Relatório - Reações químicas

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
CENTRO ACADÊMICO DO AGRESTE 
NÚCLEO DE TECNOLOGIA 
 
 
Bruno César S. M. Jordão 
Carina Lessa Silva 
Carolinne Maria Tabosa dos Santos Cordeiro 
Juliana Bezerra Sales 
Letícia Ramos Almeida 
Tiago Emanuel do Nascimento Silva 
 
 
 
 
 
Reações Químicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Caruaru 
2018 
 
 
 
1 
Bruno César S. M. Jordão 
Carina Lessa Silva 
Carolinne Maria Tabosa dos Santos Cordeiro 
Juliana Bezerra Sales 
Letícia Ramos Almeida 
Tiago Emanuel do Nascimento Silva 
 
 
 
 
 
Reações Químicas 
 
 
Relatório técnico experimental apresentado como 
requisito parcial para obtenção de aprovação na 
disciplina de Química Geral 1, no Curso de 
Engenharia Civil, no período 2018.1, na 
Universidade Federal de Pernambuco, Campus 
Acadêmico do Agreste. 
 
Profª DSc. Érika Marinho 
 
 
 
 
 
 
 
 
Caruaru 
2018 
 
 
2 
RESUMO 
 
O seguinte relatório descreve a prática laboratorial referente ao estudo de reações 
químicas. As informações obtidas são utilizadas na verificação da ocorrência de 
algumas reações, como de oxirredução e de precipitação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO​……………………………………………………………………………..4 
2 OBJETIVO​……………………………………………………………………………….. 10 
3 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS​………………………………………………..11 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES​………………………………………………....
11 
3.2 METODOLOGIA​…………………………....………………………………….11 
3.2.1 PRIMEIRA PARTE​…………………………………………………..11 
3.2.2 SEGUNDA PARTE​…………………………………………………..
13 
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO​………………………………………………………...
14 
5 CONCLUSÃO​…………………………………………………………………………….24 
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS​………………………………………………….. 25 
ANEXO 1 - RESPOSTAS DAS QUESTÕES​…………………………………………... 27 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
A matéria presente na natureza encontra-se em constante transformação. 
Alguns exemplos disso são a queima do carvão, a decomposição de seres mortos e 
a corrosão de uma barra de ferro. Todas essas situações são exemplos de reações 
químicas, ou seja, processos em que ocorre transformação da matéria. 
Para que haja uma reação química é necessário que se cumpram quatro 
condições básicas. Na primeira, os reagentes devem entrar em contato, pois suas 
partículas devem colidir para que se rompam as ligações dos reagentes, formando 
as ligações dos produtos. 
A segunda é a afinidade química, importante etapa do processo, pois a 
velocidade da reação é proporcional à afinidade química entre o reagentes, tendo 
estes afinidades diferentes entre si, podendo também não haver nenhuma. A terceira 
é a teoria das colisões, pois não basta que as partículas se choquem, mas sim que 
as colisões ocorram de forma correta e com energia adequada, para assim se 
formarem as ligações dos produtos. 
A quarta condição trata da energia de ativação e do complexo ativado, pois, 
como dito acima, necessita-se de uma colisão eficaz e de energia suficiente, sendo 
esta chamada de energia de ativação (a quantidade mínima de energia para a 
reação ocorrer). Quanto maior for a energia, mais difícil será para a reação ocorrer, 
pois ela serve também como uma espécie de “barreira” no processo. 
De acordo com Atkins e Jones (2012), Oliveira, Schlünzen Junior e Schlünzen 
(2013), Feltre (2008) e Brown, LeMay, Bursten, Murphy, Woodward e Stoltzfus 
(2016), uma reação química é um processo de transformação da matéria, em que, 
através de mudanças qualitativas na composição dos materiais iniciais (reagentes, 
consumidos na reação), são formadas novas substâncias com propriedades 
diferentes das originais (produtos, formados na reação). 
O conjunto de relações quantitativas das reações é chamado de 
estequiometria. Através de experimentações, os químicos descobriram algumas 
 
