02-Relatório de Química - Aula 07 01
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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPECENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
FRANCISLENE DOS SANTOS BRITO PINHEIROJÉSSICA DA COSTA MOISÉS
JOSEANE SANTOS LIMALURIAN CICOTTI ALVES DE JESUS
WILKER DOS SANTOS NASCIMENTO
REAÇÕES QUÍMICAS
Trabalho apresentado ao curso superior em Engenharia Química, da Universidade Federal de Sergipe, sob orientação da professora Maria Elaine de Mesquita, como um do requisito parcial de avaliação da disciplina Química Experimental I, 1° Período 2011.
São Cristovão/SE2011
REAÇÕES QUÍMICAS
1- INTRODUÇÃO
Uma reação química é o processo de transformação constante da matéria, isto é, a
conversão de uma ou mais substancias em outras substâncias. Os materiais iniciais são
chamados de reagentes. As substancias formadas são chamadas de produtos. Uma equação
química balanceada simboliza as mudanças qualitativas e quantitativas que ocorrem em uma
reação química. Os coeficientes estequiométricos mostram os números relativos de mols dos
reagentes e dos produtos que tomam parte na reação. Uma reação química é representada por
flecha: Reagentes → produtos.
A quatro tipos principais de reações químicas que ocorrem em solução aquosa: Reações
de Precipitação ocorre quando duas soluções de eletrólitos fortes são misturadas e lês reagem
para formar um sólido insolúvel. Reação de Ácido-base, são aquelas em que íons H+ são
transferidos entre os reagentes. Reações de Oxirredução¸ aquelas nas quais elétrons são
transferidos entre os reagentes. E por último, Reação de Neutralização que é quando um
ácido reage com uma base para produzir um sal e água, o resultado da reação entre soluções
de um ácido forte e uma base forte é a formação de água a partir de íons hidrônio e íons
hidróxido.
De acordo com o número de substâncias que reagem e que são produzidas, as reações
podem ser classificadas em quatro tipos: A primeira é a Reação de síntese: São aquelas
representadas genericamente por A+B AB, onde AB podem ser substâncias simples ou
compostas, formadas a partir da combinação dos seus reagentes. Já a segunda é a 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 representa
do tipo AB → A+B, onde AB pode ser substância simples ou composta.
A Reação de Deslocamento ou Simples Troca, podendo ser considerada como a
terceira reação, 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.
E por último a quarta reação, a Reação de Dupla-troca, ocorre 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 consequência da oposição das cargas de cada elemento.
2- OBJETIVO
Detectar, de modo qualitativo, evidências de ocorrência ou não de uma reação química.
3- PARTE EXPERIMENTAL
3.1- Matérias e Reagentes
09 tubos de ensaio;
Estante para tubos de ensaio;
Espátula de metal;
Esponja de aço - “Bombril”;
Pêra;
Papel indicador universal (Papel de pH);
Pisseta de 250 mL;
Pipeta de 10 mL;
Pipeta de 05 mL;
Ácido Sulfúrico (H2SO4) a 0,1 mol/L;
Hidróxido de Sódio (NaOH) a 0,1 mol/L;
Cloreto de Amônio (NH4Cl);
Sulfito de Sódio (Na2SO3);
Ácido Clorídrico (HCl);
Sulfato de Cobre (CuSO4.6H2O);
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;
Mármore (CaCO3)
3.2- Procedimentos
Ao iniciar a prática, os tubos de ensaio a serem utilizados, foram todos colocados de
acordo com cada item, para um controle mais rígido de atenção. Quando os 09 tubos já se
encontravam na estante, o procedimento para a realização das reações químicas foi iniciado.
Tubo de Ensaio 01: Com uma pipeta de 05 mL, foram adicionados 01 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: Encostamos o papel de pH na solução presente no tubo, e logo em seguida tiramos e
observamos 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.
Conforme o exemplo da Figura 01 nos mostra.
