Relatório 4 (2) (1)

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UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO
FACULDADE DE CIÊNCIAS FARMACÊUTICAS
QUÍMICA GERAL
QFL0130
EXPERIÊNCIA 4
TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS (PARTE 1)
Turno: noturno
Bruna Letícia Webler
Júlia Luchini Bicaletto
Maria Luiza Rossi Buzzinaro
São Paulo, 13 de junho de 2021
1. Considere o item A (reações que formam sais pouco solúveis) e responda às
seguintes questões:
(a) Faça três desenhos mostrando:
(1) os dois sólidos em lados opostos da água começando a se dissolver
(2) os íons se movendo um em direção ao outro
(3) a formação do precipitado em algum lugar no meio do líquido (faça um sombreamento
para indicar a forma e o local do precipitado).
b) Descreva as modificações visuais que ocorrem durante cada reação. Quanto tempo
levou até o precipitado aparecer? Qual a cor do precipitado? A cor da solução mudou?
R: Prata: tempo até o precipitado aparecer foi de 2 minutos
1- NaCl + AgNO3 -> A solução se tornou esbranquiçada;
2- NaHCO3 + AgNO3 -> Os cristais precipitaram no meio da gota de água formando uma
listra branca;
3- KI + AgNO3 -> A solução se tornou amarela.
Ferro: tempo até o precipitado aparecer foi de 2 minutos
1- NaHCO3 + FeSO4 -> Formou-se uma listra com o precipitado no meio da gota;
2- Ca(OH)2 -> Formou-se uma listra com o precipitado no meio da gota.
Cobre: tempo até o precipitado aparecer foi de 2 minutos
NaCl + CaSO4 -> A solução se tornou esbranquiçada;
Na2HPO4 + CuSO4 -> Formou-se uma listra azul com o precipitado no meio da gota;
NaHCO3 + CuSO4 -> Formou-se uma listra azul com o precipitado no canto da gota.
(c) Escreva a equação iônica balanceada de cada reação. Indique o estado físico dos
reagentes e dos produtos da reação. Em cada reação, quais são os íons esoectadores?
R: Ions esoectadores: OH- H+
● NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → AgCl (s) + NaNO3 (aq)
● NaHCO3 (aq) + 2 AgNO3 (aq) → Ag2CO3 (s) + NaNO3 (aq) + HNO3 (aq)
● KI (aq) + AgNO3 (aq) → KNO3 (aq) + AgI (s)
● FeSO4·7H2O(aq) + 2NaHCO3(aq) → Fe(HCO3)2(s)+ Na2SO4 (aq) + 7H2O (l)
● Ca(OH)2 (aq) + FeSO4·7H2O (aq) → CaSO4 (aq) + Fe(OH)2 (s) + 7H2O (l)
● 2CuSO4·5H2O (aq) + 4NaHCO3 (aq) → CuCO3 + Cu(OH)2 + 2Na2SO4(aq)+
3CO2 (g) + 11H2O (l)
● 3CuSO4·5H2O (aq) + 4Na2HPO4 (aq) → Cu3(PO4)2 + 3Na2SO4 + 2NaH2PO4 +
5H2O (l)
● 2NaCl (aq) + CuSO4·5H2O (aq) → CuCl2 (s) + Na2SO4 (aq) + 5H2O (l)
(d) Discuta os possíveis motivos pelos quais a posição relativa em que ocorre a precipitação
na gota pode ser modificada de um experimento para o outro.
R: Os motivos para que a posição relativa seja diferente em cada reação tem a ver com
as propriedades físicas de cada substância envolvida, um dos motivos físico é a difusão, já
que cada molécula terá um tipo de difusão diferente no meio aquoso por razões como o raio
atômico e polaridade. Sendo assim, quanto maior o coeficiente de difusão mais rápido o sal
vai avançar na gota de água.
Além disso, outra razão que faz com que a posição relativa seja diferente em cada
reação é a entalpia de solução, influenciando na velocidade de cada sal reagente da
reação.
2. Considere o item B (aluminotermia) e responda às seguintes questões:
(a) Descreva a reação química entre de Fe2O3 e Al0 em pó, ambos não magnéticos,
utilizando uma fita de magnésio metálico como pavio.
R: Fe2O3(s)+ 2Al(s)→ Al2O3(s)+ 2 Fe(s).
(b) Haveria alguma diferença no sistema reacional se o alumínio metálico em pó ultra fino
fosse substituído por alumínio granulado? Justifique a sua resposta.
R: Sim, a reação não será tão intensa devido a área de superfície de interação, uma vez
que, quando o alumínio se encontra em pó ele tem uma maior área de contato com a
reação, tornando-a mais rápida e intensa.
(c) Qual o papel da fita de magnésio?
R: O papel da fita de magnésio tem como função ser iniciador da reação, ou seja, quando a
chama do bico de Bunsen entra em contato com a fita de magnésio ele libera o calor
necessário para dar início a reação.
(d) Quais são os produtos formados na reação de aluminotermia? Qual seria a evidência
experimental de que ferro metálico foi formado na reação?