 
5 
condições para a ocorrência de uma reação. Uma delas é a lei de Proust, que afirma 
que, diferentemente das misturas (em que as substâncias são colocadas juntas em 
proporções quaisquer), as reações apenas ocorrerão se as substâncias forem 
combinadas em proporções definidas. Além disso, as reações também obedecem à 
chamada lei de Lavoisier, que define que antes e depois da ocorrência de uma 
reação o número de átomos e íons envolvidos no processo, bem como sua massa 
total, é conservada. 
Para representar as equações químicas, são utilizados símbolos que indicam 
quais as substâncias envolvidas no processo, além de seus estados físicos. A 
combinação desses fatores forma um conjunto de códigos conhecido como notação 
química. 
Comumente, as transformações são classificadas em físicas e químicas. Nas 
transformações físicas há apenas uma alteração no estado de agregação da 
matéria, ou seja, suas partículas não são modificadas, apenas reordenadas (o que 
ocorre na passagem de um estado físico para outro), mantendo assim a identidade 
da matéria. Normalmente, não é necessário que uma grande quantidade de energia 
esteja envolvida para que esse tipo de processo ocorra. 
Por outro lado, nas transformações químicas há alteração na natureza da 
matéria, pois os produtos formados após as reações possuem propriedades 
diferentes daquelas dos reagentes. Resumindo, uma transformação química pode 
ser constatada pela diferença entre os estados inicial e final das substâncias. 
Ademais, a energia consumida ou produzida durante este tipo de processo é maior 
do que a energia envolvida em uma transformação física. 
Algumas evidências da ocorrência de uma reação são a liberação ou 
absorção de energia (luz, calor, som, etc.), a evolução de um gás (efervescência), 
mudança ou aparecimento de coloração, formação de precipitado e surgimento de 
odor. Entretanto, a ausência desses tipos de manifestação não garante que a reação 
não ocorreu, tornando necessária uma análise mais profunda e detalhada que 
poderá garantir resultados mais precisos. 
Uma reação química pode ser classificada de acordo com o número de 
reagentes e produtos em cada lado da equação que a representa (reações de 
síntese ou combinação; reações de análise ou decomposição; reações de simples 
 
 
6 
troca ou deslocamento; reações de dupla troca). Outra forma de classificar as 
reações é agrupá-las em reações de oxirredução ou reações que não são de 
oxirredução. 
Através de alguns tipos de reações, é possível prever os produtos de algumas 
reações conhecendo apenas seus reagentes através do reconhecimento de padrões 
de reatividade para uma classe de substância. 
Em reações de combinação ou síntese, duas ou mais substâncias reagem 
para formar o produto. A reação de síntese pode ser classificada em total (quando 
ambos os reagentes são substâncias puras simples) ou parcial (quando um dos 
reagentes é uma substância composta). 
Em uma reação de decomposição ou análise, uma substância origina duas ou 
mais substâncias. Algumas reações desse tipo são conhecidas por envolverem o 
uso de técnicas para que seja possível decompor a substância original. Três 
exemplos disso são a calcinação (decomposição pelo calor), a eletrólise 
(decomposição pela eletricidade) e a fotólise (decomposição pela luz). 
Segundo Souza (2017), as reações de dupla troca ocorrem quandoduas 
substâncias compostas interagem, formando dois produtos e, ao menos um deles 
possui características diferentes das dos reagentes. As características mais comuns 
de um produto de reação de dupla troca são, maior volatilidade (o produto formado é 
um gás), menor ionização ou dissociação (o produto formado é um sal resultante de 
uma neutralização) e precipitação (o produto formado é insolúvel). 
Segundo Atkins e Jones (2012), uma substância solúvel é aquela que se 
dissolve em grande quantidade em um determinado solvente, consequentemente, 
uma substância não solúvel é aquela que não dissolve-se em quantidade 
significativa em um solvente. Tem-se por “quantidade significativa” aproximadamente 
0,01 mol.L​-1​, ou seja, se a substância não se dissolve em um valor próximo desse, é 
considerada insolúvel. 
O que determina se um composto é solúvel ou não é a intensidade da atração 
entre as moléculas do soluto e do solvente, quanto maior for essa atração, maior 
será a solubilidade da substância. Como nas reações de precipitação as interações 
 