Figura 01 - Indicador Universal
Tubo de Ensaio 02: Com uma pipeta de 10 mL foram adicionados 01 mL de Hidróxido
de Sódio (NaOH) a 0,1 mol/L. Com o devido procedimento realizado, o pH da solução foi
medido utilizando um papel indicador universal.
Tubo de Ensaio 03: A solução presente nos tubos 02 (NaOH) e 01 (H2SO4) foram
misturadas no tubo 03. Após a realização da mistura, o pH foi medido novamente.
Tubo de Ensaio 04: Utilizando uma espátula de metal foi colocada uma pequena
quantidade de Cloreto de Amônio (NH4Cl) e utilizando uma pipeta de 10 mL foram
adicionadas 02 mL de água destilada. O tubo foi agitado cuidadosamente e logo em seguida o
pH da solução foi determinado, utilizando o indicador universal.
Tubo de Ensaio 05: Utilizando novamente uma espátula de metal foi colocada uma
pequena quantidade de Sulfito de Sódio (Na2SO3) e utilizando uma pipeta de 05 mL foram
adicionadas 01 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 de Ensaio 06: Com uma espátula foram colocados fragmentos de Mármore no
tubo de ensaio e com uma pipeta de 05 mL foi adicionado um pouco de Ácido Clorídrico
(HCl) ao tubo de ensaio.
Tubo de Ensaio 07: Foi dissolvido um pouco de Sulfato de Cobre (CuSO4 . 6H2O) em
uma quantidade mínima de água possível e em seguida foi colocado uma pequena quantidade
de esponja de aço.
Tubo de Ensaio 08: Foi adicionado cerca de 02 mL de Sulfato Ferroso (FeSO4) no tubo
de ensaio, e para acidificar essa solução, foram adicionadas 05 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 de Ensaio 09: No tubo, foram colocados com uma pipeta de 05 mL, cerca 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. Logo após misturamos e ficamos observando a reação.
4- RESULTADOS E DISCUSSÃO
De acordo com os pHs obtidos nos procedimentos dos Tubos de Ensaio 01, 02 e 03,
podem ser explicados os resultados 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. Consequentemente, de acordo com o Tubo de Ensaio 01,
como o ácido sulfúrico (H2SO4) é um ácido forte apresentou um pH igual a 1. Enquanto que o
hidróxido de sódio (NaOH), conforme o Tubo de Ensaio 02, que é uma base forte, apresentou
o pH igual a 13, pois quanto maior o pH maior o caráter básico.
A mistura das soluções dos Tubos 01 e 02, no Tubo de Ensaio 03, podem ser
resumidas pela seguinte equação:
H2SO4(aq) + NaOH(aq) → NaHSO4(aq) + H2O(aq)
A reação acima pode ser considerada uma reação de Dupla-troca ou também pode ser
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 de Ensaio 04, ao se adicionar cloreto de amônio (NH4Cl) sólido a água
verificamos a seguinte reação:
NH4Cl(s) + H2O(aq) → NH4OH(aq) + HCl(aq)
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 5, uma vez que o (HCl) é um ácido forte atribuindo a solução um caráter
ácido.
No Tubo de Ensaio 05, ao se adicionar sulfito de sódio sólido (Na2SO3) a água
verificamos a seguinte reação:
Na2SO3(s) + 2 H2O(aq) → 2 NaOH(aq) + H2SO4(aq)
A reação acima pode ser classificada como Dupla-troca. Observou-se um pH igual a 10,
pois, embora tanto o hidróxido de sódio (NaOH) quanto o ácido sulfúrico (H2SO4) sejam
respectivamente base e ácido fortes, a uma maior proporção de hidróxido de sódio, conferindo
assim um caráter básico a solução.
Tubo de Ensaio 06, ao ser adicionado Ácido Clorídrico (HCl) 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(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(s) + H2O(aq) + CO2(g)
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 do Tubo de Ensaio 06, pode ser observado que houve liberação de
gás, uma das evidências laboratoriais de que houve uma reação química.
No Tubo de Ensaio 07, pode ser verificada a mudança de cor da esponja de aço e a
liberação de calor, uma vez que houve aquecimento do tubo.
