Relatório de Reações Químicas

Relatório de Reações Químicas

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPECENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICASDEPARTAMENTO DE QUÍMICALABORATÓRIO DE QUÍMICA EXPERIMENTAL

RELATÓRIO

REAÇÕES QUÍMICAS

Alunos: Cláuber Trindade Emídio, Eduarda Helena Vieira Zuzarte Ferreira, Rafaella de Oliveira Santos Silva, João Carlos de Jesus Santos. Turma: A4Professora: Silvia Caroline G. dos S. Silva.

São Cristóvão/SE,

13/ 10/ 2010.

Sumário

1 – Introdução --------------------------------------------------------------- 32 – Objetivos --------------------------------------------------------------- 63 – Procedimentos Experimentais 3.1 – Materiais e Reagentes ---------------------------------------------- 6

3.2 – Procedimento -------------------------------------------------------- 7

4 – Resultados e Discussão ------------------------------------------------------ 95 – Conclusão --------------------------------------------------------------- 136 – Bibliografia -------------------------------------------------------------- 14

1 – INTRODUÇÃO

Uma reação química é a transformação da matéria onde ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos. É o processo onde uma substância é transformada em outra (ou outras). Envolve mudanças relacionadas à alteração nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na conversão do tipo de energia entre dois tipos de isômeros. Várias dessas reações químicas estão presentes diariamente em nossas vidas, a ferrugem e o fogo são alguns desses exemplos. A maneira de preparar a solução para a análise depende da natureza da amostra e do método a ser usado na determinação do constituinte desejado. Portanto, cada reação química tem suas condições próprias que devem ser satisfeitas para que seja possível obter a sua realização. [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.

REAGENTES → PRODUTOS

Uma reação muito comum é a que envolve as substâncias inorgânicas como: os ácidos, bases, sais e óxidos. Uma das mais utilizadas e observadas são a reação de neutralização podendo ser total ou parcial no qual envolve um ácido e uma base e seus respectivos produtos serão teoricamente um sal e água.

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”: [2]

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. [3]

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. [3]

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. [3]

De acordo com o número de substâncias que reagem e que são produzidas, as reações podem ser classificadas como:

  • 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;

  • 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;

  • Reação de deslocamento ou simples troca: se caracteriza por uma oxirredução. 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.

  • Reação de dupla troca: ocorrem entre duas substâncias compostas. Nestas reações, conforme ilustra a equação genérica A+B- + C+D- → AD + 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).

2 – OBJETIVO

  • Detectar, de modo qualitativo, evidências de ocorrência ou não de uma reação química.

3 - PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

3.1 – Materiais e reagentes

  • 9 tubos de ensaio;

  • Galeria (estante para tubos de ensaio);

  • Bastão de vidro;

  • Espátula de metal;

  • Esponja de aço. Fabricante: VIEIRA;

  • Pêra;

  • Papel indicador universal (Papel de pH);

  • Pisseta de 250 mL. Fabricante: J. PROLAB;

  • Becker de 100 mL. Fabricante: VIDROLABOR;

  • Pipeta de 10 mL (1/10). Fabricante RONI-ALZI;

  • Pipeta de 5 mL (1/10). Fabricante: LABORGLAS;

  • Pistilo;

  • Ácido Sulfúrico (H2SO4) a 0,1 mol/L;

  • Hidróxido de Sódio (NaOH) a 0,2 mol/L;

  • Cloreto de Amônio (NH4Cl). Fabricante: ISOFAR;

  • Sulfito de Sódio (Na2SO3);

  • Ácido Clorídrico (HCl) a 5%;

  • Sulfato de Cobre(II) (CuSO4.6H2O). Fabricante: RIEDEL-DE HAEN AG SEELZE HANNOVER;

  • Sulfato Ferroso (FeSO4) a 0,1 mol/L;

  • Ácido Sulfúrico Concentrado

  • Permanganato de Potássio (KMnO4) a 0,04 mol/L;

  • Nitrato de Prata (AgNO3) a 0,1 mol/L;

  • Cloreto de Sódio (NaCl)(l) a 0,1 mol/L;

  • Hidróxido de Amônio (NH4OH) a 1 mol/L;

  • Mármore.

3.2 – Procedimento

Ao iniciar a prática, os tubos de ensaio a serem utilizados, foram todos enumerados com um pincel piloto, para um controle mais rígido de atenção. Quando os 9 tubos já se encontravam na galeria, o procedimento para a realização das reações químicas foi iniciado.

  • Tubo 1: Com uma pipeta de 10 mL, foram adicionados 2 mL de ácido sulfúrico a 0,1 mol/L ao tubo. Com o devido procedimento realizado, o pH da solução foi medido utilizando um papel indicador universal.

*OBS: A utilização do papel indicador universal (Papel de pH) é feita da seguinte forma: Após encostar a ponta do bastão de vidro na solução presente no tubo, o bastão é passado no papel de pH, até que o mesmo apresente cores características. Essa variação de coloração ocasionada indica o pH da solução, o qual foi observado através de uma escala de pH.

