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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
CAMPUS CRATEÚS 
ENGENHARIA DE MINAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sistema de Reações Químicas 
 
 
 
 
Aluna: Maria das Graças Alves Carvalho 
Matrícula: 412931 
Profa.: Janaina Lopes 
 
 
 
Crateús- Ce 
Setembro de 2019 
 
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Sumário 
1.0 INTRODUÇÃO .......................................................................................... 3 
2.0 OBJETIVOS ................................................................................................... 4 
3.0 MATERIAIS UTILIZADOS ...................................................................... 5 
4.0 REAGENTES UTILIZADOS ........................................................................ 5 
5.0 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS ...................................................... 7 
6.0 RESULTADOS E DISCUSSÕES .................................................................. 9 
7.0 CONCLUSÃO .............................................................................................. 14 
8.0 ANEXOS ...................................................................................................... 15 
9.0 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ......................................................... 17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1.0 INTRODUÇÃO 
Reação química é aquela em que ocorre a transformação de uma ou mais 
substancias químicas em outras diferentes. Temos uma evidencia de que pode ter 
ocorrido uma reação química num sistema se tivermos observado uma mudança de cor, 
mudança de odor, formação de gases, variação de energia ou a formação de produtos 
com diferente solubilidade. Entretanto, nenhum desses critérios é absolutamente seguro 
para definir uma transformação química qualquer como reação química; a propriedade 
que pode definir uma substancia com a maior precisão é sua formula química 
(RIBEIRO, 2014, pág 213). 
Para que uma mudança de cor seja indicativa da ocorrência de uma reação 
química, deve ocorrer mudança de cor da mistura das substancias ou soluções em cores 
inesperadas (RIBEIRO, 2014, pág 213), não apenas a mudança de cor decorrente da 
combinação das cores dos reagentes utilizados. 
A identificação do surgimento de produtos gasosos como reação química 
caracteriza-se pela formação de borbulhamentos na solução. 
Já a identificação por transferência de energia pode ser analisada caso a 
temperatura da solução aumente (Reação exotérmica) ou caso diminua (Reação 
endotérmica). 
Também pode ser constatada a ocorrência de uma reação química caso ocorra o 
surgimento de um precipitado, que varia de acordo com o tamanho e forma das 
partículas produzidas. Existindo os seguintes tipos: 
Cristalino que é reconhecido pela presença de muitas partículas pequenas de 
formato regular. Granular baseia-se em pequenos e discretos grãos com sedimentação 
rápida. 
Finamente dividido formado por partículas extremamente pequenas. Coloidal 
gelatinoso possui aparência de gelatina. Coloidal finamente dividido possui partículas 
extremamente pequenas, que dificilmente sedimentam. 
 
 
 
