Relatório de Química - Introdução Ao Estudo das Reações Químicas

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Disciplina: Química Geral II
Professor(es): Jairo Esteves
Introdução Ao Estudo das Reações Químicas
			
Nomes: 
Ariel Machado de Araujo: ............................................................................
Marcelo Santos: ............................................................................
Raphael Porto: ............................................................................
João Gilberto: ............................................................................
Turma: 223
Data de realização: 17/07/2014
Data de entrega: 24/07/2014
I – Objetivo
Equacionar e classificar quanto ao tipo cada reação química realizada; reconhecer alguns fatores que influenciam na velocidade das reações.
II – Introdução
Uma reação química é uma alteração química onde matéria (um reagente ou mais reagentes) se converte em uma nova substância ou substâncias (produto ou mais produtos). Algumas reações ocorrem somente sob determinadas circunstâncias (ex. fornecimento de calor, presença de luz ou eletricidade). Algumas reações são acompanhadas de indicações externas (ex. mudança de cor, desprendimento de gás, calor ou luz). Pode-se afirmar que uma reação química é a transformação da matéria em que uma ligação química é criada ou desfeita. Após a ocorrência de uma reação química ela precisará de uma equação química, que é a representação gráfica da reação química. Nas equações químicas colocamos os elementos que estão envolvidos nas reações de forma abreviada, que representam a escrita usada pelos químicos de forma universal, ou seja, através de símbolos já padronizados que são os mesmos em qualquer país.
Existem quatro tipos de reação que são os principais vistos, que são Reação de Síntese ou Adição, Reação de Análise ou Decomposição, Reação de Simples Troca e Reação de Dupla Troca.
A Reação de Síntese é a reação onde duas ou mais substância se combinam diretamente para formar um novo composto químico. Onde a fórmula geral é representada da seguinte forma: A + B → AB. Como por exemplo:
H2O + CO2 → H2CO3
A Reação de Análise é a reação onde um composto químico se quebra( decompõe) em duas ou mais substâncias. Essa reação pode vir a ocorrer de três formas diferentes. Sua fórmula geral é: AB → A + B.
● Eletrólise → Quando a decomposição ocorre pela corrente elétrica.
H2O ------> H2 + ½ O2
● Pirólise (calcinação) -------> Quando a decomposição ocorre pelo calor.
CaCO3 ------> CaO + CO2
● Fotólise -------> Quando a decomposição ocorre pela luz.
2AgBr ---luz---> 2Ag + Br2 
Reação de Simples Troca é a reação que ocorre quando uma substância simples reage com uma substância composta para a formação de outra substância simples e outra composta. Tendo como fórmula geral: A + BC → AC + B. Como por exemplo: 
Mg + HCl → MgCl2 + H2
Reação de Dupla Troca é a reação que ocorre quando duas substâncias compostas resolvem fazer uma troca e entre si e formam duas novas substâncias compostas. Fórmula geral: AB + CD → AD + BC Como por exemplo:
3Ca(NO3)2 + 2H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6HNO3
Há vários fatores que podem influenciar a velocidade das reações. Um desses fatores é a temperatura que está diretamente ligada á agitação das moléculas. Quanto mais calor, mais agitadas ficam as moléculas (movimento), portanto, se as moléculas se movimentam-se mais, elas se chocam mais e com mais energia, diminuindo a energia de ativação e em consequência, aumenta o número de colisões efetivas e portanto a velocidade da reação também aumenta. Outro fator é a concentração dos reagentes, que está relacionada à quantidade de soluto e de solvente de uma substancia. Se aumentar a concentração de reagentes, aumenta o número de moléculas dos reagentes, aumentando o número de colisões e velocidade da reação. Está associada a lei da cinética (Lei de Guldber-Waage). Quando, por exemplo, se aumenta a concentração de oxigênio numa queima, a combustão acontece mais rápida, provocando um amento da velocidade da reação. Além desses fatores temos a presença de luz. Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de luz, que influenciam na velocidade das reações por ser uma energia em forma de onda eletromagnética que ajuda quebrar a barreira da energia de ativação. A água oxigenada (H2O2), por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta a luz, pois aumenta a velocidade da reação. E por último temos os catalisadores, que são substâncias químicas que não participam das reações químicas. Diminuem a energia de ativação e aumentam a velocidade da reação. Os catalisadores aceleram as reações, mas não alteram a composição dos reagentes e produtos envolvidos. A quantidade de substância produzida na reação não se altera com o uso de catalisadores. Se a reação for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia de ativação também terá um valor menor.
