Relatório de evidências de reação

Relatório de evidências de reação

1. Introdução:

São processos através dos quais substâncias são transformadas em outras através do rearranjo de seus átomos. O estado inicial é representado pelos reagentes e o final pelos produtos. A representação gráfica de uma reação através das fórmulas das substâncias participantes é chamada de equação química. Quando materiais com determinada afinidade química entram em contato é provável que ocorra uma reação. Algumas acontecem somente sob determinadas circunstâncias (aquecimento, presença ou ausência de luz ou eletricidade etc.) algumas são acompanhadas de indicações externas (mudança de cor, desprendimento de gás, formação de diferentes tipos de precipitado, calor ou luz, cheiro, aquecimento ou resfriamento etc.). Uma reação química pode ser representada por meio de uma equação química geral ou quando envolver íons através de uma equação iônica. Um aspecto importante é a conservação da massa e o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da ocorrência da mesma, logo toda equação química deve ser balanceada. Por isso que estudos experimentais levaram os cientistas a concluir que as reações químicas devem obedecer a certas leis: as ponderais que tratam das relações entre as massas de reagentes e produtos que participam de uma reação e as volumétricas que tratam das relações entre volumes de gases que reagem e são formados numa reação.

Estas podem ser classificadas:

-Quanto ao calor envolvido:

  • Reações exotérmicas: São aquelas que liberam calor. Experimentalmente, o recipiente onde a reação ocorrer ficará quente.

  • Reações endotérmicas: São aquelas que absorvem calor. Experimentalmente, o recipiente onde a reação ocorrer ficará frio.

-Quanto à velocidade da reação:

  • Reações rápidas: Duram segundos, quanto mais rapidamente às moléculas se chocam, mais rapidamente elas reagem.

  • Reações lentas: Duram minutos e algumas vezes usam-se fatores externos para acelerá-las.

-Quanto à reversibilidade:

  • Reações reversíveis: Aquelas que ocorrem nos dois sentidos, isto é, uma vez que os produtos vão sendo formados eles vão recompondo os reagentes.

  • Reações irreversíveis: Aquelas que ocorrem num só sentido.

-Quanto ao estado físico dos reagentes e produtos:

  • Reações homogêneas: Aquele onde o reagente e produtos estão no mesmo estado físico.

  • Reações heterogêneas: Aquelas onde pelo menos um dos reagentes ou um dos produtos esta em estado físico diferente dos demais.

-Quanto à variação de complexidade:

  • Reações de síntese, composição ou adição: Fórmula Geral: A + B AB 

  • Reações de análise ou decomposição: Fórmula Geral: AB A + B 

  • Rações de simples troca ou deslocamento: Fórmula Geral: A + BC AC + B 

  • Reações de dupla troca: Fórmula Geral: AB + CD AD + CB 

  • Reações de oxi-redução ou redox: Onde à transferência de elétrons de um reagente para outro, ou variação de nox de pelo menos um elemento. 

2. Objetivo:

Identificar a ocorrência ou não de reação química, bem como identificar e classificar os diferentes tipos de precipitado.

3. Procedimentos experimentais e seus resultados:

(Vidrarias utilizadas: pipetas graduadas e tubos de ensaio)

3.1. Para observação de mudança de cor:

3.1.1. Foram misturadas 1 ml de CuSO4, um composto de coloração azul, a 1 ml de Fe2(SO4)3, inicialmente amarronzado, obtendo-se como resultado uma solução de coloração verde sob a equação representada a seguir:

CuSO4 + Fe2(SO4)3 Cu(SO4)3 + Fe2SO4

3.1.2. O procedimento é repetido adicionando-se 1 ml de CuSO4 a 1 ml de NH4OH, um composto inicialmente incolor, obtendo-se como resultado uma solução de cor lilás sob a equação representada a seguir:

CuSO4 + NH4OH [Cu(NH3)6]+2

3.2. Para observação de tipos de precipitado:

      1. Misturou-se 1 ml de HCl a 1 ml de AgNO3 e imediatamente ao final da reação a solução apresentou uma coloração esbranquiçada e após alguns minutos precipitaram-se alguns grãos no fundo do tubo de ensaio sob a equação seguinte:

HCl + AgNO3 HNO3 (g) + AgCl(s)

      1. Misturou-se 1 ml de BaCl2 a 1 ml de H2SO4 e imediatamente ao final da reação a solução apresentou uma coloração esbranquiçada e após alguns minutos precipitaram-se partículas muito pequenas sob a reação seguinte:

BaCl2 + H2SO4 BaSO4(s) + 2HCl(aq)

      1. Misturou-se 1 ml de MgCl2 a 1 ml de NaOH e imediatamente ao final da reação a solução apresentou uma coloração esbranquiçada e após alguns minutos precipitou-se uma massa compacta sob a reação seguinte:

MgCl2 + NaOH MgOH(s) + NaCl2

      1. Misturou-se 1 ml de Na2S2O3 a 1 ml de H2SO4 e imediatamente ao final da reação a solução apresentou uma coloração esbranquiçada e após alguns minutos precipitaram-se partículas muito pequenas e que apresentaram dificuldade de sedimentação sob a reação seguinte:

Na2S2O3 + H2SO4 Na2SO4(s) + H2S2O3(aq)

3.3. Para observação de liberação de gás:

      1. Misturou-se 1 ml de NaHCO3 a 1 ml de HCl liberando o gás CO2 sob a reação seguinte:

NaHCO3 + HCl NaCl + H2CO3 (H2O(aq) + CO2(g))

      1. Misturou-se 1 ml de Mg a 1 ml de HCl liberando o gás H2 sob a reação seguinte:

Mg(S) + 2HCl MgCl2 + H2(g)

3.4. Para observação das propriedades químicas de um composto:

3.4.1. Colocou-se 1 ml de CuSO4, K2CrO7, MgCl2, NaOH, Na2CO3 e de uma amostra desconhecida “x” em tubos de ensaio diferentes e acrescentou-se 1 ml de H2SO4 em cada um deles.