 
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2.0 OBJETIVOS 
1. A partir de evidências experimentais concluir sobre a ocorrência de reações químicas; 
2. Identificar tipos de precipitado; 
3. Identificar um composto utilizando suas propriedades químicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3.0 MATERIAIS UTILIZADOS 
PARTE A- MUDANÇA DE COR 
 3 Tubos de ensaio 
 Pipeta 
PARTE B- TIPOS DE PRECIPITADO 
 4 Tubos de ensaio 
 Pipeta 
PARTE C- REAÇÃO COM FORMAÇÃO DE GASES 
 2 Tubos de ensaio 
 Pipeta 
PARTE D- REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO 
 3 Tubos de ensaio 
 Bolinha de papel alumínio 
 Banho Maria 
4.0 REAGENTES UTILIZADOS 
PARTE A- MUDANÇA DE COR 
 Sulfato de Cobre (CuSO4) 
 Sulfato de Ferro III Fe2(SO4)3 
 Cromato de Potássio (K2CrO4) 
 Ácido Sulfúrico (H2SO4) 
 Sulfato de Cobre (CuSO4) 
 Hidróxido de Amônio (NH4OH) 
PARTE B- TIPOS DE PRECIPITADO 
 Ácido Clorídrico (HCl) 
 Nitrato de Prata (AgNO3) 
 Cloreto de Bário (BaCl2) 
 Ácido Sulfúrico (H2SO4) 
 Cloreto de Magnésio (MgCl2) 
 Hidróxido de Sódio (NaOH) 
 Tiosulfato de Sódio (Na2S2O3) 
PARTE C- REAÇÃO COM FORMAÇÃO DE GÁS 
 Bicarbonato de Sódio (NaHCO3) 
 Ácido Clorídrico (HCl) 
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 Magnésio (Mg) 
PARTE D- REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO 
 Permanganato de Potássio (KMnO4) 
 Ácido Sulfúrico (H2SO4) 
 Peróxido de Hidrogênio (H2O2) 
 Sulfato de Cobre(CuSO4) 
 Cloreto de Sódio (NaCl) 
 Nitrato de Sódio (AgNO3) 
 Hidróxido de Sódio (NaOH) 
 Hidróxido de Amônio (NH4OH) 
 Glicose (C6H12O6) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5.0 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
Parte A- Mudança de Cor 
Misturou-se em um tubo de ensaio a solução de 0,2 mol/L de Sulfato de cobre 
(CuSO4) e 0,2 mol/L de Sulfato de ferro III (Fe2(SO4)). Após isso, em outro tubo 
realizou-se o mesmo procedimento utilizando-se a solução de 1 m/L de Cromato de 
potássio (K2CrO4) 0,3 mol/L com 1 m/L de Ácido sulfúrico (H2SO4) 1 mol/L. 
Em um terceiro tubo de ensaio foi realizado o mesmo procedimento dos 
anteriores utilizando-se a solução de 1 m/L Sulfato de cobre (CuSO4) 0,2 mol/L e 
Hidróxido de amônio (NH4OH) 3 mol/L. Logo após, observou-se os 3 tubos . 
Parte B- Tipos de Precipitado 
Utilizaram-se quatro tubos de ensaio no experimento, no qual em cada um foi 
adicionada uma solução. No primeiro adicionou-se 1 mL da solução de Ácido clorídrico 
(HCl) 1 mol/L com 1 m/L da solução de Nitrato de prata (AgNO3) 0,1 mol/L. 
 Em um segundo tubo foi adicionado a solução de 1 m/L Cloreto de bário 
(BaCl2) 0,1 mol/L e 1 mL de Ácido sulfúrico (H2SO4) 1 mol/L. No terceiro tubo 
adicionou-se 1 m/L da solução de Cloreto de magnésio (MgCl2) 1 mol/L com 1 m/L de 
Hidróxido de sódio (NaOH) 3 mol/L. 
 Em um quarto tubo realizou-se a mistura utilizando-se 1 m/L da solução de 
Tiosulfato de sódio (Na2S2O3) com 1 m/L de Ácido sulfúrico (H2SO4). Após isso as 