III - Materiais e Reagentes
Materiais
● Suporte universal
● Tubo de vidro vazado
● Tripé
● Tubos de ensaio
● Caneta retroprojetor
● Pinça de madeira
● Bico de Bunsen
● Tela de amianto
● Termômetro
● Cronômetro
● Garras
● Béqueres de 500 ml e 100 ml
● Mufas 
Reagentes
● Hidróxido de amônio Concentrado (NH4OH)
● Ácido clorídrico concentrado (HCl)
● Óxido de mercúrio II (HgO)
● Dicromato de amônio (NH4)2Cr2O7
● Magnésio Sólido (Mg)
● Solução 0,1 mol/l de nitrato de prata (AgNO3)
● Solução de 0,1 mol/l de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2)
● Solução de 3,0 e 0,1 mol/l de ácido clorídrico (HCl)
● Solução de peróxido de hidrogênio a 10 vol (H2O2)
● Solução de sal de rochelle a 6% P/V (KNaC4H4O6)
● Cloreto de cobalto (CoCl2)
	
IV - Procedimentos, Observações, Resultados e Conclusões
► 1. Tipos de Reações Químicas
● Experimento 1.1 (Prática Demonstrativa)
Montou-se um sistema, no qual em tubo de vidro vazado dos dois lados, foi preso horizontalmente por meio de uma garra, colocou-se em cada extremidade do tubo um pequeno pedaço de algodão embebido, o primeiro algodão continha a solução concentrada de amônia ( NH3) e o segundo, ácido clorídrico (HCl). Iniciou-se contagem do tempo, e verificou que ao longo aproximadamente 4 minutos , a base (NH3) e o ácido (HCl) sofreram difusão dentro do tubo fechado, onde se observou a formação do anel de sal em torno das paredes do tubo, representada pela equação:
NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(g)
Trata-se de uma reação de síntese que tem como produto o cloreto de amônio, no qual os reagentes sofreram difusão dentro do tubo fechado. Observou-se que a formação da névoa não havia ocorrido no centro do tubo. Identificou-se o local onde se formou o anel e mediu-se a distancia. A amônia percorreu 47cm e o ácido clorídrico percorreu 30 cm. Desse modo foi possível verificar a velocidade de efusão dos gases até o início da reação. Efusão de gases é a passagem de por pequenos orifícios e difusão de gases é a mistura de gases quando colocados uns na presença de outros.
Base → O hidróxido de amônio (NH4OH) tem pressão de vapor 13mmhg (solução de 50% de NaOH em peso a 60 °C).
Ácido → O ácido clorídrico (HCl) tem pressão de vapor de 11 mmhg (solução a 30% de HCl em peso a 20 °C).
A velocidade da reação foi dada pela seguinte fórmula:
Vel. da reação = variação do espaço onde foi formado o anel/variação do tempo.
Velocidade do HCℓ = 30/4 ≈ 7.5cm/min
Velocidade do NH3 = 47/4 ≈ 11.75cm/min
Com estes dados observou-se que NH3 percorreu uma distancia maior na mesma quantidade de tempo, tendo assim sua velocidade mais elevada em relação HCℓ. Com isso o anel será formado, mas próximo do HCℓ. 
Sabendo-se que a difusão é a propriedade de duas ou mais substâncias se misturarem espontaneamente, quando colocadas em presença uma das outras, resultando soluções (misturas homogêneas), ou seja, moléculas gasosas movem-se através das paredes porosas ou em um outro meio.
OBS1: A densidade do Ácido Clorídricoé igual a 1,18 g/cm3 e a densidade da Amônia é igual a 0,76 g/cm3, sendo menor ela tem maior velocidade.
