RELATÓRIO REAÇÕES

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CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA – S2
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
PROFESSOR: LEE MARX GOMES DE CARVALHO
CALIBRAÇÃO DE EQUIPAMENTOS VOLUMÉTRICOS
AUTORA: CAMILA MARIA DO NASCIMENTO
ARACATI
MARÇO - 2019
RESUMO
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Palavras chaves: 
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO
	Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. O soluto é a substância presente em menor quantidade e o solvente é a substância presente em maior quantidade. Uma solução pode ser gasosa (como o ar), sólida (como uma liga metálica) ou líquida (água do mar, por exemplo) (Chang, 2013).
	Em reações de combinação, duas ou mais substâncias reagem para formar um produto. Por exemplo, o magnésio metálico brilha intensamente ao ser queimado, produzindo o óxido de magnésio. Essa reação é utilizada para produzir a chama brilhante gerada por foguetes de sinalização e alguns fogos. Em uma reação de decomposição, uma substância sofre uma reação produzindo duas ou mais substâncias. Por exemplo, muitos carbonatos de metais, quando aquecidos, decompõem-se para formar óxidos de metal e dióxido de carbono. Reações de combustão são reações rápidas que produzem uma chama. A maioria das reações de combustão que observamos envolve o O2 presente no ar como reagente (Brown, 2016). 
	Para duas substâncias reagirem quimicamente, é necessário que:
a) suas moléculas sejam postas em contato do modo mais eficaz possível. É por isso que uma reação no estado gasoso é, em geral, mais fácil e rápida que no estado líquido; e neste, em geral, mais fácil e rápida que no estado sólido. Entre sólidos a reação é normalmente muito difícil, pois falta “contato” entre suas moléculas; daí, o costume de “pulverizar” os reagentes sólidos, ou o que é, em geral, melhor: procurar dissolver os sólidos na água ou em outro solvente apropriado;
b) os reagentes tenham uma certa afinidade química, ou seja, uma certa tendência a reagir. Embora seja fácil constatar que existem reagentes mais reativos e outros menos reativos, devemos avisar que o estudo da reatividade e da afinidade química é bastante complexo. Entretanto, para as reações comuns, podemos indicar certos critérios que permitem prever quais serão os produtos formados, a partir de determinados reagentes (Freire, 2004).
	A adição de solutos a solventes pode originar três tipos de sistemas – soluções, suspensões e colóides. A diferença fundamental entre uma solução e uma suspensão é o tamanho das partículas dispersas. Existem também misturas cujas partículas dispersas são muito menores do que aquelas que podem ser vistas a olho nu, mas muito maiores que moléculas individuais. Tais partículas são denominadas partículas coloidais e, em água, formam os colóides ou suspensões coloidais. O tamanho das partículas de um colóide permite-lhes atravessar um filtro, mas não uma membrana semipermeável. Essas partículas são suficientemente grandes para refletir e dispersar a luz. Essa dispersão da luz é conhecida pelo nome de efeito Tyndall (Usberco, 2002). 
	Um dos tipos mais comuns de reações que ocorrem em solução aquosa é a reação de precipitação, que é caracterizada pela formação de um produto insolúvel, ou precipitado. Um precipitado é um sólido insolúvel que se separa da solução. As reações de precipitação envolvem geralmente compostos iônicos (Chang, 2013).
	
