Relatorio de REAÇOES QUIMICAS

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João Victor Rodrigues, Maria Clara Rodrigues, Samyra Layssa e Tamara Reis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Hugo Arca 
Reações químicas 
18/09/2018 
 
 
 
 
 
1. Introdução 
 Para que uma reação química aconteça entre duas substâncias, os íons ou 
moléculas que compõem os reagentes devem entrar em contato uns com os 
outros. Por esse motivo, a velocidade na qual uma reação ocorre depende 
do quanto facilmente às espécies reagentes são capazes de 
entremisturarem-se. Exemplificando, ao misturar cristais de NaCl e AgNO3, 
não se observa nenhuma modificação química notável. Entretanto, se, antes 
de tudo, NaCl e AgNO3 forem dissolvidos em H2O e, então, misturadas suas 
soluções, terão como produto um sólido branco de fórmula AgCl. [1] 
 Porém existem certos termos que se aplicam a todos os tipos de soluções 
e que devem ser entendidas antes de um progresso nos conceitos de 
reações químicas. As palavras solvente e soluto são dois desses termos. 
Generalizando, referimo-nos à substância presente em uma proporção maior 
numa solução como solvente, sendo todas as demais substâncias 
consideradas soluto. Mas, nas soluções aquosas, quase sempre se 
considera a água como sendo o solvente, mesmo quando presente em 
menor quantidade. Por exemplo, uma mistura de 96% de H2SO4 e 4% de 
H2O em massa é chamada “ácido sulfúrico concentrado”, o que significa que 
uma grande quantidade de ácido sulfúrico está dissolvido em uma pequena 
quantidade de H2O,isto é, a água é tomada como sendo o solvente e o ácido 
como o soluto. [2] 
 Em uma solução que contém tanto soluto quanto ela pode conter, em 
contato com um excesso de soluto, é chamada de saturada. Se a mesma 
possui menos soluto do que o preciso para a saturação, ela é chamada de 
insaturada ou não saturada. A solubilidade do soluto é dada como a 
quantidade necessária para formar uma solução saturada em uma 
determinada quantidade de solvente. Ainda existem as soluções 
supersaturadas que são as que contêm mais soluto que o estipulado 
necessário para saturação. [3] 
 A água é uma das substâncias químicas encontrada em maior quantidade 
na natureza e serve como um solvente para muitas outras, tanto iônicas 
como moleculares. A preocupação relacionada com as equações em meio 
aquosos surge da grande disponibilidade da água como solvente e, na 
atualidade, do reconhecimento da importância da água como um sistema no 
qual ocorrem as reações químicas. [4] 
 Um bom solvente para os compostos iônicos é, geralmente, a água. No 
estado sólido, essas substâncias são compostas de íons negativos e 
positivos ligados entre si em um arranjo rígido, por forças eletrostáticas. Ao 
se dissolverem em água, esses sólidos se rompem, ou dissociam-se, tendo 
como produto íons que são mais ou menos livres para circular na solução. À 
proporção que o sólido se dissolve, os íons tornam-se rodeados pelas 
moléculas de água e são ditos hidratados. A presença de íons também 
comunica à água a capacidade de conduzir eletricidade. [5] 
 Em sua maioria, as reações químicas observadas em laboratórios, ao nível 
de um curso de introdução a química, envolvem reações entre íons em 
solução. Qualquer um que use água como solvente, de maneira eventual, 
vai encontrar as reações já citadas. [6] 
 Também é preciso citar as substâncias ácidas e básicas, por estarem 
entre as substâncias mais comuns e importantes. Uma das propriedades 
dessas substâncias é que elas interagem entre si de forma que o conceito 
ácido básico é extremamente útil em química para classificar as substâncias. 
É definido como ácido qualquer substância que aumenta a concentração de 
íon hidrônio em solução e base como qualquer substância que aumenta a 
concentração dos íons hidroxila em soluções aquosas. [7] 
 O processo de oxirredução também é de suma importância. Ele ocorre 
entre muitos compostos inorgânicos e orgânicos e são importantes nos 
sistemas bioquímicos, onde permitem o mecanismo para transferência de 
energia nos organismos vivos. [8] 
 
2. Objetivo 
 A aula prática pretendia mostrar as reações que poderiam ocorrer a partir da 
mistura dos reagentes e assim entender como funcionam as reações químicas. 
3. Materiais e Reagentes 
 3.1 Materiais 
- Tubo de ensaio; 
- Béquer; 
- Água destilada. 
 
