Prática reações-químicas

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Sumário	
1.	INTRODUÇÃO	4
2.	OBJETIVOS	5
3.	METODOLOGIA DO EXPERIMENTO	6
4.	RESULTADOS E DISCUSSÕES	7
5.	CONCLUSÃO	10
6.	REFERÊNCIAS	11
7.	QUESTIONÁRIO	12
1. INTRODUÇÃO
Com a prática deste presente trabalho foram estudados diversos tipos de reações químicas. A reação química é o processo pelo qual substâncias químicas se transformam em outras através de sua combinação ou separação. Tais reações são demonstradas por meio das equações químicas, na qual se coloca todos os elementos envolvidos, que por sua vez são demonstrados através dos símbolos já padronizados, e o mecanismo da reação, ou seja, quem se separe, quem se junta, quem oxida ou reduz e assim por diante. As equações químicas se estruturam da seguinte maneira: 	
sendo os reagentes as substâncias iniciais, as que sofrerão transformação e os produtos o resultado da reação, a substância obtida.
As reações químicas podem ser classificadas como: síntese ou adição, de análise ou decomposição, de simples troca e de dupla troca. 
A reação de síntese é onde duas ou mais substâncias se juntam para formar um único produto. Exemplo: 
		 
A reação de análise ou decomposição é quando uma substância se decompõe para formar dois ou mais produtos. Exemplo: 
			
A reação de simples troca é onde uma substância simples troca de lugar com um elemento que está em uma substância composta. Exemplo:
E a reação de dupla troca é quando duas substâncias compostas trocam um de seus elementos entre si. Exemplo: 
Existem também as reações que ocorrem em solução aquosa. Solução aquosa uma solução na qual o solvente é água. Os principais tipos de reações que ocorrem em solução aquosa são as de precipitação, de ácido-base, com liberação de gases e de oxirredução.
As reações de precipitação são aquelas em que se produz um produto insolúvel, que se chama de precipitado. Isto se dá porque os reagentes da reação formam um produto insolúvel em água. Exemplo:
As reações ácido-base, que são denominadas reações de neutralização, partem de uma reação entre um ácido e uma base formando de maneira geral sal e água. Exemplo:
As reações com liberação de gases, em geral, são as que têm como um de seus produtos um gás. As mais comuns as que levam a formação do gás carbônico. Exemplo: 
E as reações de oxirredução são as reações em que ocorrem a transferência de elétrons entre as espécies químicas envolvidas. Nestas reações temos os elementos que são reduzidos e os que são oxidados. O reduzido ficam com uma carga mais negativa, pois recebem elétrons e o oxidado fica mais positivo, pois perde elétrons. Sabe-se também que o agente redutor é oxidado e o agente oxidante é reduzido. Exemplo: 
			+4 -2              +1 -2             +4 -1      -2          0
6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(aq) + 6 O2(g)
	Também temos a classificação de reações exotérmicas e endotérmicas. As reações são ditas exotérmicas quando há liberação de calor; e as reações são endotérmicas quando o calor é absorvido.
	Neste experimento também foi utilizado o indicador de pH, fenolftaleína, que quando deixa a reação rosa indica que o meio é básico e quando não modifica a cor indica pH ácido.
2. OBJETIVOS
· Compreender e identificar diversos tipos de reações químicas;
· Aprender a classificar e equacionar as reações químicas.
3. METODOLOGIA DO EXPERIMENTO
3.1 Materiais utilizados
· Estante suporte para os tubos de ensaio;
· Tubos de ensaio;
· Pipetas;
· Béquer;
· Proveta de 50 mL;
· Cápsula de porcelana;
· Bastão de vidro;
· Espátula;
· Pinça tesoura.