1.1 OBJETIVO
Aplicar os princípios básicos sobre reações químicas.
Reconhecer na prática os conceitos de massa de fórmula, massa molecular e mol, e mostrar a relação entre eles.
Comprovar algumas leis da química.
Efetuar cálculos estequiométricos e utilizar as unidades de concentração.
Utilizar evidências experimentais para concluir sobre a ocorrência de reações químicas;
Reconhecer tipos de precipitados;
Sintetizar pigmentos inorgânicos por reações de precipitações em meio aquoso.
2. PARTE EXPERIMENTAL
	Foram utilizados os seguintes materiais e reagentes na prática realizada no Laboratório de Química do IFCE Campus Aracati: 
2.1 MATERIAS E REAGENTES
Tubos de ensaio
Estante de tubos de ensaio
pipetas graduadas
2.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
2.2.1 MUDANÇA DE COR
1. Misturou-se em um tubo de ensaio, as soluções Permanganato de sódio (0,1 g/L) e uma solução de açúcar. Observou-se os reagentes antes e após a mistura. Anotou-se todas as observações;
2. Colocou-se 1 mL em um tubo de ensaio as soluções nas seguintes ordem 1º CaCl2 (0,1 g/L), 2º fenolftaleína anotou-se a cor da mistura, logo em seguida adicionou-se NaOH;
3. Misturou-se em um tubo de ensaio, as soluções 0,2 mol/L de CuSO4 e 0,2 mol/L de Fe2(SO4)3. Observou-se os reagentes antes e após a mistura. Anotou-se todas as observações;
4. Repitiu-se o procedimento 03 com CuSO4 0,2 mol/L e NH4OH 0,3 mol/L.
2.2.2 TIPOS DE PRECIPITADOS
Observou-se e comparou-se os precipitados obtidos com os sistemas abaixo, deixou-se de lado enquanto prossegue antes e após a mistura. Anotou-se todas as observações.
1ª Reação: Misturou-se em um tubo de ensaio, as soluções HCl (1 mol/L) + AgNO3 (0,1 mol/L);
2ª Reação: Misturou-se em um tubo de ensaio, as soluções BaCl2 (0,1 mol/L) + H2SO4 (1 mol/L);
3ª Reação: Misturou-se em um tubo de ensaio, as soluções MgCl2 (1 mol/L) + NaOH (3 mol/L);
4ª Reação: Misturou-se em um tubo de ensaio, as soluções Na2S2O3 (0,1 mol/L) + H2SO4 (1 mol/L).
2.2.3 LIBERAÇÃO DE GÁS
Adicionou-se em um tubo de ensaio, e observaram-se as mudanças ocorridas nas reações a seguir:
1ª Reação: NaHCO3 (0,1 mol/L) + HCl (1 mol/L);
2ª Reação: Mg(s) + HCl (1 mol/L).
2.2.4 PROPRIEDADES QUÍMICAS DE UM COMPOSTO
Realizou-se uma série de testes para analisar as propriedades químicas de sulfato de cobre (CuSO4), dicromato depotássio (K2Cr2O7), cloreto de magnésio (MgCl2), hidróxido de sódio (NaOH) e carbonato de sódio (Na2CO3) com os reagentes ácido sulfúrico (H2SO4) e hidróxido de amônio (NH4OH) procedendo-se de acordo com os itens abaixo.
1. Adicionou-se 1 mL de cada uma das substâncias que serão investigadas, cada uma em um tudo de ensaio e acrescentou-se a todas 1 mL de H2SO4 (1 mol/L). 
2. Adicionou-se 1 mL de cada uma das substâncias que serão investigadas, cada uma em um tudo de ensaio e acrescentou-se a todas 1 mL de NH4OH (3 mol/L). Verificaram-se as mudanças ocorridas.
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES
3.1 Mudança de cor
KMnO4 + C12H22O11 → K2CO3 + MnO2 + CO2 + H20
	Ao misturar-se Permanganato de potássio (KMnO4) e açúcar (C12H22O11) obteve-se uma molécula de carbonato de potássio (K2CO3 ), uma de dióxido de manganês (MnO2 ), uma de dióxido de carbono (CO2 ) e uma de água (H20)
CaCl2 + fenolftaleína ( C20H14O4)
	Um indicador ácido-base muda de cor com o pH porque ele é um ácido fraco que tem uma cor uma forma de ácido e outra na forma de base conjugada. Um indicador comum é a fenolftaleína. A forma do ácido desta molécula orgânica é incolor e a forma da base conjugada é cor-de-rosa. A estrutura da forma básica da fenolftaleína permite que os elétrons se delocalizam pelos três anéis semelhantes ao benzeno e o aumento de delocalização é, em parte, a causa da mudança de cor (Atkins, 2012). 
	Para a fenolftaleína o intervalo de pH (zona de transição) é de 8,2 a 10,0 onde ocorre uma mudança de cor de incolor para vermelho. O CaCl2 (cloreto de cálcio) é um sal de ácido forte (HCl) e uma base forte por esse motivo ocorreu a mudança de cor de incolor para roxo.
CuSO4 + 2 NH4OH → (NH4)2SO4 + Cu(OH)2
Para a mistura de reagente Sulfato de Cobre e hidróxido de amônio observou-se a formação dos seguintes produtos: sulfato de amônio ((NH4)2SO4) e hidróxido de cobre (II). Não se notou nenhuma mudança significativa após a reação. 
CuSO4 + Fe2(SO4)3
	Para os regentes Sulfato de Cobre e Sultato Ferroso Amonialcal não foi observado nenhum tipo de mudança visível. 
O fato de não ser notado quase nenhuma mudança em algumas reação podeser explicado pela baixa concentração dos reagentes ou imperícia dos analistas ao conduzir com a análise.
	Na tabela 01 são dispostos os resultados obtidos na primeira parte das análises. 
	Reação
	Antes
	Depois
	Permanganato de potássio + açúcar
	Rosa 
	Rosa claro
	CaCl2 + fenolftaleína ( C20H14O4)
	Incolor
	Roxo
	
