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Relatorio sobre reações quimicas...

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Relatório 2 - Reações Químicas Evidências macroscópicas da ocorrência de reações

Relatório para a disciplina de Química Experimental, das práticas realizadas no dia 7 de março de 2015.

Belo Horizonte, 14 de abril de 2015.

Introdução: Uma reação química ocorre quando certas substâncias (reagentes) sofrem transformações em relação ao seu estado inicial. Tais transformações consistem no rompimento das ligações entre átomos e moléculas e no restabelecimento das mesmas de outra maneira, originando compostos diferentes daqueles que se tinha anteriormente (produtos). Durante a reação, pode-se ocorrer transferência de elétrons entre as substâncias (oxi-redução) ou não. Geralmente é possível perceber evidências que indicam a ocorrência de reações, como a mudança de cor, a formação de precipitado, o desprendimento de gás, o aumento da temperatura, o odor característico, dentre outras. O estudo das reações químicas é de extrema importância, pois através dele podemos prever a reatividade de diversas substâncias, saber a viabilidade de uma transformação desejada, dentre outras aplicações. As equações químicas consistem em representações simplificadas das reações químicas. Nelas são representadas as substâncias a serem transformadas (reagentes) e as substâncias que foram produzidas (produtos). É importante também representar o estado físico no qual as substâncias se encontram e as condições nas quais a reação se processa. Toda reação obedece a uma proporção e ao Princípio da Conservação de Massa. Assim, a equação deverá estar devidamente balanceada, a fim de garantir que a massa dos reagentes seja equivalente à massa dos produtos.

Objetivo: Observar a ocorrência de algumas reações químicas comuns; perceber as evidências das transformações; equacionar corretamente as reações conhecendo-se previamente quais substâncias estão reagindo.

Materiais: Balança; Bico de gás; Fósforo; Pisseta; Frasco para resíduo; Tubos de ensaio; Tubos de vidro resistente; Conta-gotas; Garra; Vidros de relógio pequenos; espátula metálica; pinça metálica; Suporte para tubo de ensaio; Bastão de vidro; mufa; palitos de madeira; Béquer de 1L (1); Pinça de madeira; Proveta de 10mL.

Reagentes: Áciddo sulfúrico 0,1 mol L-1 e 3,5 mol L-1; Dióxido de manganês 0,1 mol L-1; Clorato de potássio; Magnésio em fita; Água oxigenada 10 volumes; Sódio metálico 0,1 mol L-1 Solução de permanganato de potássio 0,02 mol L-1; Solução de nitrato de prata 0,5 mol L-1 Solução alcoólica de Fenolftaleína 1%m/v; Ácido clorídrico 1 mol L-1; Água destilada.

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Procedimentos: 

Sistema KClO3 - MnO2

1. Mediu-se cerca de 0,5g de KClO3 na balança de precisão, logo após colocou-se a amostra em um tubo de ensaio; 2. Adicionou-se a um tubo de ensaio pequena quantidade de MnO 2 e misturou-se as duas substâncias; 3. Segurou-se o tubo de ensaio por um pinça de madeira, em seguida, aqueceu-se o tubo à chama do bico de gás; 4. Pegou-se um palito em brasa e o aproximou da boca do tubo de ensaio, observando o que ocorria à medida que um gás era liberado; 5. Após o resfriamento do tubo, adicionou-se 5,0 mL de água destilada medidos na proveta e agitou-se;

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Sistema KClO3 Repetiu-se os mesmos procedimentos descritos anteriormente para uma amostra de

0,5g de KClO3 - sem a adição de MnO2.

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Sistema Mg(s) Os procedimentos foram realizados conforme a página 23 da apostila de Química

Geral da UFMG - 1° semestre de 2015.

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Sistema Na(s) - H2O(l)

1. Colocou-se em um béquer, de 1L de capacidade, água de torneira até a metade de seu volume; 2. Para neutralizar a água, adicionou-se HCl; 3. Adicionou-se 5 gotas da solução alcoólica de fenoftaleína à agua do béquer; 4. Fixou-se a um suporte, um tubo de vidro resistente, que ficou com ,aproximadamente, 3cm de seu comprimento imerso na água; 5. Cortou-se um pequeno fragmento de sódio e o colocou no interior do tubo; 6. Esperou-se o sódio reagir com a água e, então, acendeu-se um palito de fósforo próximo ao tubo de vidro.

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Sistema H2O2 - KMnO4 - H2SO4

1. Adicionou-se cerca de 1 mL da solução de água oxigenada 10V em um tubo de ensaio; 2. Ao mesmo tubo adicionou-se também gotas de solução de KMnO4 0,02 mol/L; 3. Posteriormente foram adicionadas 3 gotas de H2SO4 3,5 mol/l.

