Relatório Química Geral: reações quimicas

Relatório Química Geral: reações quimicas

Ministério da Educação Universidade Tecnológica Federal do Paraná

Engenharia De Computação PR

RELATÓRIO EXPERIMENTAL DE QUÍMICA PRÁTICA 4

Acadêmicos:

André Lucas Silva

Kleisson Roque Tedesco

Luis Felipe Benedito Vagner Martinello

Professora: Patrícia Appelt

Figura 1 REAGENTES PRODUTOS

1. INTRODUÇÃO

As reações químicas são fenômenos onde duas ou mais substâncias, ou reagentes, reagem entre si originando outras substâncias diferentes das iniciais, essas por sua vez denominadas produtos. Várias dessas reações químicas estão presentes diariamente em nossas vidas, a ferrugem e o fogo são alguns desses exemplos. [1]

Essas reações podem ser representadas através de equações, usando símbolos e números para descrever, respectivamente, os nomes e proporções das diferentes substâncias presentes numa reação química. Essas equações são de uso universal, podendo ser usadas em qualquer lugar do mundo da mesma forma, nelas os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação, enquanto que os produtos são colocados à direita. [2]

A partir disso, o objetivo do experimento é a realização e classificação de algumas reações químicas conforme suas características.

2. DESENVOLVIMENTO TEÓRICO

As reações químicas obedecem a duas leis: as ponderais e as volumétricas.

As leis ponderais estudam as relações entre a massa dos reagentes e a massa dos produtos numa reação. As principais leis ponderadas são: as leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton.

A lei de Lavoisier, ou da conservação da massa, como é conhecida, diz que a massa dos reagentes, num sistema fechado, é igual a massa dos produtos, obedecendo a frase que diz: “na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”: [3]

Reagente I Reagente I Produto

A lei de Proust, ou das proporções constantes, diz que a proporção com que os elementos se combinam para formar uma substância é sempre constante: [4]

Reagente I Reagente I Produto

Tabela 1: Reação química entre óxido de cálcio com água originando hidróxido de cálcio, onde a soma das massas do reagentes é igual a massa do produto.

Tabela 2: Reação química em proporções constante entre magnésio e oxigênio formando óxido de magnésio o hidróxido de cálcio.

Já a lei de Dalton, conhecida como lei das proporções múltiplas, diz que uma mesma massa de uma determinada substância pode se combinar com massas diferentes de outras para formar produtos diferentes: [5]

Nitrogênio Oxigênio Óxidos

As leis volumétricas têm como objetivo o estudo dos volumes das substâncias gasosas que participam de uma reação química.

Basicamente as leis volumétricas atendem a uma única lei formulada por Gay-Lussac, nela tem-se que em mesmas condições, de temperatura e pressão, os volumes dos reagentes e dos produtos numa reação estão em uma proporção de números pequenos e inteiros. [6]

Reagente I Reagente I Produto

As reações químicas são ainda classificadas em quatro diferentes tipos:

Reação de síntese: são aquelas representadas genericamente por uma do tipo A + B AB, onde AB podem ser substâncias simples ou compostas, formadas a partir da combinação dos seus reagentes. Porém quando os reagentes são simples denominamos reação de síntese total, quando pelo menos um dos reagentes é composto chamamos de síntese parcial; [7] Reação de análise ou decomposição: são aquelas em que uma única substância é decomposta em duas ou mais substâncias distintas, sendo representado genericamente por uma equação do tipo AB A + B, onde AB pode ser substância simples ou composta. Essas por sua vez são divididas em três tipos: pirólise, eletrólise e fotólise que são provocadas por calor, eletricidade e luz respectivamente; [7] Reação de deslocamento ou simples troca: são aquelas nas quais uma substância simples reage com uma substância composta, originando uma substância simples e outra composta, são representadas genericamente por uma equação do tipo A + BC AC + B, em que o elemento A é mais reativo que o seu íon correspondente, onde BC e AC são substâncias compostas, enquanto A e B são substâncias simples. A reatividade dos elementos é observada através das seguintes filas de reatividade: [7] Metais:

Tabela 3: Reação química em proporções distintas dos mesmos reagentes formando produtos distintos. Tabela 4: Reação química entre N e H em mesmas condições de pressão e temperatura formando NH numa proporção de 1:3:2.

1A 2A Al Mn Zn Cr Fe Ca Ni Sn Pb H As Cu Hg Ag Au

Figura 2

Ametais:

Reação de dupla troca: ocorrem entre duas substâncias compostas. Nestas reações, conforme ilustra a equação genérica A+B- + C+DAD + BC, duas substâncias trocam entre si dois elementos: os extremos unem-se entre si, ocorrendo o mesmo com os elementos centrais por conseqüência da oposição das cargas de cada elemento. O resultado dessa reação sempre apresentará a formação de um produto insolúvel (sal ou base), ou um produto gasoso (ácido ou base) ou um produto menos ionizado (ácido ou água). [7]

3. MATERIAIS E MÉTODOS 3.1. Materiais

Tubo de ensaio; Béquer; Placa de petry; Bastão de vidro; Pipeta; Espátula; Bico de Bunsen; Esponja de aço.

