + H2O
	7
Os pHs obtidos podem ser explicados pelo fato de que numa escala de pH, valores de 0 a menos que 7 são considerados ácidos, e valores superiores entre 7 a 14 são considerados básicos. Enquanto que, se o valor for igual a 7, o pH apresentará caráter neutro. Assim, entende-se que, quanto menor o pH, maior o caráter ácido. Acerca disso, como o ácido sulfúrico é um ácido forte, apresentou um pH igual a 0. Ao passo que o hidróxido de sódio (base forte) apresentou o pH 14, compreendendo-se que, quanto maior o pH, maior o caráter básico.
 A mistura das soluções dos tubos 1 e 2 no tubo 3 pode ser resumida pela seguinte equação:
H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq) → NaHSO4 (aq) + 2 H2O(l) 
A reação acima pode ser considerada uma reação de dupla-troca. Pode ser também uma reação de neutralização total do ácido. Ainda que, obtendo-se um sal de caráter ácido, uma vez que a proporção entre os íons H+ e OH- são iguais, já que a proporção de íons foram de 2 H+ : 2 OH-. 
No experimento do tubo 4, ao ser adicionado cloreto de amônio sólido a água, verificou-se a seguinte reação:
NH4Cl(s) + H2O(l) → NH4OH(aq) + HCl(l)
A reação acima pode ser classificada como dupla-troca (ácido-base) e endotérmica, pois, uma vez observada a absorção de calor pela reação, através do resfriamento do tubo. Observa-se ainda um pH igual a 6 e, considerando-se que o HCl é um ácido forte, em detrimento do NH4OH ser uma base fraca, atribui-se à solução um caráter ácido. 
No experimento tubo 5, ao ser adicionado sulfito de sódio sólido à água, verifica-se a seguinte reação:
Na2SO3(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2SO4(aq)
A reação acima pode ser classificada como dupla-troca. Observou-se um pH igual a 9. E, embora, tanto o hidróxido de sódio quanto o ácido sulfúrico serem respectivamente base e ácido fortes, há uma maior proporção de hidróxido de sódio, conferindo assim um caráter básico à solução.
No experimento tubo 6, ao ser adicionado ácido clorídrico diluído ao tubo de ensaio que já continha uma pequena quantidade de casca de ovos triturada, foi observado a formação de uma solução translúcida com precipitado. A solução formada pode ser verificada pela seguinte reação:
CaCO3(s) + 2 HCl(l) → CaCl2(s) ↓+ H2O(l) + CO2(g)
 A reação acima teve como reagente o carbonato de cálcio, por ser o principal componente da casca de ovo. A reação é marcada pela formação de um gás, o dióxido de carbono (CO2). Essa reação pode ser classificada como uma reação de precipitação. 
No experimento tubo 7, Observou-se que o sulfato de cobre ao reagir com o ferro oxidou-o, tornando o produto com cor de ferrugem. A reação que ocorreu foi de simples troca ou deslocamento:
CuSO4 (aq) + Fe (s) → FeSO4 (aq) + Cu(s)
 A oxidação ocorreu porque ao entrar em contato com o oxigênio do sulfato de cobre o ferro perdeu elétrons (oxidou-se), resultando no produto conhecido como ferrugem.
A reação de óxido-redução que ocorreu no tubo 7 pode ser melhor observada abaixo:
Cu2+ + Fe0 → Cu0 + Fe2+
Neste processo o cátion Cobre (II) captura dois elétrons convertendo-se a cobre metálico. Os dois elétrons são cedidos pelo ferro que é convertido em cátion Ferro (II), podendo-se inferir que o Ferro é um redutor mais poderoso que o Cobre e, portanto, que o cátion Ferro (II) é um oxidante mais fraco que o cátion Cobre (II). No entanto, destaca-se que, em virtude do chumaço da esponja de aço ter sido muito grande, observou-se apenas uma mudança de cor da mesma na reação, durante o tempo observado. A coloração azulada do líquido remanescente é provocada pelo cobre em suspensão na água.