misturas foram deixadas para serem analisadas depois de um determinado tempo. 
Parte C- Reações com formação de gás 
Adicionou-se em um tubo de ensaio 1 mL da solução de Bicarbonato de sódio 
(NaHCO3) com 1 mL de Ácido clorídrico (HCl). 
 Após isso em um segundo tubo adicionou-se 1 tira de Magnésio (Mg) com 1 
mL da solução de Ácido clorídrico (HCl). Depois se analisou a formação de gases nos 
diferentes tubos. 
Parte D- Reações oxi-redução 
Utilizaram-se três tubos de ensaio, no primeiro misturou-se 2ml da solução de 
0,1 mol/L de Permanganato de potássio (KMnO4) com 1 ml de Ácido sulfúrico (H2SO4) 
1mol/L e em seguida adicionou-se 2 ml de (H2O2) a solução. Após isso observou-se a 
reação dos reagentes após a mistura. 
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 Em um segundo tubo misturou-se 3ml da solução de 0,1 mol/L de Sulfato de 
cobre (CuSO4) com uma pitada de Cloreto de sódio (NaCl), em seguida adicionou-se 
uma bola de papel alumínio e analisou-se a temperatura final da solução. 
Por fim no terceiro tubo adicionou-se 10 gotas de Nitrato de prata (AgNO3) 
1mol/L, em seguida foi adicionado 3 gotas de Hidróxido de sódio (NaOH) 3 mol/L até a 
formação de um precipitado. Logo em seguida foi inserido aproximadamente 30 gotas 
de uma solução de Hidróxido de amônio (NH4OH) 3 mol/L até ocorrer total dissolução 
do precipitado de óxido de prata. Após a dissolução acrescentou-se 40 gotas de glicose. 
Agitou-se a solução contida no tubo e em seguida colocou-aem banho maria por 
aproximadamente 3 minutos e após isso deixou-a em repouso para analisar-se a reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6.0 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Parta A - Mudança de cor 
Tabela 1- Resultados experimentais (Parte A) 
Reagentes e suas respectivas 
cores 
Procedimento Cor observada 
CuSO4 
(Azul claro) 
Fe2(SO4)3 
(Vermelho) 
CuSO4+Fe2(SO4)3 Amarelo esverdeado 
K2CrO4 
(Amarelo) 
H2SO4 
(Transparente) 
K2CrO4+H2SO4 Laranja 
CuSO4 
(Azul claro) 
NH4OH 
(Transparente) 
CuSO4+NH4OH Azul escuro 
Analisando os resultados mostrados na tabela, pode-se observar que na mistura 
de 1 mL de Sulfato de Cobre (CuSO4) com 1 mL de Sulfato de Ferro (Fe2(SO4)3) não 
ocorreu reação química, apenas a diluição dos reagentes utilizados, sendo a cor obtida 
proveniente da combinação dos mesmos, evidenciado pela sua equação química tal fato: 
CuSO4 Fe2(SO4)3+ → CuSO4 +Fe2(SO4)3 
Observando a mistura de 1 mL de Cromato de Potássio (K2CrO4) com 1 mL de 
Ácido Sulfúrico (H2SO4) obteve-se uma coloração não esperada, mostrando que ocorreu 
uma reação química, sendo comprovado tal fato através de sua equação química: 
2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O 
Já na mistura de 1 mL (CuSO4) com 1 mL (NH4OH) obteve-se uma coloração 
azul escuro, não esperada, mostrando que ocorreu uma reação química, sendo 
comprovado tal fato através de sua equação química: 
CuSO4 + 2NH4OH → (NH4)2SO4 + Cu(OH)2 
 
