relatorio 2 quimica

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Experimento Nº 2
Segundo Laboratório
Curso: Engenharia de Controle e Automação
Reações Químicas: Evidências Macroscópicas
Turma – 02
Professor – Filiberto Gonzalez Garcia
Unifei, 26 de março de 2019
1. Objetivo 
Neste laboratório tivemos como meta observar por vários meios simples como visão ou tato, evidências macroscópicas contidas em vários tipos de reações químicas diferentes. 
2. Introdução 
Os experimentos têm como função demonstrar as reações químicas de acordo com seus tipos, que podem ser: simples troca, dupla troca, oxidação, entre outras. Nas reações, têm substâncias que são chamadas de reagentes, e outras de produtos com formação de novas substâncias.
Alguns efeitos macroscópicos possibilitam a percepção de que a reação ocorreu, como: mudança de cor e temperatura, liberação de gás e formação de precipitado. As reações podem ser classificadas em reação de síntese onde duas ou mais substâncias se combinam diretamente para formar um novo composto químico, reação de decomposição em que o composto químico se decompõe em duas ou mais substâncias, reação endotérmica a qual absorve calor, reação exotérmica em que libera calor, reação de simples troca quando um elemento substitui outro em um composto químico para produzir um novo composto e o elemento deslocado, reação de dupla troca onde dois compostos químicos trocam seus radicais para formar dois novos compostos e reação de oxirredução a qual ocorre à troca de elétrons entre os reagentes.
3. Materiais utilizados 
Béquer 
Pinça 
Espátula 
Compostos químicos variados (especificados na seção 4.) 
Água destilada 
Tubo de ensaio 
Bico de Bunsen
4.Desenvolvimento, balanceamento das reações e suas evidencias macroscópicas.
Atividade 1
Foram realizadas as experiências de oxirredução, que são as reações que há transferência de elétrons os reagentes. 
1. Sulfato de Cobre (CuSO4) + Ferro (Fe (s)) 
Observamos que o cobre metálico se deposita na superfície do ferro, isso ocorre porque o ferro é mais eletropositivo que o cobre, ou seja, o cobre se reduz e deslocando-o do composto e ficando no seu lugar dando o aspecto avermelhado a palha de aço. 
Com isso a equação balanceada fica: 
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
2. Nitrato de Prata (AgNO3(aq)) + Cobre (Cu (s)) 
Observamos que a prata se acumula na superfície do cobre, ou seja, está havendo uma troca de elétrons, mas agora o cobre é mais eletropositivo que a prata, assim sendo a prata acaba por se depositar na superfície do cobre. 
Assim a equação balanceada fica: 
2AgNO3 + Cu (s) → Cu (NO3)2(aq) + Ag (s)
Atividade 2 
Os experimentos realizados foram de reações de dupla troca, ou seja, quando um dos compostos seja menos ionizado que o outro realizando uma dupla troca. 
4. Cloreto de Ferro (FeCl3(aq)) + Hidróxido de Sódio (NaOH(aq)) 
A mistura das dos dois compostos formam Hidróxido de Ferro que é um precipitado com um aspecto de ferrugem, se depositando no fundo do tubo de ensaio.
Sua equação balanceada: 
FeCl3(aq) + 3NaO H (aq) → FeOH3(s) + 3NaCl (aq)
Atividade 3 
Os experimentos dessa atividade se tratam de reações de combinação e adição, logo, que são adicionados algum elemento além dos reagentes para que uma mudança visível. 
5. Magnésio (Mg (s)) + Oxigênio (O2(gs)) + Calor ∆ 
Quando o Óxido de Magnésio foi exposto ao calor do bico de Bunsen foi observado que nessa queima ele adquire uma chama de coloração branca que pode ser prejudicial aos olhos. 
Sua equação balanceada: 
(Mg (s)) + O2(gs) + Calor ∆ → MgO2(s)
5.1 Óxido de Magnésio (MgO(s)) + Água (H2O(l)) + Fenolftaleína 
Agora com o Hidróxido de Magnésio que foi formado na reação anterior foi colocado em água e se adicionou Fenolftaleína,logo se observa que atribui uma coloração rosa. 
Sua equação balanceada: 
(MgO(s)) + H2O(l) + Fenolftaleína → Mg(OH)2
Atividade 4
Nesse experimento veremos as reações é de dupla troca (já foi vista na atividade 2) + reação de decomposição, onde uma substancia se decompõe quimicamente. 
7. Carbonato de Cálcio (CaCO3(s)) + Ácido Clorídrico (HCl (aq)) 
Observa-se uma efervescência na reação e sabe -se que tem uma liberação de gases CO2, pois o carbonato de cálcio causou uma reação de efervescência (decomposição) quando se juntou ao ácido clorídrico. 
Seu balanceamento: 
CaCO3(s) + 2HCl (aq) → H2O (l) + CO2 (g) + CaCl2(aq) 
Atividade 5 
Nesse experimento vimos os processos de solução de reagentes Exotérmicos eEndotérmicos, onde há absorção ou liberação de calor.
10. Hidróxido de Sódio (NaOH(s)) + Água (H2O(l)) 
Observamos através do toque, uma liberação de calor através da reação. 
Equação balanceada: 
NaOH(s) + H2O(l) → Na + OH + H2O(l)
11. Cloreto de Potássio (KCl(s)) + Água (H2O(l)) 
Da mesma forma eu a reação anterior, observamos através do toque, uma absorção de calor através da reação, ou seja, a água tem uma queda de temperatura. 
Equação balanceada: 
KCl(s) + H2O → KOH + HCl
5. Conclusão. 
 Ao fim dos oito experimentos realizados em laboratório, observamos que independe do tipo de reação química realizada podemos observar, mudanças sejam elas de temperatura, textura, cor, ou até da aparência. E todas elas apresentam suas evidencias próprias para comprovar o que aconteceu.