Relatório da Experiência 2

Prévia do material em texto

UFMG – Universidade Federal de Minas Gerais
Relatório da Experiência 2: Reações Químicas.
Alunos: Mateus Fraga e Maria Teresa
Química Tecnológica 2014/1
Prof.ª Camila
25/02/14 (Data da Experiência) / 11/03/14 (Data de Entrega do Relatório)
Introdução
“Na natureza nada se cria, tudo se transforma.” ~Lavoisier
As reações químicas estão presentes no cotidiano das pessoas praticamente a toda hora, uma vez que podemos vê-la em casa (no cozimento dos alimentos, na lavagem das louças sujas), nas ruas (queima de combustível pelos automóveis), no meio ambiente (chuva ácida), e também em tudo que tem vida em geral (fotossíntese, respiração, digestão, estímulos nervosos), em suma, onde há matéria, pode haver reação.
O estudo das reações químicas é de extrema importância, pois é onde todo o estudo da Química se encaixa, desde o estudo das concentrações, até o estudo das biomoléculas, tudo o que se é estudado tem como objetivo a aplicação nas reações, buscando entender o comportamento dos reagentes quando juntos, com ou sem estímulo elétrico, luminoso ou térmico, com a presença ou não de catalizadores, são transformados em uma nova espécie, com características distintas que podemos notar ao simplesmente observar, por exemplo, cor, odor, estado físico, ou características específicas, como densidade, ponto de fusão e ebulição, pH, solubilidade, etc.. 
O aluno deve ter contato com as diferentes substâncias químicas, conhecendo a sua natureza, e estudando para a correta aplicação das mesmas. 
Objetivos
O aluno conhecerá os processos e reações mais comuns e comprovará a mudança da matéria após a reação.
Procedimentos
Procedimento 1: Foi colocado inicialmente em um tubo de ensaio 0,5g de KClO3 sólido, em seguida adicionou-se uma pequena quantidade de MnO2 sólido (catalisador da reação), e misturou-se , em seguida, aqueceu-se à chama do bico de Bünsen, e com um palito em brasa, verificou-se se o gás produzido era inflamável ou não. Aguardou-se o esfriamento do tubo e foram adicionados e misturados 5,0 ml de água destilada, e foi aguardada a decantação do conteúdo dentro do tubo. Foi transferida a solução límpida para outro tubo de ensaio e foram adicionadas nele 2 gotas de uma solução de AgNO3.
Procedimento 2: Foi observado e anotado a aparência de um pedaço de fita de magnésio de 2 cm. Com o auxílio de uma pinça metálica, a fita foi levada ao bico de Bünsen para ser aquecida, percebeu-se uma combustão. Logo após perceber a reação, foi posta a fita agora uma parte em “brasas”, sobre um vidro de relógio. Em seguida adicionou-se água e fenolftaleína ao pó formado.
Procedimento 3: Colocou-se em um béquer de 1L, 2/3 da sua capacidade (600ml) de água destilada, em seguida foi adicionado 5 gotas de fenolftaleína ao béquer. Foi fixado a um suporte, um tubo de vidro, com 4 cm imersos na água destilada do béquer, e um pequeno fragmento de sódio metálico foi colocado no interior do tubo, e com um palito de fósforo em chamas foi verificado se o gás desprendido era inflamável ou não.
Procedimento 4: Adicionou-se cerca de 2 ml de uma solução de água oxigenada em um tubo de ensaio. Em seguida foram adicionadas algumas gotas de permanganato de potássio (KMnO4 0,02 mol/L). Após, foram adicionadas 2 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4 3,5 mol/L).
Procedimento 5: Foi colocado 1 ml de solução de sulfato de cobre (0,1 mol/L de Cu2+) em dois tubos distintos pré-numerados, e no primeiro tubo foi colocado, gota a gota, uma pequena quantidade de hidróxido de amônio (NH4OH 0,5 mol/L). Ao segundo tubo foi adicionada, gota a gota, uma pequena quantidade de hidróxido de sódio (NaOH 0,1 mol/L).
Procedimento 6: Foi colocado em um tubo 1 ml de uma solução de iodo em hexano 0,1% p/v e foi adicionado um pedaço pequeno de palha de aço. O tubo foi agitado e notou-se uma reação.
Procedimento 7: Colocou-se em um tubo de ensaio 2 ml de água destilada e adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína. Acrescentou-se o ácido clorídrico (HCl 0,1 mol/L) à solução. Em seguida foi acrescentada a solução hidróxido de sódio (NaOH 0,1 mol/L) gota a gota.
Resultados e Discussão 
Procedimento 1: Foi colocado inicialmente em um tubo de ensaio 0,5g de KClO3 sólido, em seguida adicionou-se uma pequena quantidade de MnO2 sólido (catalisador da reação), misturou-se e foi observado a formação de pequenos cristais esbranquiçados (KCl2) e desprendimento de gases (O2). 
2 KClO3 (s) → 2 KCl2 (s) + 3 O2 (g)
Em seguida, aqueceu-se à chama do bico de Bünsen, e com um palito em brasa, verificou-se que o gás produzido alimentou a combustão do palito dentro do tubo de ensaio. Aguardou-se o esfriamento do tubo e foram adicionados e misturados 5,0 ml de água destilada, e foi aguardada a decantação do conteúdo dentro do tubo. Foi transferida a solução límpida para outro tubo de ensaio e foram adicionadas nele 2 gotas de uma solução de AgNO3. Notou-se que foram formados alguns cristais (AgCl).