 
 
 
 
 
10 
 
Parte B- Tipos de precipitado 
Tabela 2- Resultados experimentais (Parte B) 
Reação Observação Tipo de precipitado 
HCl + AgNO3 Sedimentos com coloração 
branca. 
Granular 
BaCl2 + H2SO4 Partículas brancas 
extremamente pequenas. 
Finamente dividido 
MgCl2 + NaOH Bastante viscoso, com 
aparência gelatinosa. 
Coloidal gelatinoso 
Na2S2O3 + H2SO4 Observou-se partículas 
bastante pequenas. 
Coloidal 
finamente dividido 
 
De acordo com os resultados obtidos na tabela, na reação de Ácido clorídrico 
(HCl) com Nitrato de prata (AgNO3) pode-se analisar uma sedimentação rápida, com 
pequenos grãos de formato irregular, possibilitando assim, o reconhecimento do 
precipitado formado como do tipo granular. 
Verificando-se a reação entre Cloreto de bário (BaCl2) e Ácido sulfúrico (H2SO4) 
verificou-se uma sedimentação mais demorada, formando partículas extremamente 
pequenas, que permitiram identificar o precipitado como sendo do tipo finamente 
dividido. 
Já na reação entre Cloreto de magnésio (MgCl2) e Hidróxido de sódio (NaOH) 
foi notada a presença de bastante viscosidade, com aspecto de gelatina, permitindo 
constatar que o precipitado é coloidal gelatinoso. 
E por fim na reação entre Tiosulfato de sódio (Na2S2O3) e Ácido sulfúrico 
(H2SO4) notou-se partículas extremamente pequenas, com pouca sedimentação, desse 
modo, proporcionando sua identificação como sendo um precipitado do tipo coloidal 
finamente dividido. 
Parte C- Reação com formação de gás 
Observando as mudanças ocorridas na reação entre 1ml de Bicarbonato de sódio 
(NaHCO3) com 1mL de Ácido clorídrico (HCl) pode-se analisar a formação de bolhas 
na solução, mostrando que a chama utilizada na reação estava sendo apagada, isso se 
deve ao fato de que na reação ocorreu a liberação de dióxido de carbono (CO2), que 
pode ser evidenciado através de sua equação química: 
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NaHCO3(aq) + HCl(aq) → NaCl(s) + CO2(aq) + H2O(g) 
Já na reação entre tiras de magnésio (Mg) com com 1 mL de Ácido clorídrico 
(HCl), pode-se analisar a formação de bolhas em torno das tiras, e um aumento de 
temperatura na solução, evidenciando uma grande liberação de calor (reação 
exotérmica), através da liberação de gás hidrogênio (H2), que pode ser comprovada 
através de sua equação química: 
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) + energia 
Parte D- Reações de oxi-redução 
Reação Observação 
KMnO4 + H2SO4 + H2O2 Ao ser adicionado H2O2 na reação ocorreu 
a liberação de borbulhas e mudança de cor 
na solução que estava lilás e passou a ficar 
transparente. 
CuSO4 + NaCl + Al A solução adquiriu uma coloração 
esverdeada devido a presença de CuSO4, 
quando a bolinha de alumínio foi 
adicionada a solução ocorreu a oxidação 
do mesmo. 
AgNO3 + NaOH + NH4OH + C6H12O6 Ao ser adicionado hidróxido de sódio na 
solução de nitrato de prata ocorreu o 
surgimento de um precipitado marrom, 
que logo em seguida dissolveu-se até se 
tornar transparente. Em seguida, com a 
adição de glicose não ocorreu nenhuma 
mudança. Após a solução ter sido levada 
ao banho maria ocorreu o surgimento do 
espelho de prata no tubo. 
 
