Relatório Experimento 2. Reações Químicas: Evidências Macroscópicas

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ
INSTITUTO DE FÍSICA E QUÍMICA
REAÇÕES QUÍMICAS. 
EVIDÊNCIAS MACROSCÓPICAS
Fabiana Lopes da Cunha 2019007510
Larissa Lauer Lopes Micheleto 2019006684
Química Geral Experimental – QUI017
Profª. Juliana Fedoce Lopes
28 de março de 2019
Introdução
Certas abordagens do cotidiano, no aspecto de transformação de matéria ao 
longo dos anos foram se modificando ao tal que poderiam ser abordadas através 
das imagens fornecidas pela ciência e poderiam ser explicadas, mas não poderiam 
ser aplicadas no ramo da experiência. Ou seja, havia o conceito da teoria, porém 
não se aplicava a prática. (ASPECTOS HISTÓRICOS DO CONCEITO DE REAÇÕES 
QUÍMICAS, 2015)
Essas transformações de matéria ao longo dos séculos foram sendo 
evidenciadas por diversos historiadores que até então não sabiam definir 
precisamente porque ocorria essa “afinidade” entre elementos e o motivo de eles 
reagirem. (ASPECTOS HISTÓRICOS DO CONCEITO DE REAÇÕES QUÍMICAS, 2015). 
Com o passar do tempo, e com o aprofundamento no assunto pelos cientistas e 
pesquisadores, hoje podemos afirmar que reações químicas são transformações 
envolvendo alterações, quebra e/ou formação nas ligações entre partículas 
(moléculas, átomos ou íons) da matéria, gerando uma nova substância com 
propriedades diferentes da anterior. (Lira, s.d.). Algumas das evidências de que 
ocorreu uma reação química é mudança de cor, formação de um gás, evolução de 
calor ou luz, entre outros. (Sardella, 2002)
É possível classificar também as reações químicas conforme a sua absorção 
ou liberação calor, ou seja, se elas são endotérmicas ou exotérmicas. As reações 
em que ocorrem trocas de elétrons são chamadas de oxirredução, na qual as 
espécies que cedem elétrons são redutoras e as que recebem são oxidantes. 
(Moradillo, s.d.)
Objetivo
Todos os experimentos que serão realizados possui como objetivo principal 
apurar o grau de percepção do aluno para reações química através de diferentes 
análises, utilizando os sentidos, aprender como manusear corretamente as 
substâncias com as quais foram trabalhadas e observar experimentalmente 
conceitos da química.
Resultados e discussões
Procedimento 1
Nesse procedimento, foi colocado em um tubo de ensaio 10 gotas de solução 
de sulfato de cobre (CuS ) e logo após inseriu-se um pequeno pedaço de palha de O4
aço, de forma que a palha ficou totalmente imersa na solução. 
Observou-se após alguns minutos que a palha assumiu coloração 
avermelhada, ou seja, o ferro oxidou e se depositou no fundo do tubo de ensaio.
CuSO4 + Fe(s) FeSO4 + Cu(s)
Foi possível chegar à conclusão de que, a palha de aço enferrujou devido à 
reação de oxirredução ocorrida, na qual o sofreu oxidação, portanto, ele doou Fe(s)
elétrons para o , que reduziu, se decompondo como cobre na forma sólida CuSO4 (s)
em volta da palha. Essa reação só ocorreu devido a maior reatividade do ferro em 
comparação ao cobre, formando, portanto o cobre metálico e o sulfato de ferro II.
Procedimento 2
Nesse segundo experimento, foram inseridas em um béquer com 500 mL de 
água algumas gotas de fenolftaleína (indicador ácido-basico). Em seguida, 
adicionou-se um pequeno pedaço de sódio metálico ). Com o passar do tempo, (Na(s)
foi possível observar que o sódio metálico foi se desfazendo e parte dele foi ficando 
grudada na superfície lateral do béquer e a outra parte foi liberada na forma de gás. 
A coloração final da reação foi rosa. 