3.2 Reagentes utilizados 
12
· 
· Cloreto de sódio 0,1 M;
· Iodeto de potássio 0,1 M;
· Brometo de potássio 0,1 M;
· Cloreto de ferro III a 3%;
· Hidróxido de sódio a 10%;
· Hidróxido de sódio 1 M;
· Nitrato de prata a 5%;
· Sulfato de cobre II 1 M;
· Ácido clorídrico 1M;
· Ácido sulfúrico 0,1 M;
· Água de cal;
· Cloreto de magnésio a 5%;
· Cromato de potássio;
· Iodeto de sódio 1 M;
· Nitrito de sódio 3 M;
· Ácido acético;
· Magnésio em fita;
· Fenolftaleína 1%;
· Fio de cobre;
· Alumínio;
· Palha de ferro;
· Carbonato de cálcio;
· Água oxigenada;
· Solução de amido;
· Hidróxido de sódio;
· Acetato de sódio.
3.3 Procedimento experimental
Neste procedimento foram realizadas diversas reações com os reagentes citados acima com auxílio dos materiais também descritos. O roteiro do experimento apresenta 15 reações a serem feitas, mas ao todo foram realizadas 14 reações e então anotadas as equações de cada reação e as observações feitas. Foram elas:
I. Em um tubo de ensaio, adicionou-se 5 mL de solução de Cloreto de sódio à 5 mL de solução de Brometo de potássio;
II. Foi posto em um tubo de ensaio 5 mL de solução de cloreto de ferro III e, em seguida, adicionou-se 1 mL da solução de Hidróxido de sódio a 10%;
III. Com a ajuda de uma pinça tesoura levou-se um pequeno pedaço de Magnésio em fita à chama do bico de Bussen. Foi recolhido o produto desta reação e posto em uma cápsula de porcelana e então foram adicionadas 10 mL de água destilada e com o bastão de vidro foi feita a agitação a fim de homogeneizar. Adicionou-se 2 gotas de fenolftaleína e feitas as observações;
IV. Em um tubo de ensaio, colocou-se 3 mL de solução de Nitrato de prata e nela imergiu-se um fio de cobre, após 5 minutos foram feitas as observações;
V. Adicionou-se 3 mL de solução de Sulfato de cobre II a um tudo de ensaio e em seguida colocou-se um palha de ferro de forma de ficasse totalmente imersa na solução;
VI. Em um tudo de ensaio, colocou-se 1 g de Carbonato de cálcio e logo após adicionou-se 5 mL de Ácido clorídrico 1M;
VII. Adicionou-se em tubo de ensaio 3 mL de água de cal a 7 mL de água destilada e 2 gotas de fenolftaleína. Logo após, adicionou-se CO2 soprando a solução com a ajuda de uma pipeta;
VIII. Colocou-se em um tubo de ensaio 5 mL de solução de Cloreto de magnésio a 5% e 2 mL Cromato de potássio. Em seguida, foi adicionado Ácido acético (CH3COOH) e feitas observações. Após isso, acrescentou-se Hidróxido de sódio gota à gota e foram feitas mais observações;
IX. Em um tubo de ensaio foi colocado 3 mL de Hidróxido de sódio e, com a ajuda de uma espátula, foi adicionado uma pequena quantidade de alumínio;
X. Em outro tubo de ensaio colocou-se 3 mL de Ácido clorídrico e logo após adicionou-se uma pequena quantidade de alumínio;
XI. Esta reação não pode ser realizada em decorrência da falta de materiais/ reagentes necessários para tal no laboratório em que o experimento foi feito;
XII. Em um tubo de ensaio foi adicionado 3 mL de solução de Iodeto de potássio e 3 mL de Ácido sulfúrico e foi a agitada a mistura. Em seguida adicionou-se 3 mL de água oxigenada e mais uma vez foi agitada a reação. Logo após, acrescentou-se 2 gotas de solução de amido e foram feitas observações;
XIII. Adicionou-se 2 mL de Nitrito de sódio 3 M e Iodeto de sódio 1 M a um tubo de ensaio e em seguida acrescentou-se a solução 0,5 mL de Ácido sulfúrico 2,18 M;
XIV. Em um tubo de ensaio com 5 mL de água destilada dissolveu-se uma pequena quantidade de Hidróxido de sódio. De forma sensorial foi verificado se a reação esquentava ou esfriava;
XV. Em outro tubo de ensaio com 5 mL de água destilada dissolveu-se uma pequena quantidade de Acetato de sódio. E de forma sensorial, verificou-se se a reação esquentava ou esfriava.