Por meio dos dados listados na tabela acima, pode-se analisar que as borbulhas 
geradas na reação entre Permanganato de potássio (KMnO4) com Ácido sulfúrico 
(H2SO4) surge no momento em que a solução de Peróxido de hidrogênio (H2O2) é 
adicionada, ocorrendo devido a liberação de gás oxigênio(O2), provocada devido o 
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Peróxido de hidrogênio (H2O2) ser redutor e o Permanganato de potássio (KMnO4) ser 
oxidante, sendo comprovado tal fato através de sua equação química: 
KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 
 5
e-
 + 8H
+
 + MnO4
-
 → Mn2+ + 4H2O (×2) 
 H2O2 → O2 + 2H+ + 2e- (×5) 
------------------------------------------------- 
 10
e-
 + 16H
+
(aq) + 2MnO4
-
(aq) → 2Mn+2(aq) + 8H2O(aq) 
 5H2O2 → 5O2 + 10H+ + 10e- 
Montando a equação global: 
6H
+
(aq) + 2MnO4
-
(aq) +5H2O2(aq) → 2Mn+2(aq) + 8H2O(l) +5O2(g) 
Indicando assim a liberação do gás oxigênio, e sua reação de oxi-redução. 
No segundo tubo utilizado ao se adicionar uma pitada da NaCl a solução de 
CuSO4 ocorreu uma reação química, que pode ser evidenciada através da coloração 
verde, que não provém da combinação das cores dos reagentes envolvidos, podendo ser 
comprovada através de sua equação química: 
CuSO4(s) + 4NaCl(s) → Na2CuCl4(s) + Na2SO4(s) 
A coloração verde se deve exclusivamente ao produto Na2CuCl4(s) formado, em 
seguida ao ser adicionado a bolinha de papel alumínio ocorreu oxidação da mesma, que 
pode ser evidenciada através de sua equação química: 
2Al(s) + 3Cu2
+
(aq) → 2Al3+(aq) + 3Cu(s) 
Assim, é mostrado na equação que ocorreu uma reação de oxi-redução com o 
alumínio (Al) sendo oxidado e o íon de cobre (Cu) sendo reduzido. A utilização do 
NaCl na reação serviu para acelerar tal processo, favorecendo a remoção da camada de 
óxido existente no alumínio. 
Já no terceiro tubo ao ser adicionado 3 gotas de NaOH 3 mol/L a solução 
contendo 10 gotas de AgNO3 ocorreu a formação de um precipitado, que pode ser 
mostrado pela sua equação química: 
 AgNO3(aq) + NaOH(aq) → NaNO3(aq) + AgOH(s) 
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O precipitado formado nessa reação é o AgOH que possui coloração marrom, 
em seguida é adicionado aproximadamente 30 gotas de NH4OH até ocorrer a dissolução 
do precipitado de oxido de prata, formando a seguinte equação: 
AgOH(s) + 4NH3(aq) + H2O(l) → 2Ag(NH3)2+(aq) + 2OH-(aq) 
Fazendo com que a reação que estava na coloração marrom, passe a ser incolor, 
após a adição de 40 gotas de glicose na solução, não ocorreu nenhuma mudança de 
coloração, e em seguida o tubo foi levado a banho maria. Em seguida, observou-se a 
formação de prata metálica que se concentrou na parede do tubo, formando um espelho, 
espelho de prata, que é representado pela seguinte equação:RCHO + 2[Ag(NH3)2]
+
 + 3OH
-
(aq) → 2 Ag(s) + RCOO-(aq) + 4NH3 + 2 H2O 
Ocorrendo devido a oxidação da glicose, que por ser um aldeído quando exposta 
a oxidantes fracos como o [Ag(NH3)2], são oxidadas a ácido carboxílico e os íons de 
prata são reduzidos a prata metálica, fazendo com que se depositem nas paredes do 
tubo, formando assim o espelho de prata. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
7.0 CONCLUSÃO 
Considerando-se os resultados obtidos na parte A, pode-se verificar reações 
químicas através da mudança de coloração como também combinações de cores dos 
reagentes envolvidos, mostrando que além da mudança de coloração que ocorre é 
necessário se verificar a equação química de tal mistura para poder constatar se é de fato 
uma reação química. 
Por meio dos dados na parte B, ocorreu a verificação de diferentes tipos de 
precipitado através de sua forma e tempo de sedimentação, que pode ser evidenciado 
por reações químicas. Além disso, mostrando que uma sedimentação mais demorada 
resulta em partículas extremamente pequenas. 
Analisando as reações ocorridas na parte C, foi verificada a liberação de dois 
tipos diferentes de gases e energia, além da formação de diferentes bolhas dependendo 
do gás liberado. 
 Já na parte D pode-se ver reações de oxi-redução, na qual no primeiro tubo 
pode-se analisar a liberação do gás oxigênio(O2), além da mudança de cor na solução 
causada pela redução do ion de pergamanato. No segundo tubo pode-se verificar a 
mudança de coloração devido ao produto Na2CuCl4(s) formado, e a reação de oxi-
redução com a bolinha de alumínio (Al) sendo oxidada e o íon de cobre Cu sendo 
reduzido. Por fim, no ultimo tubo ocorreu a formação do espelho de prata que foi 
ocasionado devido a adição de glicose na reação, que por ser um aldeído se oxida a um 
acido carboxílico ao entrar em contato com a diaminprata (Ag(NH3)2
+
) formada, 
ocorrendo a redução da prata que irá se depositar nas paredes do tubo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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8.0 ANEXOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2 Solução de 
K2CrO4 + H2SO4 
Figura 1 Solução de 
CuSO4 + Fe2(SO4)3 
Figura 3 Solução de 
CuSO4 + NH4OH 
Figura 6 Reação de 
Mg + HCl 
Figura 4 Precipitados 
B1, B2, B3 E B4 
Figura 5 Reação entre 
NaHCO3 + HCl 
16 
 
 
Figura 4 Precipitados 
B1, B2, B3 e B4 
Figura 5 Reação de 
NaHCO3 + HCl 
Figura 7 Solução de 
KMnO4 + H2SO4 
Figura 8 Solução de 
KMnO4 + H2SO4 + H2SO4 
Figura 9 Solução de CuSO4 + NaCl 
Figura 10 Aluminio se oxidando 
na solução de CuSO4 + NaCl 
Figura 11 Precipitado de 
AgOH 
Figura 12 Espelho de prata formado 
17 
 
9.0 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
RIBEIRO, Roberto; BOCCHI, Nerilso; ROCHA, Romeu; MACHADO, Patrícia, 
Introdução a química experimental. São Carlos: Editora da Universidade Federal de São 
Carlos, 2014. 
SKOOG, D.A.: WEST, D.M.; HOLLER,F.J.; CROUCH,S.R. Fundamentos de Química 
Analítica. 8. ed. São Paulo: Thomson Learning, 2007. 
BROWN, T. L; LeMAY, Jr, H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química a Ciência 
Central. 9ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.