R: Produtos - Al2O3 + 2 Fe
No final da reação é verificado o comportamento da mistura utilizando um ímã, que ao ser
posicionado embaixo do filtro atrai o ferro, demonstrando a evidência experimental do ferro
metálico
(e) Escreva a equação química balanceada da reação de aluminotermia realizada no
laboratório. Identifique o agente redutor e o agente oxidante.
R: Fe2O3(s)+ 2Al(s)→ Al2O3(s)+ 2 Fe(s).
Fe - agente oxidante
Al - agente redutor
(f) Foram utilizados 0,8 g de Fe2O3 e 0,5 g de alumínio. Algum dos reagentes se encontra
em excesso em relação ao outro, considerando-se a estequiometria da reação?
R: fazendo os cálculos de estequiometria:
1 mol de Fe2O3 - 2 mol de Al
160g - 54g
0,8g - Xg
X= 0,27g de Alumínio.
Sendo assim, o alumínio se encontra em excesso.
(g) Considerando-se que a reação de aluminotermia ainda é utilizada para reparar trilhos
(ou seja, soldagem aluminotérmica de via férrea), calcule a quantidade de energia liberada
na reação por mol de Al0 . Considerando-se que não há formação de gases na reação,
discuta a que se poderia atribuir o barulho e a projeção de partículas incandescentes.
R: Delta H reação = deltaH formação produtos – deltaH formação reagentes
Delta H reação = (-1673 + 2 x 0) – (-824 + 2 x 0) = -849 kJ/mol
A reação é espontânea, porém necessita de uma grande energia de ativação. No nosso
caso, esta energia foi providenciada pela queima da fita de magnésio e da pólvora. Quando
a reação tem início, ela se sustenta pelo próprio calor liberado. Quanto maior a diferença de
estabilidade entre os óxidos do metal e do alumínio, maior a energia liberada.
3. Na reação entre os gases cloreto de hidrogênio (HCl) e amônia (NH3) (item C1),
houve a formação de uma fumaça branca na região intermediária do tubo.
Pergunta-se:
(a) Qual é a substância formada na reação e seu estado físico? Escreva a equação química
balanceada.
R: A substância formada é o sal amoníaco, em seu estado sólido:
HCL (g) + NH3 (g) -> NH4Cl (s)
(b) Por que o experimento deve ser realizado na capela?
R: O experimento deve ser realizado na capela porque os reagentes são gasosos e se
inalados podem causar danos à saúde, em especial o ácido clorídrico, já que é um ácido
forte.
(c) Explique por que o produto não é formado exatamente na metade da distância entre as
extremidades onde foram colocados o chumaço de algodão umedecido com as soluções
concentradas de HCl e NH3?
R: O produto não é formado exatamente na metade da distância entre as extremidades
devido a velocidade relativa de cada solução, como mencionado no vídeo do experimento.
(d) Calcule a provável posição de encontro entre os dois gases, compare com o resultado
experimental e discuta as possíveis causas que levaram à discrepância observada. Leia
sobre a Lei de Graham (lembre-se que os dois gases estão na mesma pressão e
temperatura).
R: A Lei de Graham afirma que a velocidade de difusão e efusão gasosa é inversamente
proporcional à raiz quadrada de sua densidade: , porém, estando nas
𝑣
1
𝑣
2
=
𝑑
2
𝑑
1
mesmas condições de pressão e temperatura, a equação também pode ser escrita da
seguinte maneira: .𝑣 = 1
𝑀
𝑣
𝐻𝐶𝑙
= 1
𝑀
𝐻𝐶𝑙
= 1
36,458
 → 𝑣
𝐻𝐶𝑙
= 0, 17 𝑐𝑚/𝑠
𝑣
𝑁𝐻
3
= 1
𝑀
𝑁𝐻
3
= 1
17,031
 → 𝑣
𝐻𝐶𝑙
= 0, 24 𝑐𝑚/𝑠
∆𝑆
𝐻𝐶𝑙
+ ∆𝑆
𝑁𝐻
3
= ∆𝑆
𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
÷ 4
𝑣
𝐻𝐶𝑙
· ∆𝑡 + 𝑣
𝑁𝐻
3
· ∆𝑡 = 80 ÷ 4
0, 17 · ∆𝑡 + 0, 24 · ∆𝑡 = 20
∆𝑡 = 48, 78 𝑠
∆𝑆
𝐻𝐶𝑙
= 𝑣
𝐻𝐶𝑙
· ∆𝑡
∆𝑆
𝐻𝐶𝑙
= 0, 17 · 48, 78
∆𝑆
𝐻𝐶𝑙
= 8, 29 𝑐𝑚
Adotando a extremidade esquerda do tubo, que contém o HCl, como referencial, é possível
afirmar, portanto, que 8,29 cm é a provável posição de encontro entre os dois gases. Além
disso, considerando que o resultado experimental mostrou que os gases se encontraram na
posição 8 cm, pode-se afirmar que uma possível causa para essa discrepância observada é
a presença de outros gases dentro do tubo, o que pode provocar colisões adicionar que
retardam oprocesso do gás mais rápido ( ) em um grau maior do que retardam o𝑁𝐻
3
progresso do gás mais lento ( ).𝐻𝐶𝑙
BIBLIOGRAFIA
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Disponível em:
<https://www.lacitycollege.edu/Departments/Chemistry/documents/Chemistry-101-Experime
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