 
7 
entre os íons presentes nas soluções são mais fortes do que as interações dos íons 
com o solvente, o produto da combinação dos íons será insolúvel. 
A solubilidade está relacionada a praticamente todos os fenômenos de 
precipitação, sejam físicos ou químicos. Grande parte desses fenômenos acontecem 
em meio aquoso e envolvem substâncias iônicas, como sais e hidróxidos, por meio 
de reações de dupla troca ou metátese, que ocorrem quando partes de dois 
compostos iônicos são trocadas, formando dois novos compostos. 
Conforme Atkins e Jones (2012) e Brown, LeMay, Bursten, Murphy, 
Woodward e Stoltzfus (2016), reações de precipitação ocorrem quando alguns pares 
de íons presentes em duas soluções eletrolíticas que foram misturadas se atraem 
com muita intensidade, dando origem a um produto sólido insolúvel. Quando uma 
substância insolúvel é formada, ela, por ser mais densa que a água, desce para o 
fundo do recipiente, formando o precipitado ou corpo de fundo. 
A solubilidade em água dos compostos inorgânicos é descrita na tabela 
abaixo: 
Tabela 1 - Solubilidade em água de compostos inorgânicos 
 
Fonte: Atkins e Jones (2012), pág. F69 
Essas reações podem ser escritas na forma de uma equação iônica completa 
ou simplificada. Em uma equação iônica completa de uma reação de precipitação, 
são expostos todos os íons dissolvidos. Já na equação simplificada, são retirados os 
íons espectadores (íons que permanecem inalterados na reação), cancelando-os 
 
 
8 
dos dois lados da equação, restando apenas na equação as trocas que ocorreram 
durante a reação. 
 
Exemplo​ → Reação de precipitação do cloreto de prata: 
 
Na​+​(​aq​) + Cl​-​(​aq​) + Ag​+​(​aq​) + NO​3​-​(​aq​)→Na​+​(​aq​) + NO​3​-​​(​aq​) + AgCl(​s​) 
(equação completa) 
Ag​+​(​aq​) + Cl​-​(​aq​)→ AgCl(​s​) (equação simplificada) 
 
Outro tipo de reação é a que ocorre entre um ácido e uma base formando um 
sal, também chamada de reação de neutralização. Generalizando, a forma de uma 
reação de neutralização é a combinação de um ácido com um hidróxido metálico 
dando origem a um sal (composto iônico) e água. 
As reações de simples troca ou deslocamento acontecem pela interação entre 
uma substância pura simples e uma substância pura composta, produzindo duas 
substâncias, uma simples e uma composta, diferentes das originais. Para que o 
processo de deslocamento aconteça é necessário que a substância simples seja um 
metal mais reativo que o cátion (metal ou ametal) da substância composta. Como, 
nesse tipo de reação há transferência de elétrons, ela também pode ser classificada 
com reação redox. 
Com base nas definições de Atkins e Jones (2012) e Oliveira, Schlünzen 
Junior e Schlünzen (2013), uma reação de oxirredução ou redox ocorre através da 
transferência de elétrons entre os reagentes. A oxidação corresponde à perda de 
elétrons e a redução corresponde ao ganho de elétrons. Além disso, a espécie que 
reduz e provoca a oxidação da outra é chamada oxidante e a espécie que oxida e 
provoca a redução da outra é chamada redutor. É sabido, pela lei de Lavoisier que 
nenhum elétron é perdido ou some durante o processo da reação, portanto, sempre 
que um composto oxida, outro obrigatoriamente reduz, caracterizando esta condição 
obrigatória para que esta reação ocorra. Alguns exemplos de reações redox são a 
combustão, a corrosão, a fotossíntese, a respiração animal e a metabolização dos 
alimentos. 
 
 
9 
De acordo com Brown, LeMay, Bursten, Murphy, Woodward e Stoltzfus 
(2016), o potencial-padrão de redução, representado simbolicamente por ​E​0​, ​é a 
tendência de uma espécie química ser reduzida em meio aquoso, a 25ºC e 1 atm, 
tomando como base a semi-reação de redução do hidrogênio: 2H+(aq) + 2e- → 
H2(g) (25ºc , 1 atm). Os diferentes valores indicam o comportamento (se oxidante 
ou redutor) entre dois elementos numa reação redox, conceito largamente utilizado 
em eletroquímica. (Tabela 2) 
Tabela 2 - Potenciais-padrão de redução em água a 25ºC 
 
Fonte: Brown, LeMay, Bursten, Murphy, Woodward e Stoltzfus (2016), pág. 734 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2 OBJETIVO 
 
O presente relatório tem por objetivo pôr em pauta o comportamento de 
certos reagentes em determinadas reações sob análises experimentais em 
laboratório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
 