K+ (aq) + Cl- (aq) + Ag+ (aq) + NO3- (aq) → AgCl (s) + K+ (aq) + NO3- (aq)
Procedimento 2: Foi observado um pedaço de fita de magnésio de 2 cm, ele tinha uma cor acinzentada, era fosco, era resistente/duro, e nas extremidades onde foram feitos os cortes, tinha uma cor mais prateada e brilhante. Com o auxílio de uma pinça metálica, a fita foi levada ao bico de Bünsen para ser aquecida, mas em poucos segundos percebeu-se uma combustão que liberou energia luminosa, caracterizando um forte brilho, e também energia sonora, dando alguns pequenos estalos.
2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s)
Logo após perceber a reação, foi posta a fita agora uma parte em “brasas”, sobre um vidro de relógio, percebendo que a parte em pó tinha uma aparência esbranquiçada. Em seguida adicionou-se água e fenolftaleína ao pó, e percebeu que a fenolftaleína ficou da cor rósea, indicando que o pó formado, tinha caráter básico.
Procedimento 3: Colocou-se em um béquer de 1L, 2/3 da sua capacidade (600ml) de água destilada, em seguida foi adicionado 5 gotas de fenolftaleína ao béquer. Foi fixado a um suporte, um tubo de vidro, com 4 cm imersos na água destilada do béquer, e um pequeno fragmento de sódio metálico foi colocado no interior do tubo. Logo se notou uma reação “violenta” do sódio com a água, e que se desprendia um gás acinzentado (H2).
2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g)
E com um palito de fósforo em chamas foi verificado que o gás desprendido era inflamável. 
Procedimento 4: Adicionou-se cerca de 2 ml de uma solução de água oxigenada em um tubo de ensaio. Em seguida foram adicionadas algumas gotas de permanganato de potássio (KMnO4 0,02 mol/L), e notou-se que a mistura ficou amarelada e houve formação de bolhas (O2). Após, foram adicionadas 2 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4 3,5 mol/L), a após a mistura, foi notado que formou-se um sólido em suspenção incolor, que na verdade são dois sólidos incolores: MnSO4 e K2SO4.
2 KMnO4 (aq) + H2O2 (aq) + 3 H2SO4 (aq) → 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + H2O (l) + 4,5 O2 (g)
Procedimento 5: Foi colocado 1 ml de solução de sulfato de cobre (0,1 mol/L de Cu2+) em dois tubos distintos pré-numerados, e no primeiro tubo foi colocado, gota a gota, uma pequena quantidade de hidróxido de amônio (NH4OH 0,5 mol/L), e notou-se que a solução ficou azul clara (Cu(OH)2 aquoso) e em cima formava-se uma fase azul celeste ([Cu(NH3)4]2+). 
Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) → [Cu(NH3)4]2+ (aq) ~cor azul celeste
CuSO4 (aq) + NH4OH (aq) → Cu(OH)2 (aq) + (NH4)2SO4 (s) ~cor azul clara
A medida que ia adicionando NH4OH, a fase azul celeste ficava cada vez maior, até que chegou um momento em que a solução ficou completamente homogênea com a cor azul celeste. Ao segundo tubo foi adicionado, gota a gota, uma pequena quantidade de hidróxido de sódio (NaOH 0,1 mol/L), e após um momento notou-se que a solução também ficou azul clara (Cu(OH)2 aquoso), e formaram-se pequenos precipitados azuis (Na2SO4) um pouco mais escuros.
CuSO4 (aq) + 2 NaOH (aq) → Na2SO4 (s) + Cu(OH)2(aq)
CuSO4 (aq) + 4 NH4OH (aq) → [Cu(NH3)4]SO4 (s) + H2O (l) 
Procedimento 6: Foi colocado em um tubo 1 ml de uma solução de iodo em hexano 0,1% p/v e foi adicionado um pedaço pequeno de palha de aço. O tubo foi agitado e notou-se que o iodo da solução foi completamente consumido, deixando a solução de hexano transparente, e observou-se que formou-se uma substância parecida com ferrugem na palha de aço (FeI2).
I2 (hexano) + Fe (s) → FeI2 (s)
Procedimento 7: Colocou-se em um tubo de ensaio 2 ml de água destilada e adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína e notou-se que a solução que era incolor, ficou esbranquiçada. Acrescentou-se o ácido clorídrico (HCl 0,1 mol/L) e a solução voltou a ficar incolor. Em seguida foi acrescentada a solução hidróxido de sódio (NaOH 0,1 mol/L), mas quando em contato com a solução o NaOH era consumido instantaneamente, e a solução não ficava rósea, e foi observado a formação e precipitação de sal (NaCl).
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (s) + H2O (l) 
Conclusão
Com os experimentos, foi observado e posto em prática alguns tipos de reações químicas que são estudadas dentro da sala de aula que muitas pessoas que estudam não têm oportunidade de observar na prática essas reações acontecendo.
Referências
Não foi usada nenhuma referencia bibliográfica.