	
	
	CuSO4 + Fe(NH4)2 (SO4)2.6H2O
	Azul 
	Azul claro
	CuSO4 + NH4OH
	Azul claro
	Azul claro
Tabela 01. Resultados obtidos nas reações de mudança de cor. 
3.2 Tipos de precipitado
	Reações de precipitação ocorrem quando pares de íons com cargas opostas se atraem tão fortemente que formam um sólido iônico insolúvel. Essas reações são muito comuns no oceano, e até mesmo nos respiradouros (Brown, 2016).
HCl + AgNO3 → HNO3 + AgCl
	Ocorreu uma reação de dupla troca onde o nitrato de prata (sal) e o ácido clorídrico reagiram-se formando ácido nítrico e cloreto de prata. O cloreto de prata (AgCl) forma um sólido, observado como precipitado.
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HCl
MgCl2 + 2 NaOH → Mg(OH)2 + 2 NaCl
H2S2O4 + H2SO4 → Na2S2O3 + H2O + SO2
	Reação
	Antes
	Depois
	Formou precipitado?
	Tipo de reação
	Tempo da reação
	HCl + AgNO3 
	Incolor
	Branco
	Sim
	Endotérmica
	Imediata
	BaCl2 + H2SO4 
	Incolor
	Branco
	Sim
	Endotérmica
	Imediata
	MgCl2 + NaOH 
	Incolor
	Branco gelatinoso
	Sim
	Endotérmica
	Imediata
	Na2S2O3 + H2SO4 
	Branco 
	Esverdeado
	Não
	Endotérmica
	Lenta
3.3 Liberação de Gás 
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
	Reação
	Houve liberação de gás?
	Tipo de reação
	Tempo da reação
	NaHCO3+HCl
	Não
	Endotérmica
	Imediata
	Mg+HCl
	Sim
	Exotérmica
	Imediata
3.4 Propriedades químicas de um composto 
	
	Antes 
	H2SO4
	CuSO4
	Azul
	Azul
	K2Cr2O7
	Laranja 
	Laranja
	MgCl2
	Incolor
	Incolor* 
	NaOH
	Incolor
	Incolor
	Na2CO3
	Incolor
	Incolor
* Liberação de gás
CuSO4 + H2SO4 → CuO3 + 2 SO2 + H2O
K2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + H2O 
H2SO4 + MgCl2 → MgSO4 + 2 HCl
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
Na2CO3 + H2SO4 → H2O + CO2 + Na2SO4
	
	Antes 
	NH4OH
	CuSO4
	Azul claro
	Azul escuro*
	K2Cr2O7
	Laranja
	Laranja
	MgCl2
	Incolor
	Esverdeado
	NaOH
	Incolor
	Branco
	Na2CO3
	Incolor
	Incolor
* Houve formação de precipitado
CuSO4 + 2 NH4OH → [Cu(NH3)2](OH)2 + H2SO4
K2Cr2O7 + 2NH4OH = Cr2O3 + N2 + 2KOH + 4H2O
Tipo de reação: dupla troca
NH4OH + NaOH(aq) → NH3(g) + H2O(l) + NaOH 
MgCl2 + NH4OH → NH4Cl2 + MgOH
NaCO3 + NH4OH = NaOH + NH4CO3
	
	
4. CONCLUSÃO
	Feito o experimento, ficou claro o conceito de reação química. Ao longo do experimento aprendemos a identificar reações através de mudança de cor..
	 
	
5. REFERÊNCIAS
BROWN, Theodore L.; LEMAY JUNIOR, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: Ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2016.
CHANG, Raymond. GOLDSBY, Kenneth. Química. 11 ed. AMGH. Porto Alegre, 2013.
FREIRE, Ricardo. Química geral. 6 Ed. Moderna, São Paulo, 2004.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª Ed. Bookman. Porto Alegre, 2012.
USBERCO, João.; SALVADOR, Edgard. Química – volume único. 5 ed. São Paulo: Saraiva, 2002.
6. ANEXOS
6.2 QUESTIONÁRIO