● Pipeta graduada de 2 mL; 
● Válvula de sucção (pêra); 
● 16 tubos de ensaio; 
● Estante; 
● 3 Pregos; 
● Solução de cloreto de sódio (NaCl); 
● Solução de nitrato de prata (AgNO​3​); 
● Solução de sulfato de zinco (ZnSO​4​); 
● Solução de iodeto de potássio (KI); 
● Solução de sulfato de cobre (CuSO​4​); 
● Solução de ácido clorídrico (HCl); 
● Solução de sulfato de ferro (FeSO​4​); 
● Solução de cloreto de bário (BaCl​2​); 
● Solução de hidróxido de sódio (NaOH); 
● Solução de permanganato de potássio (KMnO​4​); 
● Solução de ácido sulfúrico (H​2​SO​4​); 
● Solução problema. 
 
3.2 METODOLOGIA 
 
3.2.1 PRIMEIRA PARTE 
 
Em uma estante foram organizados e numerados treze tubos de ensaio. Logo 
em seguida, em cima da bancada foram colocados todos os reagentes e as pipetas 
de 2mL. Em um primeiro momento, com a pêra devidamente encaixada na pipeta 
graduada, foram succionados 1 mL da solução de cloreto de sódio e colocados no 
tubo de ensaio 1, em seguida, 1 mL da solução de nitrato de prata foi adicionado no 
mesmo lugar, deixando ambos reagirem em repouso. 
 
 
12 
Em um segundo tubo de ensaio, foram adicionados 1 mL de sulfato de zinco e 
1 mL de nitrato de prata, deixando reagirem parados na estante. No terceiro tubo de 
ensaio foram colocados 1 mL da solução de iodeto de potássio, juntamente com 1 
mL da solução de nitrato de prata. No quarto tubo foram adicionados 1 mL da 
solução de sulfato de cobre e em seguida um pequeno prego de metal, deixando em 
repouso. No quinto tubo foi colocado 1 mL da solução de sulfato de zinco juntamente 
com um prego metálico igual ao do tubo 4. 
Seguindo o mesmoprocesso, no sexto tubo, colocou-se 1 mL da solução de 
ácido clorídrico seguido por o prego metálico, deixando na estante até o fim de 
prática. No sétimo tubo foram somados 1mL da solução de cloreto de bário com 1 
mL da solução de sulfato de ferro. No oitavo tubo incorporou-se 1mL da solução de 
cloreto de bário com 1 mL da solução de sulfato de cobre. 
Na nona vidraria (tubo), repetindo o processo, foram adicionados com uma 
pipeta graduada 1 mL da solução de iodeto de potássio juntamente com 1 mL do 
reagente cloreto de bário. No décimo tubo, 1 mL da solução de hidróxido de sódio foi 
somado com 1 mL da solução de sulfato de ferro, deixando, logo em seguido, o tubo 
de ensaio na estante, como nos demais procedimentos. Na décima primeira vidraria 
da estante, foi inserido a solução de permanganato de potássio, na quantidade de 1 
mL, juntamente com uma quantia igual da solução de sulfato de ferro. No penúltimo 
tubo de ensaio foi colocado 1 mL de cada reagente: permanganato de potássio, 
iodeto de potássio e ácido sulfúrico . 
Por fim, no último tubo foram inseridos 1 mL correspondente a solução 
permanganato de potássio e a mesma quantia referente a solução de hidróxido de 
sódio. Ressalta-se que, para cada reagente foi utilizada uma pipeta graduada, não 
havendo misturas desses nas mesmas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
3.2.2 SEGUNDA PARTE 
 
Na segunda parte do procedimento, buscando encontrar a presença de 
determinados íons em uma solução, foram adicionados a três tubos (14, 15 e 16) de 
ensaios 1 mL da solução problema. Seguindo então, da incorporação, no tubo 14, da 
solução de cloreto de sódio, na quantidade de 1 mL. No tubo de ensaio 15, foi 
adicionado 1 mL da solução de hidróxido de sódio, deixando descansar. Por fim, no 
último tubo, acrescentou-se 1 mL do reagente sulfato de cobre. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
No Tubo 1, a reação entre o cloreto de sódio e o nitrato de prata resultou na 
formação de um precipitado de coloração branca. (Figura 1) 
Figura 1 - Tubo 1 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
NaCl(aq) + AgNO​3​(aq) → NaNO​3​(aq) + ​AgCl(s) 
 