OBS2: No instante em que se colocou o chumaço de algodão molhado com Hidróxido de Amônio em uma das extremidades da aparelhagem, o gás liberado é a Amônia. 
● Experimento 1.2 (Prática Demonstrativa):
Transferiu-se para a tela de amianto apoiada sobre um tripé uma porção de dicromato de amônio, de modo que se formou um “monte”. Usando a chama oxidante do bico de Bunsen, aqueceu-se o sal.
O aquecimento do dicromato de amônio causa sua decomposição em óxido de cromo ( Cr2O3), gás nitrogênio( N2) e água. O sólido em pó, inicialmente de coloração alaranjada, sofre uma reação violenta após o aquecimento, transformando-se em cinzas levemente esverdeadas, volumosas, de baixa densidade e cancerígenas (óxido de cromo) e liberando substancias no estado gasoso ( nitrogênio, N2, e vapor de água). É notável que após a decomposição o volume do monte aumenta. Isso se deve a eliminação dos gases que tiveram que se expandir para sair. A decomposição ocorre segundo a seguinte reação:
(NH4)2Cr2O7(s) → Cr2O3(s) + N2(g) + 4H2O(g) (reação de decomposição)
Experimento 1.3:
Usando a ponta da espátula, uma pequena quantidade de óxido de mercúrio II (HgO) foi transferida para um tubo de ensaio limpo e seco. Usando uma pinça de madeira presa a borda do tubo, o sistema foi aquecido na chama oxidante do bico de Bunsen, e após alguns segundos, foi observada atentamente a coloração do produto depositado nas paredes internas do tubo. Após alguns segundos, observou-se uma leve coloração prateada (característica dos metais) nas paredes internas do tubo. Esta coloração prateada surgiu no tubo, pois quando submetido ao calor o óxido de mercúrio II (HgO) se decompõe, liberando oxigênio(O2) para a atmosfera e retendo o mercúrio, que por ser um metal tem como uma das suas características a coloração prateada. Logo, conclui-se que ocorreu a seguinte equação: 
2HgO(s) → 2 Hg(s) + O2(g)
Concluiu-se que essa reação é classificada como reação de decomposição por pirólise, pois houve uma quebra ou decomposição da substancia realizada por meio do calor do fogo, no qual teve como produtos formados o mercúrio líquido e o oxigênio. 
● Experimento 1.4:
Para um tubo de ensaio, transferiu-se uma tira de magnésio metálico (MG) e em seguida acrescentou 5 ml de solução de 3 mol/L de ácido clorídrico (HCl) e relacionou a seguinte equação:
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
Uma reação de simples troca formando respectivamente cloreto de magnésio e gás hidrogênio. Essa reação ocorre pelo fato de haver transferência de elétrons. O magnésio foi oxidado, e teve seu NOX aumentado e o hidrogênio foi reduzido, e teve diminuição do NOX pela perda de elétrons. Conclui-se que o magnésio é mais reativo que o hidrogênio.
Foi colocado um segundo tubo de ensaio de diâmetro maior, emborcado sob o tubo de ensaio onde estava ocorrendo a reação química recolhendo o gás produzido, no caso, o hidrogênio.
Logo em seguida aproximou-se um palito de fósforo aceso perto das paredes do segundo tubo que resultou em uma pequena explosão representada pela equação a seguir:
2H2(g) + O2 → 2H2O(g)
Trata-se de uma reação de síntese. O tubo de ensaio estava liberando o gás hidrogênio, assim, com o ambiente repleto de oxigênio tornou-se uma substancia totalmente inflamável. Após a reação formou-se água como produto.
● Experimento 1.5:
Transferiu-se para um tubo de ensaio 5 ml de solução de 0.1 mol/L de nitrato de chumbo II (Pb(NO3)2). Para ouro tubo de ensaio transferiu-se % ml de solução de 0,1 mol/ L de iodeto de potássio (KI). Verteu-se o conteúdo de um tubo no outro. A reação é representada pela seguinte equação:
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → 2KNO3(aq) + PbI2(s)
Verificou-se que se trata de uma reação de dupla troca com a formação de dois sais, o nitrato de potássio e o iodeto de chumbo II, neste ultimo observou a cor amarelada do produto insolúvel.