Realizou-se várias reações químicas observando e coletando os dados obtidos em cada uma com o objetivo de classificá-las conforme os tipos de reações descritas acima.

Experimento 1A: colocou-se com o auxilio de uma espátula uma pequena lamina de magnésio próximo a chama do bico de bunsen até que obtivéssemos um pó branco denominado óxido de magnésio.

Experimento 1B: colocou-se com o auxilio de uma pipeta 10 ml de água deionizada em um tubo de ensaio, posteriormente adicionou-se o óxido de magnésio obtido no experimento 1A juntamente com uma gota de fenolftaleína.

Experimento 1C: colocou-se num tubo de ensaio 3 ml de solução de ácido clorídrico, adicionando-se em seguida uma pequena lâmina de magnésio.

Experimento 1D: colocou-se num tubo de ensaio 3 ml de solução de ácido clorídrico, adicionando-se em seguida uma pequena lâmina de zinco.

Experimento 2A: limpou-se com a ajuda de uma esponja de aço as lâminas dos metais de zinco, cobre, ferro e alumínio. Adiciona-se as lâminas limpas cada uma em um béquer colocando em seguida 10 ml de sulfato de cobre I.

Experimento 2B: colocou-se 10 ml de sulfato de zinco I num béquer adicionando posteriormente uma pequena barra de cobre metálico na solução.

F O N Cl Br I S C P

Figura 3

Experimento 2C: tomando os devidos cuidados, colocou-se num béquer 10 ml de nitrato de prata concentrado numa proporção de 0,1 mols/L introduzindo juntamente um fio de cobre deixando reagir durante 5 minutos.

Experimento 2D: colocou-se num tubo de ensaio 10 ml de solução de nitrato de chumbo I, adicionando em seguida 1 ml de hidróxido de sódio.

Experimento 2E: colocou-se num tubo de ensaio 10 ml de solução de ácido sulfúrico, adicionando cloreto de bário em seguida.

Experimento 2F: colocou-se num tubo de ensaio aproximadamente 5 ml de nitrato de chumbo juntamente com 2 mL de iodeto de potássio.

Experimento 2G: adicionou-se em uma placa de petry uma pequena quantidade de bicarbonato de sódio e algumas gotas de vinagres.

Experimento 2H: colocou-se 5 mL de nitrato de chumbo e 2 mL de dicromato de potássio num tubo de ensaio.

Experimento 2I: adicionou-se 7 mL de cloreto férrico e 2 mL de hidróxido de sódio num tubo de ensaio.

4. RESULTADOS E DISCUÇÕES

Observando as reações realizadas obtivemos vários produtos, em diferentes tipos de reações, portanto ás classificaremos a seguir:

No experimento 1A, usamos o calor sobre metal magnésio, esse calor fez com que o magnésio reagisse com o oxigênio do ar fazendo com que fosse formado através dessa reação de síntese total o óxido de magnésio. (Eq.01)

Mg(s)  2MgO(s)(Eq.01)

Iniciamos o experimento 1B, acrescentamos o óxido formado no experimento 1A num béquer contendo água deionizada e adicionamos um indicador fenolftaleína para determinar o caráter da solução, sendo básico quando rosa ou ácido quando branco. (Eq.02)

MgO (s) + H2O (l)  Mg(OH)2 (aq)(Eq.02)

Observando a equação 2, notamos a característica de uma reação de síntese parcial, já que pelo menos um dos reagentes é composto, notamos ainda a coloração rosa indicada pela fenolftaleína, portanto indicativa de solução básica.

No experimento 1C, ao colocar a fita de magnésio na solução de ácido clorídrico notamos a ocorrência da reação onde o magnésio interage com o cloro, ocorrendo a formação de cloreto de magnésio e a liberação de hidrogênio. (Eq.03)

Mg (s) + 2HCl (aq)  MgCl2 (aq) + H2 (g)(Eq. 03)

A partir da reação acima podemos afirmar como sendo uma reação de simples troca já que um elemento simples reage com um elemento composto, formando mais um elemento composto e um simples, nela ainda observamos a liberação do hidrogênio. Para a ocorrência dessa reação é necessário que o magnésio seja mais reativo que o hidrogênio, essa reatividade é observada através da fila de reatividade dos metais representada pela figura 2.