O resultado condiz com o esperado, visto que, como apresentado na equação 
acima, a reação de dupla troca entre o cloreto de sódio (solúvel) e o nitrato de prata 
(solúvel) gerou o nitrato de sódio (solúvel) e o cloreto de prata (insolúvel), sendo este 
último o precipitado visualizado no Tubo 1. 
Analisando-se o Tubo 2, percebe-se visualmente que reagindo o sulfato de 
zinco e o nitrato de prata não ocorreu formação de precipitado ou alguma mudança 
de coloração. (Figura 2) 
Figura 2 - Tubo 2 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
ZnSO​4​(aq) + AgNO​3​(aq) → Zn(NO​3​)​2​(aq) + Ag​2​SO​4​(aq) 
 
 
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Nesse tubo também ocorreu uma reação de dupla troca, entretanto, 
diferentemente da reação no Tubo 1, os compostos obtidos são solúveis em água, 
assim como os produtos. Dessa forma, não há formação de precipitado, pois, os 
compostos encontram-se dissociados em íons na solução 
A reação do Tubo 3, entre o iodeto de potássio e o nitrato de prata, obteve um 
precipitado de coloração amarelo claro. (Figura 3) 
 
Figura 3 -Tubo 3 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
KI(aq) + AgNO​3​(aq) → KNO​3​(aq) + ​AgI(s) 
 
Resultado já esperado, pois a solução de iodeto de potássio reagindo com a 
solução de nitrato de prata resulta em nitrato de potássio (solúvel) e iodeto de prata, 
sendo esse insolúvel e o precipitado observado na reação. 
No Tubo 4, no qual foram depositados o sulfato de cobre (II) e o prego (ferro 
sólido), foi possível observar a formação de uma substância de cor avermelhada em 
volta do prego. (Figura 4) 
Figura 4 - Tubo 4 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
CuSO​4​(aq) + Fe(s) → FeSO​4​(aq) + ​Cu(s) 
 
 
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Ocorreu, nesse caso, uma reação de oxirredução, na qual o ferro oxidou de 
Fe (nox 0) para Fe​2+​, já o cobre ​reduziu de Cu​2+ ​para Cu (nox 0). Isso ocorreu pois o 
potencial de redução do cobre (+0,34 V) é superior ao do ferro (-0,44 V). O depósito 
que vai se formando na superfície do prego é o cobre reduzido e a coloração 
esverdeada da solução é decorrente dos íons Fe​2+​, do sulfato de ferro. 
Na análise do Tubo 5, que alocou o sulfato de zinco com o prego (ferro 
sólido), não foram percebidos indícios de reação química. (Figura 5) 
Figura 5 - Tubo 5 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
ZnSO​4​(aq) + Fe(s) →​Ø (não ocorre reação) 
 
Por conta da reatividade dos metais em questão, a reação não ocorreu. O 
zinco é um metal mais reativo que o ferro portanto, o sulfato, que inicialmente está 
ligado a ele, assim prossegue. 
Observando-se o Tubo 6, a partir da reação do ácido clorídrico com o prego 
(ferro sólido) não existiu formação de precipitado, ou mudança de coloração. (Figura 
6) 
Figura 6 - Tubo 6 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
2HCl(aq) + Fe(s) → FeCl​2​(aq) + ​H​2​(g) 
 
 
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Nessa reação era esperado que ocorresse a liberação do gás hidrogênio, no 
entanto, não foi visualizada a formação de bolhas no entorno do prego, ou alguma 
condição de borbulhamento. Para confirmar se o gás foi realmente liberado deveria 
ter sido realizada uma análise do volume após a reação, sabendo assim que se o ele 
reduziu, provavelmente ocorreu liberação do gás. 
Essa reação pode não ter ocorrido, ou ter se dado em pequenas proporções 
por conta da concentração de ácido clorídrico em solução, sendo esta inferior à 
necessária, limitando, portanto, a formação do gás. Essa reação caracteriza-se por 
ser redox, devido à oxidação do ferro (de Fe​0 para Fe​2+​) e a redução do hidrogênio 
(de H​1+​ para H​2​0​). 
Na reação entre o sulfato de ferro (II) e o cloreto de bário, no Tubo 7, foi 
possível observar a formação de um precipitado de coloração branca. (Figura 7) 
Figura 7 - Tubo 7 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
FeSO​4​(aq) + BaCl​2​(aq) → FeCl​2​(aq) + ​BaSO​4​(s) 
 