3.4.2. O procedimento foi repetido mudando-se o reagente por 1 ml de NH4OH.

As reações observadas foram:

H2SO4

NH4OH

CuSO4 (azul)

Azul

Azul

K2CrO7 (laranja)

Laranja

Amarelo

MgCl2 (incolor)

Incolor

Branco e liberação de gás

NaOH (incolor)

Liberação de gás

Incolor

Na2CO3 (incolor)

Incolor e liberação de gás

Incolor

Amostra Desconhecida

Incolor e liberação de gás

Incolor

As reações ocorridas foram:

CuSO4 + H2SO4 CuSO4 +H2SO4

CuSO4 + NH4OH Cu(OH)2 + (NH4)2(SO4)

K2CrO7 + H2SO4 H2Cr2O3 + K2SO4 + H2O

K2CrO7 + NH4OH KOH + NH4Cr2O7

MgCl2 + H2SO4 Mg(SO4)+ 2HCl

MgCl2 + NH4OH Mg(OH)2 + (NH4)Cl2

NaOH + H2SO4 Na(SO4)+ H2O + CO2

NaOH + NH4OH NaOH + NH4OH

Na2CO3 + H2SO4 Na2SO4 +H2CO3

Na2CO3 + NH4OH NaOH + NH4CO3

  1. Discussão dos resultados dos procedimentos:

4.1. Mudança de cor:

No 1º concluiu-se que não ouve uma reação química evidenciada pela mudança de cor da solução após a mistura do CuSO4 de coloração azul e do Fe2(SO4)3 de coloração amarronzada em um composto de cor verde porque a cor verde é resultante apenas da combinação de cores dos reagentes.

No 2º houve reação evidenciada pela mudança de cor da solução após a mistura do CuSO4 de coloração azul e do NH4OH incolor em um composto lilás.

4.2. Tipos de precipitado:

O 1º experimento apresentou reação evidenciada pela formação de um precipitado granular, o cloreto de prata.

O 2º experimento apresentou reação evidenciada pela formação de um precipitado do tipo finamente dividido, o sulfato de bário.

O 3º experimento apresentou reação evidenciada pela formação de um precipitado do tipo coloidal gelatinoso, o hidróxido de magnésio.

O 4º experimento apresentou reação evidenciada pela formação de um precipitado finamente dividido, o ácido tiossulfúrico.

4.3. Liberação de gás:

No 1º procedimento ao adicionar-se NaHCO3 a HCl observou-se a formação de NaCl e H2CO3 e este, por sua vez, transformou-se em H2O e CO2. Portanto ocorreu uma reação do tipo exotérmica evidenciada pela liberação de gás carbônico.

No 2º procedimento ao adicionar-se Mg a HCl observou-se a formação de MgCl2 e H2, portanto concluiu-se que ocorreu uma reação química evidenciada pela liberação de gás hidrogênio.

4.4. Propriedades químicas de um composto:

Objetivou-se nesse experimento a descoberta da amostra desconhecida através da comparação com os outros experimentos de forma a chegar à conclusão através das evidências de uma reação tais como liberação de gás e mudança de cor.

Na reações com CuSO4, um composto inicialmente azul, ao adicionar-se H2SO4, a solução ficou azul, e ao adicionar-se NH4OH o resultado foi o mesmo.

Nas reações com K2Cr2O7, um composto inicialmente laranja, ao adicionar-se H2SO4 a solução ficou laranja e ao adicionar-se NH4OH a solução ficou amarela.

Nas reações com MgCl2, um composto inicialmente incolor, ao adicionar-se H2SO4 a solução ficou incolor e ao adicionar-se NH4OH a solução ficou branca e liberou gás.

Nas reações com NaOH, um composto inicialmente incolor, ao adicionar-se H2SO4 a solução liberou gás e ao adicionar-se NH4OH a solução ficou incolor.

Nas reações com Na2CO3, um composto inicialmente incolor, ao adicionar-se H2SO4 a solução ficou incolor e liberou gás e ao adicionar-se NH4OH a solução ficou incolor.

Nas reações com a amostra desconhecida “x”, um composto inicialmente incolor, ao adicionar-se H2SO4 a solução ficou incolor e liberou gás e ao adicionar-se NH4OH a solução ficou incolor. Portanto através da comparação dos resultados experimentais concluiu-se que a amostra desconhecida “x” é o Na2CO3.

5. Conclusão:

Conclui-se que as reações químicas podem ser evidenciadas por mudança de cor, liberação de gás e formação de diferentes tipos de precipitado sendo a mais evidente a formação de precipitado devido à fácil visualização após alguns minutos e a mudança de cor. Quanto à liberação de produtos gasosos, esta não é tão facilmente identificada pelo observador devido à rapidez.

A amostra desconhecida encontrada foi Na2CO3.

6. Referências bibliográficas:

Disciplina: Química Geral I (Laboratório)

Professora: Nadja Ricardo

Assunto: Relatório da Prática nº 2 – Evidências de Reação

Aluna: Luana Franklin Amarante

Matrícula: 0322695

Curso: Engenharia de alimentos 2010.1

Abril - 2010

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