Filtrou-se o sistema obtido e, em seguida adicionou-se água quente ao sólido que ficou retido no papel de filtro, recolhendo o filtrado em um tubo de ensaio. Observou-se que o líquido que foi amparado pelo tubo era incolor. Resfriou-se o recipiente, e notou-se que o iodeto de chumbo II cristalizou, formando cristais amarelos. Concluiu-se que essa substância é insolúvel em água fria, porém solúvel em água quente, pois esta tem suas moléculas mais afastadas, logo, tem-se a fácil solubilidade do sal.
► 2. Fatores Que Influem Na Velocidade de Uma Reação Química
● Experimento 2.1 (Prática Demonstrativa):
Para dois tubos de ensaio transferiu-se 5 ml de solução 0,1 mol/L de nitrato de prata (AgNO3) , e acrescentou em cada béquer 5ml de solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico (HCl), com a adição do ácido nos dois tubos, observou-se um precipitado branco de acordo com a seguinte equação: 
AgNO3(aq) + HCl(aq) → AgCl(s) + HNO3(aq)
Numa reação de dupla troca que teve respectivamente como produtos, o sal insolúvel cloreto de prata e o ácido nítrico.
Colocou-se um dos tubos ao abrigo de luz, e o outro em local iluminado. Após certo tempo, ao comparar os tubos, observou-se que o tubo de ensaio que permaneceu ao abrigo de luz, não apresentou alteração; já o que estava na presença da luz apresentou modificações na coloração do precipitado, que passou de branco a preta, pois estando na presença de luz sofreu uma reação de decomposição por fotólise de acordo com a seguinte equação:
2AgCl(s) → 2Ag(s) + Cl2(g)
● Experimento 2.2 (Prática Demonstrativa):
Em um béquer foi aquecido até a solução de sal de Rochelle a 6%, em seguida acrescentou-se 20 ml de peróxido de hidrogênio (H2O2) a 10 vol. Com o termômetro ainda incluso no meio reacional foi adicionado o catalisador cloreto de cobalto (CoCl2), a solução apresentou coloração rosa porém depois de alguns segundos de indução a reação ocorreu rapidamente, pois o catalisador também participou da reação, verificando que a coloração empalideceu, aparecendo uma coloração marrom e uma grande efervescência (indicando a liberação de gás) e logo em seguida, após algum tempo, foi observado que a temperatura que indicava no termômetro marcava 90 °C. Com isso era para a solução assumir a coloração rosa novamente, pois ao fim da reação o catalisador se regenera quimicamente, ou seja, não sofre modificação em sua estrutura e pode ser reutilizado. 
Equação da reação:
KNaC4H4O6(aq) + 5 H2O2 ---CoCl2---> 4CO2(g) + KOH(aq) + NaOH(aq) + 6 H2O(l) + CoCl2(aq)
V - Anexo, Tarefas e Perguntas de Verificação
1. Pesquisar e descrever pelo menos três aplicações do gás produzido no experimento 1.4:
Como visto antes, o gás produzido é no experimento 1.4 foi o gás hidrogênio (H2).
Os usos atuais desse gás incolor, inodoro e insípido incluem processos industriais, combustível para foguetes e propulsão para cápsulas espaciais, já que os mesmos requerem combustíveis de baixo peso, compactos e com grande capacidade de armazenamento de energia.
A quebra destas ligações na água permite produzir hidrogênio e então utilizá-lo como combustível. Existem muitos processos que podem ser utilizados para quebrar estas ligações.
Com pesquisa e desenvolvimento mais avançados, este combustível também pode ser utilizado como uma fonte alternativa de energia para o aquecimento e iluminação de residências, geração de eletricidade e como combustível de automóveis. Quando produzido de fontes e tecnologias renováveis, como hidráulica, solar ou eólica, o hidrogênio torna-se um combustível renovável.