No experimento tubo 8, ao serem adicionados gotas de permanganato de potássio, que tem cor violeta profunda, à solução de sulfato ferroso acidificada (ácido sulfúrico), contida no tubo de ensaio, e agitando-o após a adição de cada uma, observou-se mudança na coloração, havendo um descoramento gradativo do tom violeta. .A equação abaixo ilustra a reação:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
Nota-se acima a formação de três sais diferentes, e que o número de oxidação (nox) do manganês e do ferro mudam.
Os íons ferrosos têm coloração verde pálida. Ao se adicionar o permanganato de potássio, o átomo Mn+7 do íon permanganato, que tem cor violeta, é reduzido para o íon Mn+2, que é incolor. Ao mesmo tempo os íons ferrosos são substituídos por íons férricos (Fe+3), que têm coloração marrom-alaranjados. A cada adição de uma gota de permanganato de potássio, mais íons ferrosos são oxidados. Quando todos os íons ferrosos são oxidados para íons férricos, os íons permanganato adicionados não são mais reduzidos.
Nesse caso, os íons permanganato agiram como agente oxidante (pois receberam elétrons) e os íons ferrosos agiram como agente redutor (pois doaram elétrons, ou seja, reduziram os íons permanganato). Este é um exemplo de reação de Óxido-redução.
No experimento tubo 9, ao misturar as soluções de nitrato de prata com o cloreto de sódio, verificou-se uma alteração de cor para translúcida. Além da formação de precipitado. 
AgNO3 + NaCl → AgCl ↓ + NaNO3
Na reação, os sais nitrato de prata e cloreto de sódio estão presentes no tubo de ensaio como íons de seus elementos combinados, ou seja, Ag+, NO3-, Na+ e Cl-. Ao passo que os dois sais reajam entre os mesmos, os íons Ag+ e Cl- se combinam, formando uma molécula do sal cloreto de prata, o qual sendo insolúvel, precipita-se ao fundo do tubo de ensaio. Isto a classifica como uma Reação de Precipitação. Já os íons Na+ e NO3- permanecem em suspensão aquosa no tubo, combinados no sal nitrato de sódio.
Verifica-se ainda que houve duas trocas de elementos nesta reação, em que o íon Ag+ foi deslocado do nitrato de prata, combinando-se com o íon Cl-. Este, por sua vez, foi deslocado do cloreto de sódio. Os íons que sobraram formaram o nitrato de sódio. Assim, os dois compostos reagentes permutaram entre si seus radicais, criando dois novos compostos. Isso é uma Reação de Dupla-troca.
Na adição do Hidróxido de Amônio, este provavelmente reagiu com o precipitado, formando um sal complexo de prata e amônio quaternário tipo Ag(NH3)2 + Cl-, além de H2O de acordo com a reação abaixo:
AgCl + 2NH4OH → Ag(NH3)2Cl + 2H2O
Observou-se ainda uma mudança de coloração para um tom amarelado. Além de haver tido diminuição da quantidade de precipitado presente no tubo de ensaio, pois ocorre um aumento da solubilidade do cloreto de prata.
4.	CONCLUSÃO
Com os experimentos realizados, consoante ao aprendizado teórico, obtiveram-se resultados satisfatórios. Uma vez que, pôde-se entender, acerca de reação química, tratar-se do processo pelo qual átomos ou grupos de átomos são redistribuídos, resultando em mudança na composição molecular das substâncias. E, dessa forma, pôde-se observar a transformação de matéria na composição química, tais como a formação de precipitados, a liberação ou absorção de calor em uma reação,mudança de cor, formação de novos compostos e alterações no pH. Ademais, buscaram-se os indícios que ilustram as reações envolvidas, com a observação prática dos vários conceitos sobre reações químicas.
5.	REFERÊNCIAS
1 MACHADO, A. H., MORTIMER, E. F.. Química volume único. São Paulo: Scipione, 2005.
2 BROW N, T. et al. Química: A ciência central. 9ª ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005.
3 VOGEL, A. I. Química analítica qualitativa. 5ª. ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
4 USBERCO J.; SALVADOR E. Química Volume Único. 5º ed. São Paulo: Editora Saraiva, 2002.
5 ELIAS, J. B.; RAMANOSKI, M.. Química Volume Único. 1ª ed. Editora Atual, 2003.
Roteiros de Aulas Práticas, Química experimental I. Departamento de Química-UFS. São Crisóvão, 2017.