  • Tubo 2: Com uma pipeta de 10 mL foram adicionados 2 mL de Hidróxido de Sódio (NaOH) a 0,2 mol/L. Com o devido procedimento realizado, o pH da solução foi medido utilizando um papel indicador universal.

  • Tubo 3: A solução presente nos tubos 2 (NaOH) e 1 (H2SO4) foram misturadas no tubo 3. Após a realização da mistura, o pH foi medido novamente.

  • Tubo 4: Utilizando uma espátula de metal foi colocada uma pequena quantidade de cloreto de amônio (NH4Cl)(s) e utilizando uma pipeta de 10 mL foram adicionadas 2 mL de água destilada. O tubo foi agitado cuidadosamente e logo em seguida o pH da solução foi determinado, utilizando o papel de pH.

  • Tubo 5: Utilizando uma espátula de metal foi colocada uma pequena quantidade de Sulfito de Sódio (Na2SO3)(s) e utilizando uma pipeta de 10 mL foram adicionadas 2 mL de água destilada. O tubo foi agitado cuidadosamente e logo em seguida o pH da solução foi determinado, utilizando o papel de pH.

  • Tubo 6: Com uma espátula foram colocados fragmentos de Mármore no tubo e com uma pipeta de 10 mL foi adicionado um pouco de Ácido Clorídrico (HCl) diluído a 5% ao tubo de ensaio.

  • Tubo 7: Foi dissolvido um pouco de Sulfato de Cobre(II) (CuSO4.6H2O) em água e em seguida foi colocado uma pequena quantidade de esponja de aço.

  • Tubo 8: Foi adicionado cerca de 5 mL de Sulfato Ferroso (FeSO4) a 0,04 mol/L e posteriormente, para acidificar essa solução, foram adicionadas 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado. Com o procedimento realizado, foram adicionadas 10 gotas de uma solução de permanganato de potássio (KMnO4), agitando o tubo de ensaio após a adição de cada uma delas.

  • Tubo 9: No tubo, foram misturados 1,0 mL de uma solução de Nitrato de Prata (AgNO3) a 0,1 mol/L com 1,0 mL de uma solução de Cloreto de Sódio (NaCl) a 0,1 mol/L. Após algumas observações, foram adicionados 5 mL de Hidróxido de Amônio (NH4OH) a 1 mol/L com uma pipeta de 5 mL.

4 – RESULTADOS E DISCUSSÃO

Os pHs dos Tubos 1, 2 e 3 podem ser observados na Tabela abaixo:

TUBO

pH

1

0

2

14

3

1

Tabela 1

Os pHs obtidos podem ser explicados pelo fato de que numa escala de pH, valores de 0 a menos que 7 são considerados ácidos, e valores superiores a 7 a 14 são considerados bases. Quanto menor o pH, maior o caráter ácido. Conseqüentemente, como o ácido sulfúrico é um ácido forte apresentou um pH igual a 0. Enquanto que o hidróxido de sódio, base forte, apresentou o pH 14, pois quanto maior o pH maior o caráter básico.

A mistura das soluções dos tubos 1 e 2 no tubo 3 pode ser resumida pela seguinte equação:

H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O

A reação acima pode ser considerada uma reação de Dupla-Troca. Pode ser também uma reação de neutralização parcial do ácido, uma vez que a proporção entre os íons H+ e OH- são diferentes, obtendo-se assim um sal de caráter ácido, já que a proporção de íons foram de 2 H+: 1 OH- .

No Tubo 4 ao se adicionar cloreto de amônio sólido a água verificamos a seguinte reação:

NH4Cl + H2O → NH4OH + HCl

A reação acima pode ser classificada como Dupla-troca e endotérmica, uma vez observada a absorção de calor pela reação, através do resfriamento do tubo. Observamos ainda um pH igual a 6, uma vez que o HCl é um ácido forte atribuindo a solução um caráter ácido.

No Tubo 5 ao se adicionar sulfito de sódio sólido a água verificamos a seguinte reação:

Na2SO3 + 2 H2O → 2 NaOH + H2SO4

A reação acima pode ser classificada como Dupla-troca. Observou-se um pH igual a 9, pois, embora tanto o Hidróxido de Sódio quanto o Ácido Sulfúrico sejam respectivamente base e ácido fortes, a uma maior proporção de Hidróxido de Sódio, conferindo assim um caráter básico a solução.

No Tubo 6, ao ser adicionado Ácido Clorídrico diluído ao tubo de ensaio que já continha um fragmento de mármore, foi observado a formação de uma solução translúcida com precipitado. A solução formada pode ser verificada pela seguinte reação:

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O + CO2

A reação acima teve como reagente o carbonato de cálcio por ser o principal componente do mármore. Esta reação pode ser classificada como uma Reação de Precipitação.

Pela reação acima pode ser observado que houve liberação de gás, uma das evidências laboratoriais de que houve uma reação química.

No Tubo 7 pode ser verificado a mudança de cor da esponja de aço e liberação de calor, uma vez que houve aquecimento do tubo.

