Relatorio de reações quimicas

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
SEGUNDO RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA — QUI204
Segundo semestre de 2010 – Turma U7B (1009) Farmácia / Noturno 
COMPONENTES / MATRÍCULA:
Robson Soares Ferreira 2010026076
Vivian Thaise da Silveira Anicio 2010026220
Taynná Bruna de Morais Ferreira 2010026165
Saulo Coelho de Oliveira 2010026114
PROFESSOR:
Aluir 
Reações Químicas
Introdução:
Reação química é uma alteração química onde matéria (um reagente ou reagentes) se converte em uma nova substância ou substâncias (um produto ou 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). 
A equação química é a forma de se descrever uma reação química. Do lado esquerdo da equação são mostrados os reagentes e do lado direito, os produtos. Através da Equação Química é possível saber o estado físico do átomo participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses: Gás (g), Vapor (v), Líquido (l), Solução aquosa (aq), Sólido (s), Cristal (c).
Uma equação química pode ser escrita nas formas
1 - Molecular -> NaCl + AgNO₃ ----> AgCl + NaNO₃
2 - Iônica -> Na+ (aq) + Cl-(aq) + Ag+ (aq) + NO-₃(aq) ----> AgCl(s) + Na+ (aq) + NO-₃(aq)
3 - Iônica simplificada -> Ag+ (aq) + Cl-(aq) → AgCl(s)
Símbolos podem ser usados para descrever uma reação:
- Aquecimento: ∆
- Quando a reação é reversível: ↔
- Presença de luz: λ
Reações químicas se dividem em dois grupos principais
1 - reações de oxi-redução;
2 - Reações em que não há transferência de elétrons.
Objetivo:
Obter-se conhecimento de alguns tipos mais comuns de reações químicas e fará comprovação da ocorrência e suas caracterizações.
Materiais:
Tubos de ensaio; proveta (10mL); béquer de 1L;tubos de vidro resistente(2cm de diâmetro e 23cm de comprimento); conta gotas; garra; vidro relógio pequeno;espátula metálica;pinça metálica e pinça de madeira; suporte para tubo de ensaio; bastão de vidro; mufa;palitos de madeira;fósforo;tripé, tela de amianto,fósforo, bico de bunsen.
Reagentes e Indicadores:
Ácido sulfúrico 0,1 mol Lˉ¹ ; ácido sulfúrico 3,5 mol Lˉ¹; dióxido de manganês 0,2 g; clorato de potássio 1g ; magnésio em fita 0,03g ; água oxigenada 10% m/v ; sódio metálico 0,5g ; solução de hidróxido de amônio 0,5mol Lˉ¹ ( 2,0mL) ; solução de sulfato de cobre 0,1mol Lˉ¹ (1mL); solução de permanganato de potássio 0,02mol Lˉ¹ (2mL) , solução de nitrato de prata 0,5mol Lˉ¹ ; solução alcoólica de fenolftaleína 1% m/v (1mL) ; solução de iodo em hexano de 0,1% p/v (2mL); ácido clorídrico 1mol Lˉ¹ ; palha de aço; hidróxido de sódio 1mol Lˉ¹.
Procedimentos Experimentais:
1° procedimento:
Colocou-se cerca de 0,5g de KClO₃ em tubo de ensaio em seguida adicionou-se pequena quantidade de MnO₂ misturando-se as duas substancias. Acendeu-se o bico de gás e queimou-se um palito de madeira produzindo uma brasa em seguida aqueceu-se o tubo de ensaio segurando-o com pinça de madeira e colocou-se o palito em brasa na extremidade do tubo. Observou-se o resultado. Deixou o tubo esfriar e adicionou-se 5,0mL de água destilada, agitou-se e deixou decantar. Após a decantação transferiu-se a solução límpida transparente e incolor para outro tubo de ensaio com auxilio de um conta gotas, a esse tubo adicionou-se 2gotas da solução de nitrato de prata. 
2° Procedimento: 
Segurou-se, com uma pinça metálica, a extremidade de uma fita de magnésio de cerca de 2cm e levou-a a chama de gás recolhendo suas cinzas em um vidro relógio. Em seguida adicionou-se água e algumas gostas de fenolftaleína no pó formado. 
3° Procedimento: 
Fixou-se a um suporte, um tubo de vidro resistente deixando-o com aproximadamente 4 cm de seu comprimento imerso em água de um béquer de capacidade para 1L. Adicionou-se na água algumas gotas de fenolftaleína. Pegou-se um pequeno fragmento de sódio e colocou-o no interior do tubo. 
4° Procedimento:
Adicionou-se 2mL da solução de água oxigenada em um tubo de ensaio em seguida gostas da solução de KMnO₄ 0,02mol Lˉ¹ logo após adicionou-se 2 gotas de ácido sulfúrico 3,5mol Lˉ¹. 
5° Procedimento:
Colocou-se 1 ml de solução 0,1 mol L de CuSO4 em dois tubos de ensaios enumerados .
No primeiro tubo, adicionou-se, gota a gota, pequena quantidade da solução de NH4OH 0,5 mol/L.
A seguir, adicionou-se maior quantidade de NH4OH ao mesmo tubo. Adicionou-se ao segundo tubo, gota a gota, pequena quantidade de solução de NaOH 0,1 mol/L.
6° Procedimento:
Colocou-se 1ml de solução de Iodo em Hexano 0,1% p/v em um tubo de ensaio, adicionou-se em seguida pequeno pedaço de palha de aço ao tubo, agitando-se, observou-se mudança de tonalidade da solução, que ficou incolor. 