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
1. Ao adicionar o cloreto de sódio à solução de brometo de potássio, nenhuma mudança física foi observada, porém as duas substâncias reagiam no tubo de ensaio. É importante lembrar que as duas substâncias originais pertencem ao grupo dos sais, que quando reagem entre si dão origem a outros dois sais. No experimento observado, a equação da reação se dá por:
Como dito anteriormente, reações desse tipo são classificadas como reação de dupla troca onde dois reagentes interagem formando dois produtos compostos.
2. Rapidamente foi possível observar mudanças físicas no tubo de ensaio. Assim que adicionado o hidróxido de sódio reagiu com o cloreto de ferro III já presente, formando uma solução de cor marrom-alaranjado e logo em seguidaobservou-se a formação de um sólido, resultando em uma mistura heterogênea. A equação da reação é:
O precipitado obtido a partir da mistura foi o Hidróxido de ferro três. A reação pode ser classificada como dupla troca e de precipitação.
Obs: Adicionar comentário sobre a formação do precipitado.
3. O terceiro experimento observado pode ser divido em duas reações.
A primeira ocorreu quando levamos o magnésio à chama no bico de gás, o que levou a formação de um sólido branco, o óxido de magnésio, sua formação originou uma luz intensa. A primeira equação pode ser classificada como uma combustão, pois houve a reação com oxigênio originando luz e calor:
Após ser realizada homogeneização com água oxigenada, ocorre a reação:
O resultado da interação entre o óxido de magnésio e a água oxigenada é um meio básico constituído de óxido de magnésio, por esse motivo ao ser acrescentado o fenolftaleína, que é um indicador de base, reage resultando em uma solução de cor rosa.
4. Após adicionar o fio de cobre ao nitrato de prata, já contido no tubo de ensaio, é preciso esperar alguns minutos para que as mudanças físicas sejam observadas. Com o passar de poucos minutos já é possível visualizar a formação de pequenos cristais de prata em volta do fio de cobre. Também é possível observar que a solução antes incolor passa a apresentar uma coloração azulada, consequência da transferência do cobre para solução, equação pode ser representada por:
Pode ser classificada como reação de simples troca, precipitação, e ainda oxirredução, pois há transferência de elétrons entre as substâncias envolvidas. 
5. É possível observar a formação de um precipitado de cor marrom-avermelhado, ao redor do material de ferro acrescentado á solução de sulfato de cobre III. Ocorreu a seguinte reação:
O precipitado observado sobre o sólido de ferro é o cobre metálico formado. Além disto, é visto que a solução de sulfato de cobre III, que tem como característica a cor azul, passa a ser incolor, em decorrência da perda do cobre que passou da solução para o estado sólido. 
6. Quando inserido no tubo de ensaio com ácido clorídrico, o sólido de carbonato de cálcio se dissolve formando um gás.
Como se pode observar a partir da equação resumida, o gás formado é o dióxido de carbono. Além de simples troca a reação pode ser classificada como formadora de gás, devido a liberação do .
7. Adicionando a fenolftaleína ao tubo onde está presente a água de cal e água destilada, a mesma reage dando a solução uma cor rosada, indicando que a substância é uma base. Em seguida o tubo de ensaio é soprado, e o borbulhamento do ar pulmonar acrescenta à solução o gás carbônico, formando carbonato de cálcio:
 A continuidade desta ação leva a seguinte equação:
Á medida que o gás carbônico reage com as demais substâncias do recipiente, a solução deixa de apresentar a cor rosa, até ficar totalmente incolor, pois a fenolftaleína não reage mais com a solução para indicar o meio básico.
8. ...
9. Quando o alumínio é colocado em um recipiente contendo a solução de hidróxido de sódio não temos nenhuma mudança física visível, isso acontece porque os produtos formados a partir das substâncias são solúveis.
10. Ao adicionar um pequeno pedaço de alumínio ao tubo de ensaio onde anteriormente havia sido colocada o ácido clorídrico, observamos que ocorre rapidamente a dissolução do alumínio e a liberação de um gás. Ao escrever a equação que representa a reação formada, temos:
A partir dela podemos verificar a liberação do gás .