A reação que ocorreu no tubo 7 pode ser observada abaixo:

Cu2+ + Fe0 → Cu0 + Fe2+

Neste processo o cátion Cobre (II) captura dois elétrons convertendo-se a Cobre Metálico. Os dois elétrons são cedidos pelo ferro que é convertido em cátion Ferro (II), de onde pode-se concluir que o Ferro é um redutor mais poderoso que o Cobre e, portanto, que o cátion Ferro (II) é um oxidante mais fraco que o cátion Cobre (II). Esta é mais uma reação de Óxido-redução. É interessante notar que nem todo o pedaço da esponja de aço foi consumido na reação, durante o tempo observado. A coloração azulada do líquido remanescente é provocada pelo cobre em suspensão na água.

No Tubo 8 ao serem misturadas as soluções de sulfato ferroso e ácido sulfúrico concentrado, a solução tornou-se mais clara,do que a coloração verde pálida do sulfato ferroso. Além disso foi observada a liberação de calor, através do aquecimento do tubo. Ao serem adicionados gotas de permanganato de potássio, que tem cor violeta-vermelha profunda, observou-se outra mudança na coloração, tornando-se gradativamente um violeta mais intenso .A equação abaixo ilustra a reação:

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O

Nota-se acima a formação de três sais diferentes, e que o número de oxidação (nox) do manganês e do ferro mudam.

Os íons ferrosos têm coloração verde pálida. Ao se adicionar o permanganato de potássio, o átomo Mn+7 do íon permanganato, que tem cor vermelho-violeta, é reduzido para o íon Mn+2, que é incolor. Ao mesmo tempo os íons ferrosos são substituídos por íons férricos (Fe+3), que têm coloração marrom-alaranjados. A cada adição de uma gota de permanganato de potássio, mais íons ferrosos são oxidados. Quando todos os íons ferrosos são oxidados para íons férricos, os íons permanganato adicionados não são mais reduzidos, somente emprestando sua coloração violeta à solução.

Nesse caso, os íons permanganato agiram como oxidantes (pois receberam elétrons) e os íons ferrosos agiram como redutores (pois doaram elétrons, ou seja, reduziram os íons permanganato). Este é um exemplo de reação de Óxido-redução e ainda Exotérmica. 

No Tubo 9 ao misturar as soluções de Nitrato de Prata com o Cloreto de Sódio verificamos uma mudança de cor e esta apresentou-se translúcida e com formação de precipitado.

AgNO3 + NaCl→ AgCl+ NaNO3

Os sais nitrato de prata e cloreto de sódio estão presentes no tubo de ensaio como íons de seus elementos combinados, ou seja, Ag+, NO3-, Na+ e Cl-. Ao se juntarem os dois sais, os íons Ag+ e Cl- se combinam, formando uma molécula do sal cloreto de prata, que, sendo insolúvel, precipita-se para o fundo do tubo de ensaio. Isto é uma Reação de Precipitação. Os íons Na+ e NO3- permanecem em suspensão aquosa no tubo, combinados no sal nitrato de sódio.

Verifica-se que houve duas trocas de elementos nesta reação. O íon Ag+ foi deslocado do nitrato de prata e combinou-se com o íon Cl-, que por sua vez foi deslocado do cloreto de sódio. Os íons que sobraram formaram o nitrato de sódio. Assim, os dois compostos reagentes permutaram entre si seus radicais, criando dois novos compostos. Isso é uma Reação de Dupla-troca.

Na adição do Hidróxido de Amônio, este provavelmente reagiu com o precipitado, formando um sal complexo de prata e amônio quaternário tipo Ag(NH3)+ Cl-, além de H2O de acordo com a reação abaixo:

AgCl + 2NH4OH → Ag(NH3)2Cl + 2H2O

Houve outra mudança de coloração, desta vez para amarelo-dourado. Observamos ainda que a quantidade de precipitado diminuiu, pois ocorre um aumento da solubilidade do cloreto de prata.

5 - CONCLUSÃO

A matéria encontra-se em transformação permanente na Natureza. Sob a ação de agentes, a matéria pode sofrer alterações em seu estado físico ou químico. Assim, reação química é o processo pelo qual átomos ou grupos de átomos são redistribuídos, resultando em mudança na composição molecular das substâncias. Através dos experimentos realizados, vários itens teóricos no aprendizado da Química, foram observados, como a formação de precipitados, a liberação ou absorção de calor em uma reação, mudança de cor, formação de novos compostos e mudanças no pH. Adquiriu-se assim um treino valioso para análise qualitativa de uma reação, buscando os indícios que ilustram as reações envolvidas, e fixou-se com a observação prática dos vários conceitos sobre reações.

6– BIBLIOGRAFIA

  • 1 ALCIDES OHLWEILER, OTOO. Química Analítica I. 2º ed. Rio de Janeiro: EDITORA S.A, 1976.

  • 2 USBERCO J.; SALVADOR E. Química. 5º ed. São Paulo: Editora Saraiva, 2002.

  • 3 ELIAS, JOSEPH BENABOU; RAMANOSKI, MARCELO. Química. 1ª ed. Editora Atual, 2003.

  • BRAGA, EDSON D. S. Curso de Química, Reações Químicas. Volume 1. Editora Hamburg LTDA.

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