A formação do precipitado branco já era esperada, pois a reação acima 
envolve os íons sulfato e bário, que unidos formam um composto insolúvel. Vale 
ressaltar que não ocorreu perda nem ganho de elétrons, logo a reação não é de 
oxirredução. 
No Tubo 8, na reação entre o sulfato de cobre (II) e o cloreto de bário 
percebeu-se a formação de um precipitado de coloração branca. (Figura 8) 
 
 
 
 
 
18 
 
 
 
Figura 8 - Tubo 8 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
CuSO​4​(aq) + BaCl​2​(aq) → CuCl​2​(aq) + ​BaSO​4​(s) 
 
De forma análoga ao que ocorreu na reação do tubo 7, a mesma substância 
constituída por sulfato e bário (BaSO​4​) se formou após a adição dos reagentes no 
tubo 8, como já era esperado através da análise do tipo de reação e das regras de 
solubilidade dos sulfatos. 
Analisando o Tubo 9, no qual reagiram o iodeto de potássio e o cloreto de 
bário não foi possível visualizar a formação de precipitado, ou qualquer mudança na 
coloração. (Figura 9) 
Figura 9 - Tubo 9 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
2KI(aq) + BaCl​2​(aq) → BaI​2​(aq) + 2KCl(aq) 
 
 
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No tubo em questão, ocorreu uma reação de dupla troca, na qual os produtos 
obtidos, compostos de iodeto e cloreto, são solúveis,portanto, os íons estão 
dissociados em solução e não há formação de produto em estado sólido 
(precipitado). 
No décimo tubo (Tubo 10), pôde-se observar que a reação entre o hidróxido 
de sódio e o sulfato de ferro (II) levou a formação de um produto de coloração 
esverdeada. (Figura 10) 
Figura 10 - Tubo 10 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
2NaOH(aq) + FeSO​4​(aq) → Na​2​SO​4​(aq) + ​Fe(OH)​2​(s) 
 
Na reação acima, já era esperado que um precipitado fosse visualizado, pois 
o hidróxido de ferro é insolúvel em água. A coloração esverdeada da solução é 
decorrente do sólido formado, no qual, à medida que o Fe​2+ ​oxida para Fe​3+​, se torna 
amarronzado. 
No Tubo 11, a reação entre o permanganato de potássio e o sulfato de ferro 
(II) resultou em produtos de coloração roxa. (Figura 11) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
Figura 11 - Tubo 11 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
 
Na situação em questão a reação não ocorreu, para que essa reação 
ocorresse, seria necessário que o meio fosse ácido, portanto, na mistura descrita 
acima deveria ser adicionada uma quantidade tal de H​2​SO​4 ​para que a reação se dê 
como descreve a equação abaixo: 
 
2KMnO​4​(aq) + 10FeSO​4​(aq) + 8H​2​SO​4​(aq) → 5Fe​2​(SO​4​)​3 ​(aq)+ 2MnSO​4​(aq)+ 
K​2​SO​4​(aq) + 8H​2​O(l) 
 
Existindo-se o ácido sulfúrico na reação, então esta tomaria coloração incolor. 
Essa alteração se dá devido à redução do manganês em meio ácido, de Mn​7+​a Mn​2+​. 
O ferro oxidaria então de Fe​2+ ​a Fe​3+​. 
Observando o Tubo 12, foi possível perceber que a reação entre o 
permanganato de potássio, o iodeto de potássio e o ácido sulfúrico resultou na 
formação de um produto de coloração amarronzada. (Figura 12) 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
Figura 12 - Tubo 12 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
2KMnO​4​(aq) + 10KI(aq) + 8H​2​SO​4​(aq) → 6K​2​SO​4​(aq) + 2MnSO​4​(aq) + 8H​2​O(l) +​5I​2​(s) 
 
Ocorreu nesse tubo uma reação de oxirredução, na qual o iodo oxidou de I​1- a 
I​2​0 e o manganês reduziu, por conta do meio ácido, de Mn​7+ ​a Mn​2+​, portanto, 
considerando apenas o estado de oxidação do manganês, a solução final seria 
incolor. Porém, como afirma Fogaça (2017), o iodeto, quando solvatado por íons K​+​, 
forma soluções de cor marrom, determinando esta mesma coloração para solução 
final. 
Na reação entre o permanganato de potássio e o hidróxido de sódio, no Tubo 
13, observou-se que a coloração violeta. (Figura 13) 
Figura 13 - Tubo 13 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
4KMnO​4​(aq) + 4NaOH(aq)→ O​2​(g) + 2K​2​MnO​4​(aq)+ 2Na​2​MnO​4​(aq) + 2H​2​O (l) 
 