11. Esta reação não foi realizada em decorrência da falta de equipamentos/reagentes no laboratório onde a prática foi feita.
12. Primeiro ao adicionar o ácido sulfúrico diluído ao iodeto de potássio é possível ver que a mistura muda de cor, adquirindo um cor escura, em um tom marrom-alaranjado. A equação se dá por:
13. 
14. Ao adicionar o hidróxido de sódio na água é possível verificar que após alguns minutos a mistura aumenta de temperatura, pois a reação que ocorre entre as substâncias é exotérmica, ou seja, libera energia na forma de calor.
15. Neste experimento podemos verificar uma reação endotérmica, pois foi observada uma queda de temperatura quando adicionado o acetato de sódio. Onde a equação é representada por:
5. CONCLUSÃO
	
Após a realização destes experimentos foi possível observar como as soluções podem se comportar e ainda constatar que diferentes fatores influenciam na solubilidade de um determinado composto. Os principais fatores vistos foram a polaridade e a temperatura. A temperatura que possibilita uma melhor dissolução das substâncias quando esta é elevada, neste experimento foi feito o contrário. Diminuindo a temperatura também se diminuiu da solubilidade do sólido o que ocasionou na precipitação do mesmo, tornando possível a separação da solução. Quanto a polaridade, viu-se que a substância polar tente a se dissolver melhor com outra substância polar, da mesma forma que uma apolar se dissolve bem com outra apolar.
Isto tudo leva a compreensão de que cada substância possui solubilidades específicas e que podem variar devido a diversos fatores e em diferentes soluções, podendo ainda ser reversíveis através de técnicas de separação.
6. REFERÊNCIAS 
ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p.
KOTZ, John C.; TREICHEL JUNIOR, Paul M. Química Geral e Reações Químicas. vol. 1, 5ª. ed., São Paulo: Pioneira Thomson, 2005, 671p.
Manual de Laboratório – Química Básica Experimental, Departamento de Química, CCEN, UFPB.
 
7. QUESTIONÁRIO
1. Em alguma das etapas anteriores, deixou de ocorrer uma reação química? Explique.
2. Com relação à etapa 2, responda:
a) Qual a fórmula e o nome do composto insolúvel formado.
b) Escreva a equação da reação que se processou e classifique-a.
3. Com relação à etapa 3, responda:
a) Com que substância combinou-se o magnésio.
b) Qual a fórmula e o nome da substância branca que se forma nessa combinação.
c) Após a diluição com água destilada de produto formado e adição da fenolftaleína e que aconteceu? Por quê?
d) Escreva a equação da reação observada e classifique-a.
4. Com relação à etapa 4, responda:
a) Qual a substância que se formou sobre o cobre?
b) Porque a solução que era incolor tornou-se azul?
c) Escreva a equação da reação e classifique-a.
5. Com relação à etapa 5, responda:
a) Por que houve descoramento da solução?
b) A reação observada poderia ocorrer no sentido inverso? Justificar.
c) Escreva a equação da reação e classifique-a.
6. Com relação à etapa 6, responda:
a) Qual o nome e a fórmula de gás formado?
b) Escreva a equação da reação e classifique-a.
c) Por que o H2CO3 não aparece no produto da equação?
7. Com relação à etapa 7 à 11, responda:
a) Qual o nome e a fórmula dos produtos formados.
b) Escreva a equação da reação e classifique-a.
8. Com relação as etapa 12, responda:
a) Escrever a equação da reação entre iodeto de potássio, ácido sulfúrico e água oxigenada, indicando os números de oxidação de todos os átomos dos elementos participantes.
b) Qual a substância oxidante e qual o redutor?
c) Porque se adicionar 2 gotas de solução de amido ao produto formado? O que aconteceu?
9. Com relação à etapa 14, responda.
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura?
b) A diluição do hidróxido de sódio é um processo endotérmico? Explique.
10. Com relação à etapa 15, responda:
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura?
b) A diluição do acetato de sódio é um processo endotérmico ou exotérmico? Explique.