 
+ O  + 2Na(s) 3H2 6NaOH(aq) 4H2
Procedimento 3
Nesse terceiro experimento, foram adicionadas 10 gotas de cloreto de sódio 
(NaCl = ) em um tubo de ensaio e logo após adicionou-se 10 gotas de 0,1 mol - 1
solução de brometo de potássio (KBr). A reação formada é a seguir
+  + NaCl(aq) KBr(aq) KCl(aq) NaBr(aq)
Foi possível observar que não houve alteração aparente na reação, a solução 
se manteve incolor. O que ocorreu foi uma reação de dupla-troca, caracterizada pela 
reação de dois reagentes formando outros dois produtos, sendo formado, no caso, 
os sais cloreto de potássio (KCl) e brometo de sódio (NaBr).
Procedimento 4
Nesse quarto procedimento, foram adicionadas 10 gotas de solução de (FeCl 
(III)) = 3% em um tubo de ensaio. Em seguida, adicionou-se 20 gotas de hidróxido 
de sódio (NaOh = 10%). A reação resultante foi a seguinte
 +  + FeCl3(aq) 3NaOH(aq) Fe(OH)3 3NaCl(aq)
Figura 1
Foi observado que após alguns minutos houve a formação de um precipitado 
de coloração marrom (Figura 1) que, conforme o tempo foi passando, se depositou 
ao fundo do tubo de ensaio.
Procedimento 5
Foram realizadas duas reações de adição. Na primeira, com uma pinça 
tesoura, foi colocado um pequeno fragmento de magnésio ) em uma chama (Mg(s)
oxidante do bico de Bunsen, com a combustão do oxigênio ( ). Ele apresentou um O2
forte brilho claro e foi possível perceber a liberação de um gás
 +  2Mg(s) O2(g) 2MgO(s)
Em seguida, foi adicionado em um tubo de ensaio com 10 mL de água 
destilada o óxido de magnésio ( ) e fenolftaleína, e então se percebeu a MgO(s)
liberação de gás e logo após adquiriu coloração rosada, que indica pH maior que 7 
(básico).
Procedimento 6
Ao emergir-se um fio de cobre em uma solução de nitrato de prata, pode 
observar-se que ao redor do fio de cobre foi formado uma camada de prata metálico 
que se soltou ao ser agitado. E a solução que antes era incolor, ao longo dos 
minutos se tornou azul claro. 
Figura 2
Isso ocorreu devido a perda e ganho de elétrons entre as substâncias, 
denominado oxirredução.
2AgNO3 (aq)+ Cu(s) Cu(NO3)(aq) + 2Ag(s)
Como descrito por Joesten e Wood (1996), vivemos em um ambiente de 
constante oxidação, pois devido ao oxigênio, por exemplo, os alimentos sofrem 
diversas reações oxidativas.
Nessa experiência, houve a troca de elétrons entre a solução de nitrato de 
prata com o cobre, apresentado na Figura 2, onde o cobre ganhou uma cor azulada 
devido a formação de íons positivos(cátions) Cu+2. Em outras palavras, o cobre 
sofreu oxidação devido ao aumento de seu NOX e a perda de dois elétrons.
Cu(s) → Cu+2 (aq) + 2 e- OXIDAÇÃO
Já o nitrato de prata, mais especificamente a prata, ganhou esses dois elétrons 
e sofreu uma redução devido a diminuição do seu NOX.
2 Ag+ (aq) + 2 e- → 2 Ag(s) REDUÇÃO
Procedimento 7
Nesse experimento ao adicionar o carbonato de cálcio (CaCO3) – usando a 
medida de uma ponta de espátula – em uma solução de ácido clorídrico (HCl) 
1mol.L-1, observou-se uma reação de dupla troca, responsável por gerar uma cor 
esbranquiçada.
E pode-se concluir que houve a rápida liberação de gás carbono. Além de 
poder ser evidenciada pela reação abaixo.
CaCO3 (s) + 2HCl (aq)  CaCl2(aq) + H2CO3
Onde H2CO3 pode ser subdividido em CO3 (g) + H2O (l).