 
22 
A reação anterior se caracterizou como uma oxirredução, que ocorreu em 
meio básico, dessa forma o manganês reduziu de Mn​7+ ​a Mn​6+ e o oxigênio oxidou 
de O​2- ​a O​2​0​. A coloração do manganês com nox +6 é violeta, justificando, portanto, a 
visualização da cor da solução final nesse tubo. 
Nas reações 14, 15 e 16, foram adicionadas substâncias a fim de verificar a 
existência dos íons na solução problema. 
No tubo de número 14, adicionou-se o cloreto de sódio, que como na reação 
1, reagiria com a prata formando um precipitado branco, contudo, não foi observada 
essa formação, logo, percebe-se que não havia prata na solução. (Figura 14) 
Figura 14 - Tubo 14 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
 
No tubo 15, adicionou-se hidróxido de sódio, que conforme a reação 10, 
reagiria com o ferro, formando o hidróxido de ferro, que possui coloração verde. 
Decorrido o tempo, entretanto, observou-se a formação de um precipitado branco, 
logo, conclui-se que não havia íons ferro na solução problema. 
Figura 15 - Tubo 15 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
 
 
23 
No tubo 16, foi adicionado sulfato de cobre (II) que, como verificou-se na 
reação 8, reage com o cloreto de bário e os íons sulfato e bário formam uma 
substância insolúvel, BaSO​4​. Foi possível constatar, por meio da observação do 
precipitado formado no tubo, que este apresenta as mesmas características do 
visualizado no Tubo 8. Portanto, na solução problema havia íons Ba​2+​. 
 
Figura 16 -Tubo 16 
 
Fonte: Dos Autores (2018) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
5 CONCLUSÃO 
 
Por meio dos experimentos realizados foi possível constatar que, como 
descrito no item 1, as reações só irão ocorrer se as condições para esta forem 
propícias, nas reação 5, 6 e 11, por exemplo, as proporções dos reagentes, 
reatividade ou ausência total deles impossibilitou a ocorrência efetiva das reações. 
Em outras reações, constatou-se que há formação de um precipitado, por 
conta da insolubilidade dos produtos em solução aquosa, como nas reações 1, 3, 7, 
8 e 10. Há também aquelas nas quais os produtos são solúveis em água, portanto, 
não gera-se sólido, tal qual ocorreu nos tubos 2 e 9. 
Nas reações descritas anteriormente, não houve transferência de elétrons, 
entretanto, em algumas outras, como nas reações 4, 12 e 13, existiu, 
caracterizando-as então, como reações de oxirredução. É importante salientar que, 
como apresentado no item 1, as reações de oxidação sempre devem acompanhar 
as de redução, pois, para que um átomo reduza outro deve oxidar. 
As reações dos tubos 11, 12 e 13 envolveram o permanganato de potássio e, 
por meio da alteração de seus estados de oxidação, pôde-se perceber como as 
cores da solução se alteram. Quando o manganês reduz a nox +2, a coloração da 
solução é incolor e indica meio ácido; se este reduz a +4, a coloração da solução é 
amarronzada, indicando meio neutro; já se reduzido a +6, coloração violeta, que 
indica meio básico. Como não existiu reação dele em meio neutro, não foi possível 
constatar sua coloração marrom, já quando este estava em meio ácido (Tubo 12), a 
coloração do iodo que caracterizou a solução. 
Na análise da solução problema, foram utilizados os conceitos de solubilidade 
em solução aquosa (item 1, Tabela 1) para inferir quais compostos seriam 
adicionados para verificar a existência dos íons. Assim, observou-se que apenas um 
dos íons estava presente na solução, o Ba​2+​. Em relação aos outros dois, ao 
adicionar os compostos aos quais eles deveriam se ligar para precipitar, não 
percebeu-se formação de sólido com as características esperadas. 
 