 3.2 Reagentes 
 
- Solução de Cloreto de Sódio 0,1M; 
- Solução de Brometo de Potássio 0,1M; 
- Solução de Cloreto de Ferro III a 3%; 
- Solução de Hidróxido de Sódio 1M; 
- Solução de Hidróxido de Sódio a 10%; 
- Solução de Nitrato de Prata 5%; 
- Solução de Sulfato de Cobre II 1M; 
- Solução de Nitrato de Prata 5%; 
- Solução de Sulfato de Cobre II 1M; 
- Solução de Ácido Clorídrico 1M; 
- Solução de Ácido Sulfúrico diluído; 
- Solução Tiocianato de Amônio 5%; 
- Solução de Iodeto de Potássio; 
- Magnésio em fita, 
- Solução de amido; 
- Fenolftaleína; 
- Fio de cobre; 
- Palha de aço (bombril); 
- Carbonato de Cálcio; 
- Água oxigenada; 
- Hidróxido de sódio; 
- Acetato de sódio. 
 
4. Procedimentos Experimentais 
 
 4.1 Procedimento Experimental 1: 
 Foi adicionado em um tubo de ensaio 5ml de Cloreto de sódio (NaCl) mais 
5ml de Brometo de potássio (KBr). 
 
 4.2 Procedimento Experimental 2: 
 Foi adicionado em um tubo de ensaio 5ml de Cloreto de ferro III e logo depois 
foi adicionado gotas de Hidróxido de sódio (NaOH) até alguma mudança ser 
observada. 
 
 4.3 Procedimento Experimental 3: 
 Não foi realizado. 
 
 4.4 Procedimento Experimental 4: 
 Foi adicionado em um tubo de ensaio 3ml de uma solução de Nitrato de prata 
(AgNO3) e um pedaço de fio de cobre e o tubo ficou descansando por 10 
minutos. 
 
 4.5 Procedimento Experimental 5: 
 Foi adicionado em um tubo de ensaio 3ml de Sulfato de cobre (CuSO4) e 
logo depois foi inserido um prego (formado por Fe). 
 
 4.6 Procedimento Experimental 6: 
 Foi adicionado em um tubo de ensaio um pedaço de Carbonato de cálcio 
(CuCO3), logo depois foi adicionado 5ml de ácido clorídrico (HCl). 
 
 4.7 Procedimento Experimental 7: 
 Foi adicionado em um tubo de ensaio 1ml de Cloreto de ferro III (FeCl 3) mais 
Tiocianato de amônio (NH4). 
 
 4.8 Procedimento Experimental 8: 
 Foi adicionado em um tubo de ensaio 3ml de Iodeto de potássio (KI) mais 3ml 
de ácido sulfúrico diluído (H2SO4), agitando e logo depois foi adicionado 3ml de 
água oxigenada (H2O2). 
Obs.: não foi adicionado amido porque não foi preparado. 
 
 4.9 Procedimento Experimental 9: 
 Foi adicionado em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de Hidróxido 
de sódio (NaOH) em 5ml de água (H2O). 
 
 4.10 Procedimento Experimental 10: 
 Foi dissolvida em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de Acetato de 
sódio (CH3COO) em água destilada e um dos integrantes do grupo passou 
alguns segundos segurando o tubo de ensaio para que houvesse uma 
sensação térmica. 
 
5. Resultados e Discussão 
 
I- Procedimento 01: 
 
KbBr (aq) + NaCl (aq) => KCl (aq) + NaBr (aq) 
 
 Na+ + Cl- K+ + Br - K+ + Br- Na+ + Cl- 
 Foi colocado em um tubo de ensaio Brometo de Potássio (KBr) e Cloreto de 
Sódio (NaCl). Praticamente não ocorre reação, pois se dissolve 100%, já que 
há a mesma quantidade de íons no começo e no final. 
II- Procedimento 02: 
 
FeCl3 => Fe
3+ + 3Cl- 
Fe3+ + 3OH- => Fe(OH)3 
 Em um tubo de ensaio foi adicionado Hidróxido de Sódio (NaOH) e Cloreto 
de Ferro III (FeCl). Ao adicionar NaOH em FeCl, observou-se um precipitado 
marrom (hidróxido de Ferro) no fundo do tubo. A reação ocorrida éde dupla 
troca. 
III- Procedimento 03: não foi feito. 
 
IV- Procedimento 04: 
 
 Cu + AgNO3 — Cu (NO3)
2 + 2Ag 
 
 Em um tubo de ensaio foi adicionado um pedaço de fio de cobre e logo em 
seguida a solução de Nitrato de Prata (AgNO3). A solução mudou de coloração, 
ficando azulada. Os cristais formados eram pontiagudos e precipitou sobre o 
fio. A Prata reduziu e o Cobre oxidou, o que identificou tal afirmação foi à cor, 
pois o Cobre em água fica azul. A reação é classificada como simples troca. 
 