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Resultados e Discussão: 

Sistema KClO3 - MnO2 e Sistema KClO3 Após aquecer o tubo de ensaio contendo o KClO3 (sólido branco) e o MnO2 (sólido

preto), e, após aquecer o tubo de ensaio contendo apenas o KClO 3, foram observadas evidências de que houve liberação de gás. Para constatar qual era o gás que estava sendo liberado em ambos os sistemas, aproximou-se um palito de madeira em brasa da boca do tudo. Percebeu-se, então, que o gás liberado pela reação que estava ocorrendo no tubo fez com que a chama revivesse. Assim, concluímos que o gás liberado se tratava do O 2, que é um gás comburente e, portanto, alimenta a combustão. A reação que ocorreu no tubo de ensaio contendo KClO3 e MnO2 foi: KClO3 (s) + MnO2 (s)

3/2 O2 (g) + KCl (s) + MnO2 (s)

Já para o tubo de ensaio que continha apenas o KClO3, a reação se deu da seguinte forma: KClO3 (s)

3/2 O2 (g) + KCl (s)

Ao adicionarmos água destilada ao tubo e depois filtrarmos a mistura, percebemos que um sólido preto ficou retido no tubo, tratando-se, portanto, do MnO 2. O líquido incolor colhido em outro tubo de ensaio se tratava de uma solução aquosa de KCl. Ao adicionar AgNO3 (aq) ao tubo, percebeu-se a formação de um precipitado branco, o AgCl. Assim, a reação ocorrida foi: KCl (aq) + AgNO3 (aq)

AgCl (s) + KNO3 (aq)

A reação do sistema que continha KClO3 e MnO2 ocorreu mais rapidamente do que a reação do sistema formado apenas pelo KClO3, o que foi observado pela intensidade da chama e pela maior velocidade com que a mesma foi alimentada no primeiro caso. O MnO 2 é um catalisador, ou seja, interferiu na velocidade da reação, tornando-a mais rápida. Isso acontece a partir da criação de um caminho alternativo para que a reação ocorra consumindo menos energia. De modo geral, os catalisadores facilitam a reação a partir da diminuição da energia de ativação. A composição química dos reagentes e a quantidade do produto da reação, bem como a variação da entalpia, não se alteram com o uso do catalisador.

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Sistema Mg(s) Inicialmente, a fita de magnésio (Mg) era sólida, pouco maleável e apresentava

coloração escura. Ao levarmos a fita à chama, após poucos segundos observou-se o início da combustão. Ao queimar a fita, pode-se observar a liberação de uma luz branca intensa e formou-se um pó branco fosco, o que evidenciou a ocorrência da reação. Como a fita de Mg estava em contato com o ar e a reação que ocorreu foi uma combustão, pode-se afirmar que foi o O2 (g) quem reagiu com o Mg, segundo a reação: Mg (s) + 1⁄2 O2 (g)

MgO (s)

Posteriormente, adicionou-se água e gotas de fenolftaleína ao pó branco (MgO(s)) formado na reação acima. Dessa forma, observou-se a mudança de coloração do sistema, que era incolor e adquiriu coloração rósea, indicando a formação de uma base. Assim, concluiu-se que havia Mg(OH) 2 na solução, o que confirma que o pó formado na queima da fita de Mg é o e MgO, já que este sendo um óxido básico que, ao reagir com a água, forma hidróxido segundo a reação: MgO (s) + H2O (l)

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Mg(OH)2 (aq)

Sistema H2O2 - KMnO4 - H2SO4 Ao adicionarmos ao tubo de ensaio contendo água oxigenada (incolor), uma solução

de KMnO4 (coloração roxa), observamos que a coloração da mistura se alterou para marrom. Além disso, houve também o desprendimento de O2(g) e a liberação de calor, evidenciando, assim, a ocorrência de uma reação química. Durante esta reação química houve a redução do Mn. O peróxido de hidrogênio, por sua vez, iniciou sua decomposição em água e gás oxigênio e liberando energia na forma de calor. Ao adicionarmos gotas de H2SO4 o meio ficou mais ácido, possibilitando a redução completa do Mn. Dessa maneira, o precipitado marrom deixou de existir, uma vez que ao final do processo o Mn obteve um estado de oxidação com Nox +2, o que o tornou solúvel em água. Portanto, passamos a ter apenas uma solução aquosa incolor. A equação final que representa a reação química é: 5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq)

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5 O2 (g) + 2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8 H2O

Sistema Na(s) - H2O(l)

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Depois de neutralizar a água na presença de fenoftaleína, adicionamos um pedaço de sódio metálico na parte interna do tubo de vidro resistente. Ao entrar em contato com a água, a reação iniciou-se instantaneamente. Percebemos que a coloração da água alterou-se de incolor para rosa, indicando, assim, a formação de uma base. No caso, como houve reação de sódio com água, a base possível de ser formada é o NaOH. Além disso, verificamos também que houve liberação de um gás inflamável, pois ao aproximarmos um palito de fósforo em chamas da extremidade superior do tubo, ocorreu explosões, até que não houvesse mais gás sendo liberado. Devido a esse fato, concluímos que o gás era o H2(g). A partir das observações descritas acima, concluímos que os produtos da reação do sódio com água são NaOH e H2. A reação do processo é representada pela seguinte equação: 2Na (s) + 2H2O (l) → 2NaOH (aq)+ H2 (g)

Conclusão: Observando as reações que ocorreram nos experimentos, assim como as evidências das mesmas, foi possível visualizar, na prática, como ocorre a transformação de uma substância em outra. Mudança de cor do sistema, formação de precipitado, liberação de gás, liberação de calor, etc., são algumas das evidências que comprovam que a reação química realmente ocorreu.As equações químicas possuem um papel fundamental, tanto na química teórica quanto na química experimental. Com a utilização delas, pode-se ter uma visualização mais clara dos acontecimentos e transmitir as informações necessárias com maior facilidade.

Referências: DEMICHELI, Cynthia Peres – PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL – Universidade Federal de Minas Gerais - Departamento de Química - ICEX SOUZA,

Líria

Alves

de.

Reações

químicas.

Disponível

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Acesso

em: em:

10/04/2015.

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