 
 
 
 
25 
6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
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vida moderna e o meio ambiente​. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
 
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São Paulo: Cultura Acadêmica: Universidade Estadual Paulista: Núcleo de Educação 
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<​https://quimicaensinada.blogspot.com.br/2014/03/reacao-de-simples-troca-ou-de.ht
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Reações de dupla troca​. Disponível em: 
<​https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-reactions-stoichiome/types-
of-chemical-reactions/a/double-replacement-reactions​>. Acesso em: 21 de abr. de 
2018 
 
Reações de precipitação​. Disponível em: 
<​http://www.conteudoseducar.com.br/conteudos/arquivos/3177.pdf​> Acesso em: 21 
de abr. de 2018 
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26 
 
SOUZA, Líria Alves de. ​Reações de dupla troca​. Disponível em: 
<​http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reacoes-dupla-troca.htm​>. Acesso 
em 22 de abr. de 2018. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reacoes-dupla-troca.htm
 
 
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ANEXO 1 - RESPOSTAS DAS QUESTÕES 
 
1 - As reações de redox são as que ocorreram nos tubos 4, 6, 11, 12 e 13. (como 
descrito no item 4) 
 
2 - Não. Os íons prata são solúveis quando ligados aos ânions nitrato (NO​3​-​), como é 
visível na solução de AgNO​3​; também são ligeiramente solúveis quando ligados aos 
ânions sulfato (SO​4​2-​), já nos demais utilizados são insolúveis. 
 
3 - (a equação de cada reação está ordenada seguindo a mesma sequência dos 
tubos de ensaio) 
 
1) NaCl(aq) + AgNO​3​(aq) → NaNO​3​(aq) + AgCl(s) 
 
2) ZnSO​4​(aq) + AgNO​3​(aq) → Zn(NO​3​)​2​(aq) + Ag​2​SO​4​(aq) 
 
3) KI(aq) + AgNO​3​(aq) → KNO​3​(aq) + AgI(s) 
 
4) CuSO​4​(aq) + Fe(s) → FeSO​4​(aq) + Cu(s) 
Cu​2+​ + 2e​-​ → Cu​0​ (redução) 
Fe​0​ → Fe​2+​ + 2e​-​ (oxidação) 
 
5) ZnSO​4​(aq) + Fe(s) →Ø (não ocorre reação) 
 
6) 2HCl(aq) + Fe(s) → FeCl​2​(aq) + H​2​(g) 
2H​+​ + 2e​-​ → H​2​ (redução) 
Fe​0​→ Fe​2+​ + 2e​- ​(oxidação) 
 
7) FeSO​4​(aq) + BaCl​2​(aq) → FeCl​2​(aq) + BaSO​4​(s) 
 
8) FeSO​4​(aq) + BaCl​2​(aq) → FeCl​2​(aq) + BaSO​4​(s) 
 
 
 
28 
9) 2KI(aq) + BaCl​2​(aq) → BaI​2​(aq) + 2KCl(aq) 
 
10) 2NaOH(aq) + FeSO​4​(aq) → Na​2​SO​4​(aq) + Fe(OH)​2​(s) 
 
11) KMnO​4​(aq) + FeSO​4​(aq) →(não tinha as condições necessárias para ocorrer) 
Para ocorrer, seria: 
2KMnO​4​(aq) + 10FeSO​4​(aq) + 8H​2​SO​4​(aq) → 5Fe​2​(SO​4​)​3 ​(aq)+ 2MnSO​4​(aq)+ 
K​2​SO​4​(aq) + 8H​2​O(l) 
2Mn​7+​ + 10e​-​ → 2Mn​2+​ (redução) 
10Fe​2+​ → 10 Fe​3+​+ 10e​- ​(oxidação) 
 
12) 2KMnO​4​(aq) + 10KI(aq) + 8H​2​SO​4​(aq) → 6K​2​SO​4​(aq) + 2MnSO​4​(aq) + 8H​2​O(l) + 
5I​2​(s) 
2Mn​7+​ + 10e​-​ → 2 Mn​2+​ (redução) 
10 I​-1​ → 5I​2​0​ + 10e​-​ (oxidação) 
 
13) 4KMnO​4​(aq) + 4NaOH(aq)→ O​2​(g) + 2K​2​MnO​4​(aq)+ 2Na​2​MnO​4​(aq) + 2H​2​O (l) 
4Mn​7+​ + 4e​-​→ 4Mn​6+​ (redução) 
2O​2-​→ O​2​0​ + 4e​-​ (oxidação) 
 
16) CuSO​4​(aq) + Ba​2+​(aq) → Cu​2+​(aq) + BaSO​4​(s) 
 
Obs.: Nos tubos 14 e 15, como não foi observada a formação de precipitado,