Já no experimento 1D, colocamos na solução de ácido clorídrico uma lâmina de zinco. Esperamos durante alguns minutos e notamos que a reação ocorrida é do mesmo tipo que no experimento 1C, simples troca, ocorrendo também a liberação do hidrogênio. (Eq.04)

Zn (s) + HCl (aq)  ZnCl (aq) + H2 (g)(Eq.04)

O experimento 2A consistia em limpar as laminas de zinco, cobre, ferro e alumínio e colocá-las num béquer contendo sulfato de cobre, numerando os béqueres conforme a sequência da limpeza das lâminas. (Equações 05, 06, 07 e 08)

Zn (s) + CuSO4 (aq)  ZnSO4 (aq) + Cu (s)(Eq.05)
Cu (s) + CuSO4 (aq)  Não ocorre reação(Eq.06)
Fe (s) + CuSO4 (aq)  FeSO4 (aq) + Cu (s)(Eq.07)
Al (s) + CuSO4 (aq)  AlSO4 (aq) + Cu (s)(Eq.08)

Notamos nas reações acima a característica das reações de simples trocas. Nelas, com exceção da reação da lâmina de cobre com o sulfato de cobre que não ocorre, notamos que quando os metais reagiam com o sulfato de cobre faziam com que o átomo de cobre presente no sulfato fosse desprendido e se ligasse as placas metálicas, fazendo com que apresentassem uma coloração avermelhada. Notamos ainda que na reação entre o zinco e o sulfato de cobre ocorre também a mudança na coloração da solução produzida ficando azulada.

Já no experimento 2B, entre o cobre e o sulfato de zinco notamos a não ocorrência da reação decorrente da menor reatividade do cobre em relação ao zinco. (Eq.09)

Cu (s) + ZnSO4 (aq)  Não ocorre reação(Eq.09)

No experimento 2C, observamos uma reação de simples troca, onde ocorre o deslocamento da prata para o fio de cobre e o deslocamento do cobre para a solução em decorrência da diferença de reatividade entre os elementos. (Eq.10)

Cu (s) + AgNO3 (aq)  CuNO3 (aq) + Ag (s)(Eq.10)

Já o experimento 2D caracterizamos como sendo uma reação de dupla troca, onde ocorre reação entre dois elementos compostos. Nela notamos ainda a formação de óxido de chumbo como um precipitado. (Eq.1)

No experimento 2E, reagem entre si o cloreto de bário e ácido sulfúrico, essa reação denominamos dupla troca, com formação de precipitado. (Eq. 12)

No experimento 2F, colocamos junto solução de nitrato de chumbo e solução de iodeto de potássio, observou-se a formação de precipitado e a mudança de cor da solução final caracterizando uma reação de dupla troca. (Eq. 13)

Pb(NO3)2 (aq) + 2 KI (aq)  2K(NO)3 (aq) + PbI2 (s)(Eq.13)

O experimento 2G consistia em colocar junto uma pequena quantidade de bicarbonato de sódio e algumas gotas de vinagre. (Eq.14)

NaHCO3 + H3CCOOH  H3CCOONa + H2CO3(Eq.14)

Na equação 14 observamos uma reação de dupla troca com liberação de gás ácido carbônico e coloração final incolor.

No experimento 2H, ao adicionarmos nitrato de chumbo juntamente com dicromato de potássio observamos uma reação do tipo simples troca acontecendo também a formação de precipitado e mudança de coloração para amarelo. (Eq. 15)

Pb(NO3)2 (aq) + K2Cr2O7 (aq)  PbCr2O7(s)+ 2 KNO3 (aq) (Eq.15)

No experimento 2I, colocamos junto cloreto férrico juntamente com hidróxido de sódio. (Eq.16)

FeCl3 (aq) + 3 NaOH (aq)  Fe(OH)3 (s) + 3 NaCl (aq)(Eq. 16)

No procedimento, teoricamente teria que acontecer a reação de dupla troca formando precipitado de hidróxido férrico porém, na prática não aconteceu o esperado para a reação. Constatamos que esse fato é devido a baixa concentração do hidróxido de sódio.

5. CONCLUSÃO

No experimento observamos que a massa dos reagente é sempre igual a massa dos produtos formados, assim faz-se verdadeira a frase dita por Lavoisier onde diz que “na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”, temos também que o número de átomos dos reagentes é sempre igual ao numero de átomos dos produtos, portanto sendo de fundamental importância o balanceamento para comprovação da lei de Dalton.

A partir desses conceitos conseguimos classificar as reações conforme suas características.

6. REFERÊNCIAS [1]http://w.coladaweb.com/quimica/quimica-inorganica/reacoes-quimicas

[2]http://cdcc.sc.usp.br/quimica/fundamentos/equacoes.html

[3]Usberco J.; Salvador E.;Química. Editora Saraiva, edição 5, volume único, São Paulo, 2002.

[4]http://w.setrem.com.br/ti/trabalhos/quimica/leiscomb.htm

[5]http://w.infoescola.com/quimica/leis-das-reacoes-quimicas-leisponderais/

[6]http://w.alexquimica.com.br/index.php?option=com_content&view=arti cle&id=100:leis-volumetricas&catid=61:fisico-quimica&Itemid=91

[7]Reações químicas, Curso de química; Silva, Edson Braga da. Silva, Ronaldo Henriques da. -- Vol. 1, Gráfica Editora Hamburg LTDA.

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