V- Procedimento 05: 
 
 Fe + CuSO4 — FeSO4 + Cu 
 
 Foi colocado em um tubo de ensaio Sulfato de Cobre (CuSO4) e um prego 
de Ferro. Essa solução apresenta coloração azulada e ao redor do prego há 
um precipitado alaranjado. A solução ficou menos azulada por conta da 
diminuição do Cobre e oxidação do Ferro. Essa diminuição de íons Cobre 
possibilitou o enfraquecimento da cor. A reação é de simples-troca. 
 
VI- Procedimento 06: 
 
 2HCl + CaCO3 — CaCl2 + H2CO3 
 2HCl + CaCO3 — CaCl2 + H2O + CO2 
 
 Em um tubo de ensaio foi colocado Ácido Clorídrico (HCl) e Carbonato de 
Cálcio (CaCO3). Ocorreu a formação de bolhas que era a liberação de Gás 
Carbônico (CO2). Reação de dupla troca. 
 
VII- Procedimento 07: 
 
 FeCl3 + 3KSCN — Fe(SCN) + 3KCl 
 
 Foi colocado em um tubo de ensaio Cloreto de Ferro III (FeCl) e Tiocianato 
de Amônio (SCN). A coloração do composto formado era vermelho sangue 
através da reação dos íons de Ferro (Fe3
+) e do Tiocianato de Amônio (SCN). 
Reação de dupla troca. 
 
VIII- Procedimento 08: 
 
 2KI + H2SO4 + 3H2O2 — K2SO4 + I2 + 4H2O + O2 
 
 Em um tubo de ensaio foi colocado Iodeto de Potássio (KI) e Ácido Sulfúrico 
(H2SO4). Logo em seguida Água Oxigenada (H2O2) e Solução de Amido. 
Surgirá uma cor amarelada em que o Peróxido oxidará o Iodeto, que formará 
Iodo na presença de água. Com Goma de Amido o peróxido reduziria e 
formaria a solução com característica de cor escura. No entanto a Goma de 
Amido não foi preparada antes, surgindo a coloração preta mas formando Iodo. 
Reação de óxido-redução. 
 
IX- Procedimento 09: 
 
 NaOH — Na+ + OH- 
 
 Em um tubo de ensaio foi adicionado Hidróxido de Sódio (NaOH) e água 
destilada. Era necessário segurar o tubo para que houvesse sensação térmica, 
portanto, não foi suficiente pela quantidade de NaOH colocada. Essa reação é 
Exotérmica. 
 
X- Procedimento 10: 
 Foi dissolvida em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de 
Acetato de Sódio (CH2COO) em água destilada e um dos integrantes do 
grupo passaram alguns segundos segurando o tubo de ensaio para que 
houvesse uma sensação térmica. 
 
 
 
Conclusão: 
 
 Nesta aula prática podemos descobrir diferentes tipos de reações e entender 
como elas funcionam. Vimos também a mudança de cores, reações 
endotérmicas e exotérmicas, precipitações e liberação de gases. 
 Algumas reações apresentaram efeito visual bom, como a formação de 
precipitados brilhantes e cores vivas, dessa forma tornando a aula mais 
interessante. 
 O objetivo foi alcançado, de forma que conseguimos entender mais sobre as 
reações químicas no seu resultado final, onde pesquisamos e compreendemos 
a mudança de cor, precipitação ou qualquer alteração ocorrida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
[1] Brady, J.E. Química Geral volume 1. 2 ed. Rio de Janeiro, 1986. Página 
186. 
[2] Brady, J.E. Química Geral volume 1. 2 ed. Rio de Janeiro, 1986. Página 
187. 
[3] Brady, J.E. Química Geral volume 1. 2 ed. Rio de Janeiro, 1986. Página 
187/188. 
[4] Brady, J.E. Química Geral volume 1. 2 ed. Rio de Janeiro, 1986. Página 
188. 
[5] Brady, J.E. Química Geral volume 1. 2 ed. Rio de Janeiro, 1986. Página 
188. 
[6] Brady, J.E. Química Geral volume 1. 2 ed. Rio de Janeiro, 1986. Página 
188. 
[7] Brady, J.E. Química Geral volume 1. 2 ed. Rio de Janeiro, 1986. Página 
192. 
[8] Brady, J.E. Química Geral volume 1. 2 ed. Rio de Janeiro, 1986. Página 
198.