Procedimento 8
Ao misturar-se uma solução de cloreto de ferro III [Fe(Cl)3 (aq)] com uma solução 
de tiocianato de amônio [3(NH4)SCN (aq)], onde o cloreto de ferro III possui uma cor 
amarelada e o tiocianato de amônio é incolor, observou-se uma formação de cor 
vermelho escuro (cor de sangue).
Isso ocorreu devido a reação de dupla-troca e pelo deslocamento do equilíbrio. 
E acrescentando que NH4Cl também pode ser representado por NH3 + HCl.
Procedimento 9
Neste experimento dividido em várias etapas, primeiramente foi reagido uma 
solução de iodeto de potássio (KI), (Figura 3) com ácido sulfúrico diluído, onde se 
obteve uma evidencia de cor amarelada (Figura 4). Em seguida, adicionou-se gotas 
de água oxigenada e agitou a mistura, obtendo-se uma solução de cor laranja 
(Figura 5). E por último, ao adicionar uma pequena quantidade de amido, a mistura 
atingiu uma coloração verde escuro. (Figura 6)
Figura3 Figura 4 Figura 5 Figura 6 
 
H2O2(aq) + H2SO4 (aq) + 2KI (aq)  K2SO4 (aq) + 2H2O (l) + I2(s)
A solução de peróxido de hidrogênio (água oxigenada) reage em meio ácido 
com a solução de iodeto de potássio, liberando iodo, e por conta disso, adquire uma 
coloração laranja. Mas o amido por sua vez foi usado como indicador do iodo, 
escurecendo na presença do iodo.
Procedimento 10
Nesse procedimento primeiramente mediu-se a temperatura da água destilada 
colocada em tubo de ensaio e obteve-se um resultado equivalente a 25ºC. Em 
seguida, com uma pinça metálica, recolheu-se uma pequena quantidade de 
hidróxido de sódio (em forma de pastilha) e colocou-se no tubo de ensaio contendo 
gotas de água destilada. Foi medido novamente a temperatura da água destilada 
juntamente com a pastilha de hidróxido de sódio e concluiu-se uma temperatura 
igual a 27ºC.
H2O (l) + N2OH (s) N2+ (aq) + OH- (aq) + H2O (l)
Com essas observações podemos concluir que houve uma reação exotérmica, 
ou seja, ocorreu liberação de calor. E dissolução da soda caustica.
Procedimento 11
Nesse procedimento primeiro mediu-se a temperatura da água destilada e 
obteve-se o resultado de 25ºC, e logo após adicionou-se uma pequena quantidade 
de cloreto de potássio com a ponta da espátula como medida e apresentou-se uma 
mistura homogênea, onde a temperatura final foi de 23ºC.
Com isso, pode-se concluir que diferente do Procedimento 10, ocorreu neste 
experimento uma reação endotérmica, ou seja, houve absorção de calor. E então, o 
cloreto de potássio dissolveu-se e ionizou-se.
Conclusão
Com a realização desses experimentos, foi possível concluir que houve 
algumas evidências visíveis a olho nu, e elas são:
 Liberação de gás; 
 Mudança de cor;
 Ligação de luz;
 Formação de precipitado;
 Liberação ou absorção de calor;
 Além disso, foi possível revisar os conceitos de tipos de reações químicas, como 
oxirredução. Diante dos objetivos iniciais que eram sobre identificar os processos de 
reações químicas, pode-se concluir que essa aula prática foi satisfatória. 
Referências Bibliográficas
ASPECTOS HISTÓRICOS DO CONCEITO DE REAÇÕES QUÍMICAS. (2015). X 
Encontro Nacional de Pesquisa em Educação em Ciências – X ENPEC, (pp. 1-7). 
Águas de Lindóia, SP.
Joesten, D. M., & Wood, L. J. (1996). Word of Chemistry (2 ed.). EUA: 
SaudersCollegePublishing.
Lira, J. C. (s.d.). Info Escola. Acesso em 02 de 04 de 2019, disponível em 
https://www.infoescola.com/quimica/oxidacao/
Moradillo, E. F. Tese Final de Curso. In: UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA (pp. 
13 - Último parágrafo).
Sardella, A. (2002). Curso de quimica: Quimica geral (25 ed.). São Paulo: Ática.