A seguir serão apresentados alguns métodos para a obtenção do hidrogênio: 
● A maior parte do hidrogênio produzido no mundo (principalmente nos Estados Unidos) em escala industrial é pelo processo de reforma de vapor, ou como um subproduto do refino de petróleo e produção de compostos químicos. A reforma de vapor utiliza energia térmica para separar o hidrogênio do carbono no metano ou metanol, e envolve a reação destes combustíveis com vapor em superfícies catalíticas. O primeiro passo da reação decompõe o combustível em água e monóxido de carbono(CO). Então, uma reação posterior transforma o monóxido de carbono e a água em dióxido de carbono (CO2) e hidrogênio (H2). Estas reações ocorrem sob temperaturas de 200ºC ou maiores.
● Outro modo de produzir hidrogênio é por eletrólise, onde os elementos da água, o hidrogênio e o oxigênio, são separados pela passagem de uma corrente elétrica. A adição de um eletrólito como um sal aumenta a condutividade da água e melhora a eficiência do processo. A carga elétrica quebra a ligação química entre os átomos de hidrogênio e o de oxigênio e separa os componentes atômicos, criando partículas carregadas (íons). Os íons se formam em dois pólos: o anodo, polarizado positivamente, e o catodo, polarizado negativamente. 
O hidrogênio se concentra no cátodo e o anodo atrai o oxigênio. Uma voltagem de 1,24V é necessária para separar os átomos de oxigênio e de hidrogênio em água pura a uma temperatura de 25ºC e uma pressão de 1,03kg/cm2. Esta tensão varia conforme a pressão ou a temperatura são alteradas.
2. Apresentar uma pesquisa sucinta sobre catalisadores
Catalisador é uma substância química que não participa da reação química, não alterando a composição química dos reagentes e produtos envolvidos. Diminui a energia de ativação e aumenta a velocidade da reação.
Se a reação for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia de ativação também terá um valor menor. O catalisador não altera a variação de entalpia. 
Não existe um tipo ideal de catalisador. Para cada reação química existe um tipo diferente. Os catalisadores mais comuns são: 
● Metais - principalmente os de transição: Co, Ni, Pt, Pd
● Ácidos - que catalisam muitas reações orgânicas: H2SO4
● Óxidos metálicos – Al2O3, Fe2O3
● Bases - NaOH
● Enzimas – produzidas pelos organismos vivos: lipase, suco gástrico.
Catálise é o nome dado às reações que acontecem na presença de catalisadores, veja e os agora como ela pode ser classificada:
● Catálise homogênea: os catalisadores reagentes constituem uma única fase.
NO2 (g)2
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
Catalisador da reação: NO gasoso.
Reagentes: SO2 gasoso e O2 gasoso.
O catalisador e os reagentes possuem uma só fase (gás), portanto, o sistema é monofásico.
● Catálise heterogênea: o catalisador e os reagentes possuem mais de uma fase.
Pt(s)
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
Catalisador da reação: Pt sólido.
Reagentes: SO2 gasoso e O2 gasoso.
O sistema é formado pela mistura de SO2, O2 e Pt, é difásico porque possui duas fases: gás e sólido.
VI – Bibliografia
► Endereço eletrônico:
● http://www.crp4.org.br/quimica_viva_catalisadores
● http://www.alunosonline.com.br/quimica/reações-analises-ou-decomposição.html
● http://www.soq.com.br/conteúdos/IF/reaçoesquimicas
● http://www.seara.ufc.br/
● http://www.infopedia.pt/
● http://www.portalsaofranscico.com.br/alfa/gashidrogenio/gas-hidrogenio-6.php
● http://www.brasilescola.com/quimica/tipos-reacoes-quimicas.htm
● http://www.brasilescola.com/quimica/velocidade-das-reacoes-quimicas.htm
● http://www.brasilescola.com/quimica/difusao-efusao-dos-gases.htm
► Livros:
● FELTRE, Ricardo. Química Geral. 6ª edição – 2004.
● SALVADOR, Edgard. USVBERCO, João. Química Geral. 10ª edição – 2003.