A reação que ocorreu no Tubo de Ensaio 07 pode ser observada abaixo:
Cu2+ + Fe0 → Cu0 + Fe2+
Neste processo o cátion Cobre captura dois elétrons convertendo-se a Cobre Metálico.
Os dois elétrons são cedidos pelo ferro que é convertido em cátion Ferro, de onde pode-se
concluir que o Ferro é um redutor mais poderoso que o Cobre e, portanto, que o cátion Ferro é
um oxidante mais fraco que o cátion Cobre. Esta é mais uma reação de Óxido-redução. A
coloração inicialmente azulada do líquido é provocada pelo cobre em suspensão na água. É
interessante notar que aparentemente todo o pedaço da esponja de aço foi consumido na
reação, durante o tempo observado, ficando com uma aparência enferrujada e mudando a
coloração do líquido. Observe abaixo o exemplo na figura 02.
Figura 02
No Tubo de Ensaio 08, foram colocados 02 mL de soluções de sulfato ferroso
(FeSO4), diluído em uma quantidade mínima de água possível. Logo em seguida, foram
adicionados 03 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado. Com isso, a solução tornou-se
mais clara, do que a coloração verde pálida do sulfato ferroso. Além disso, foi observada
também a liberação de calor, através do aquecimento do tubo.
Em seguida ao serem adicionados 05 gotas de permanganato de potássio (KMnO4), que
tem cor violeta-vermelha profunda, observou-se outra mudança na coloração, tornando-se
gradativamente incolor. A equação abaixo ilustra a reação:
2 KMnO4(aq) + 10 FeSO4(s) + 8 H2SO4(aq) → 2 MnSO4(aq) + 5 Fe2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(aq)
Observamos que 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. A cada adição de uma gota de permanganato de
potássio, mais íons ferrosos são oxidados. Mas, se ficarmos adicionando gotas de
permanganato de potássio, 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.
Tubo de Ensaio 09, ao misturar 01 mL de Nitrato de Prata (AgNO3) com 01 mL de
Cloreto de Sódio (NaCl), notamos uma diferença na temperatura da mistura, ocorrendo uma
Reação de Precipitação, ou seja, “Precipitado”. A equação abaixo ilustra a reação:
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
Os sais de 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. Observe abaixo o exemplo na figura 03.
Figura 03
5- CONCLUSÃO
Baseados nos resultados, pode-se dizer que a matéria encontra-se em constantes
transformações. Sob a ação de agentes, a matéria pode sofrer alterações em seu estado físico
ou químico. Portanto, reações químicas é o processo pelo qual átomos ou grupos de átomos
são redistribuídos, resultando em mudança na composição molecular das substâncias. Através
dos experimentos realizados, os vários itens com os seus respectivos resultados teóricos no
aprendizado da Química, foram observados, como a liberação ou absorção de calor em uma
reação, formação de precipitados, formação de novos compostos, mudança de cor e mudanças
no pH. Adquiriu-se assim um valioso treinamento para análise de uma reação, buscando os
indícios e características que ilustram as reações envolvidas, e absorveram-se conceitos sobre
Reações Químicas com a observação prática dos vários e diferenciados experimentos.
6- REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ALCIDES, Ohlweiler. Química Analítica I. 2ª ed. Rio de Janeiro: EDITORA S.A, 1976.
BRAGA, Edson D. S. Curso de Química - Reações Químicas. Volume 01. Editora
Hamburg LTDA.
ELIAS, Joseph Benabou; RAMANOSKI, Marcelo. Química. 1ª ed. Editora Atual, 2003.
J. Usberco; E. Salvador. Química. 5ª ed. São Paulo: Editora Saraiva, 2002.
P. Atkins; L. Jones. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio
Ambiente. Tradução: Ricardo Bicca de Alencastro, 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
T.L. Brown; H.E. Lemay; B.E. Bursten. Química: a Ciência Central. Traduzido: Robson
Mendes Matos, 9ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.