7° Procedimento:
Colocou-se 2 ml de água destilada em um tubo de ensaio, adicionando-se ao mesmo 3 gotas de fenolftaleína. Em seguida, adicionou-se 5 gotas de Ácido Clorídrico (HCL) 1 mol/L, agitando e observou-se a tonalidade da solução, que continuou incolor.
H₂O(l) + HCl(aq) H₃O(aq) + Cl-(aq)
 Logo após, adicionou-se gota a gota uma solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 1 mol/L.
Resultados e Discussões: 
No primeiro experimento observou-se que o palito em brasa voltou a pegar fogo devido o oxigênio liberado de dentro do tubo, a queima de KClO₃ (s) produz um gás , analisando segundo a equação química diz-se que esse gás é O2. Formula-se, portanto a seguinte equação balanceada:
KClO₃ (s) KCl(s) + 3/2 O₂(g)
Como o MnO₂ foi usado como catalisador, sua única influência na reação foi apenas acelerá-la, não produzindo nenhum elemento com seus átomos.
Ao adicionar-se nitrato de prata na solução límpida formou-se um precipitado esbranquiçado. O cloreto de prata formado é insolúvel (AgCl). Obtendo-se, portanto, a equação balanceada:
KCl(s) + AgNO₃(aq) AgCl(s) KNO₃(s)
Por fim descartou-se a parte decantada referente aos resíduos de prata em recipiente próprio, pois o produto pode contaminar a água usada nas torneiras. 
Para o segundo experimento infere-se a equação química de combustão:
2Mg(s) + O₂(g) MgO(s) ( combustão)
Após adicionar-se água e gotas de fenolftaleína a mistura ficou rosa. O meio formado é básico, pois a fenolftaleína torna a solução rosada em pH alto . Logo, subentende-se que a base formada é o MgOH₂. Portanto, quando se adicionou H₂O, formou-se a seguinte reação:
 MgO + H₂O MgOH₂ + 1/2O₂
Quanto o terceiro experimento, ao adicionar-se no interior do tubo pequeno fragmento de Na(s) observou-se uma reação que produziu o gás hidrogênio. Nota-se isso porque um palito de fósforo aceso foi jogado no tubo, e consumiu-se rapidamente o gás, formando um vácuo, que ‘puxou’ o ar bruscamente da atmosfera, o que explica o barulho ocorrido, conhecido popularmente como ‘o grito do diabo’. Se fosse o ar atmosférico, provavelmente não teria se formado o vácuo, por a combustão do ar atmosférico não é tão rápida quanto à do gás hidrogênio. A seguinte reação balanceada ocorreu:
Na(s) + H₂O(l) NaOH(aq) e 1/2H₂(g)
 Observa-se que a água do béquer que continha a fenolftaleína torna-se rosa, indicando meio básico após a reação (presença de OH). 
O experimento quatro observou-se formação de bolhas de gás e a reação clareou seu tom amarronzado. Ocorreu, portanto, a seguinte reação balanceada, onde o O₂ foi o gás liberado:
2 KMnO₄(aq) + 3 H₂SO₄(aq) + 5 H₂O₂(aq) K₂SO₄(aq) + 2 MnSO₄(aq) + 8 H₂O(l) + 5 O₂(g) 
No quinto experimento observou-se que a solução ficou turva, por causa do Cu (OH)₂ (s) formado
CuSO₄(aq) + NH₄OH(aq) Cu(OH)₂(s) + (NH₄)2SO₄(aq)
No mesmo tubo adicionou-se maior quantidade de NH₄OH observou-se que a coloração de turva e se tornou azul, consumindo o precipitado turvo, isso porque ocorreu a formação do complexo abaixo:
4 NH₄OH(aq) + Cu(OH)₂(s)+ [Cu(NH₃)₄]+2 (aq) + H₂O(l) +2OH-(aq)
No segundo tubo solução não ficou azul, só formou o precipitado turvo, isso porque não tinha íons amônio para formar o complexo e deixar a solução homogênea. 
Quanto ao sexto experimentoao adicionar-se palha de aço no tubo e agitando-o observa-se uma mudança de tonalidade da solução, que ficou incolor. 
I₂ + Fe -> FeI₂
A reação ocorrida é formação de íons iodeto (I 1-) e oxidação do ferro presente no aço a ferro 2+, formando iodeto de ferro II (ou iodeto ferroso). A mudança de cor observada é devido à redução do Iodo a íons iodeto, que são incolores.
 
Por fim no experimento sete, no primeiro passo, mesmo agitando o tubo de ensaio a tonalidade da solução permaneceu incolor.
H₂O(l) + HCl(aq) H₃O(aq) + Cl-(aq)
 Em seguida adicionou-se gota a gota uma solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 1 mol/L, observou-se que a solução ficou rosa, devido à alta concentração de bases na solução, indicando que o meio se tornou básico. A fenolftaleína é um indicador que me meios ácidos permanece transparente e meio básico fica rosa.
Conclusão:
Concluiu-se que os experimentos feitos, demonstraram que existem variadas reações químicas. Uma das evidencias que mais caracteriza uma reação é a mudança de coloração. O conhecimento prévio das substancias permite a manipulação adequada de reagentes e evita perigos de certos produtos formados.
Referências Bibliográficas:
1. Giesbrecht,E.; “ Experiências de química , Técnicas e Conceitos Básicos – PEQ – Projetos de Ensino de Química”; Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, SP (1979).
2. Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo,J.G.; “Química Básica Experimental”; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
3. Apostila de Aulas Práticas de Química Geral; Universidade Federal de Minas Gerais, MG (2 semestre 2010).
 4. Site: http://www.colegioweb.com.br/quimica/equacao-ionica Acessado às 10h40min do dia 1/09/2010.
5. Feltri, Ricardo; “Fundamentos de Química”; Ed. Moderna. 4ª Edição.