Relatório Reações Químicas PDF

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Trabalho prático com relatório sobre reações químicas....

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UNIVERSIDADE DE CAXIAS DO SUL Henrique Tramontina

REAÇÕES QUÍMICAS

BENTO GONÇALVES 2013

1 INTRODUÇÃO As reações químicas são processos que transformam

uma ou mais

substâncias, chamadas reagentes, em outras substâncias, chamadas produtos. Em uma

linguagem

mais

acadêmica,

dizemos

que

uma

reação

química

promove mudança na estrutura da matéria. Envolvem mudanças relacionadas nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão entre dois tipos de isômeros. Uma reação muito comum é a que envolve substâncias inorgânicas tais como: Ácidos, Bases ,Sais e Óxidos. Uma das muito utilizadas e observada é a reação de neutralização podendo ser total ou parcial no qual envolve um ácido e uma base e os seus respectivos produtos serão teoricamente um sal e uma água. Os reagentes podem ser tanto substâncias simples, quanto substâncias compostas, mas o produto sempre será "mais composto" do que as substâncias que o originou. Tipos de reações químicas: Reação de Síntese ou Combinação Direta: É uma reação química em que dois ou mais reagentes dão origem a um só produto, obedecendo à Lei de Conservação das Massas, Lei de Lavoisier. Estas reações são também conhecidas como reações de composição ou de adição. Reação de Decomposição: É uma reação onde um composto químico se decompõe em duas ou mais substâncias. Se a decomposição necessitar de uma fonte de calor, a mesma será chamada de decomposição térmica. Reação de Simples Troca: É uma reação onde existem dois reagentes e dois produtos, sendo que um reagente é um elemento químico e o outro é um composto, e entre os produtos há igualmente, um elemento e um composto. Reação de Duplas Troca: É a reação onde dois reagentes trocam seus radicais para formar dois novos produtos. Para que a reação efetivamente ocorra , os produtos devem ser mais estáveis que os reagentes.

2 MATERIAL E MÉTODO 2.1 ATIVIDADES EXPERIMENTAIS 2.1.1 Determinação do pH de soluções: → Utilizando 8 tubos de ensaio, determinar o pH de cada solução usando o papel universal e observar a coloração dos indicadores; → Apresentar a tabela completa, destacando a aplicação de indicadores, ácidos e bases na indústria. 2.1.2 Reações de síntese: → Colocar uma pitada de CaO em um tubo de ensaio e adicionar água destilada. Agitar e filtrar → Em seguida, como um canudinho de refrigerante, soprar dentro do líquido do tubo de ensaio por 30 segundos. Observar o que ocorre; → Equacionar a reação ocorrida. Descrever as observações. 2.1.3 Reações de simples troca ou deslocamento: → Colocar em um tubo de ensaio um pequeno pedaço de "Bombril" e após adicionar 1 mL de solução de CuSO4 0,5M. → Observar o que ocorre. Equacionar a reação ocorrida. 2.1.4 Reações de decomposição ou análise: → Em um tubo de ensaio colocar 2 mL de água oxigenada e após, acrescentar um pedaço de batata descascada. →Observar o que ocorre. Equacionar a reação ocorrida. Questionamentos: a) Qual o gás obtido? 2.1.5 Reação de dupla troca: 2.1.5.1 Este experimento reproduz um processo importante realizado nas estações de tratamento de água, ou mesmo em piscinas (floculação), através de uma reação de dupla troca. → Adicionar 50mL de água suja em um Béquer de 150mL;

→ Acrescentar 2 pontas (pequenas) de espátula de Al 2(SO4)3 e aditar até dissolver; →Agitar e aguardar 10 minutos; → Observar, anotar e explicar. Descrever o processo de obtenção de água potável. 2.1.5.2 → Em um tubo de ensaio colocar 1mL de solução de sulfato de cobre 0,1M e após adicionar 1mL de uma solução de NaOH 1mol/L; → Observar o que ocorre. Equacionar a reação ocorrida. 2.1.5.3 → Em um tubo de ensaio colocar 5mL de solução de nitrato de prata e após adicionar 1mL de uma solução de cloreto de sódio 0,1mol/L; → Observar o que ocorre. Equacionar a reação ocorrida.

2.1.6 Reações de oxi-redução: →Em 4 tubos de ensaio adicionar 2mL de cada solução e o metal, segundo o esquema. Questionamentos: a) Equacione cada reação acima, destacando as reações de oxidação e redução, quando houver. b) Destaque a importância do conhecimento de reações redox no cotidiano do Engenheiro.

2.1.7 Reações entre ácidos e metais: → Em 6 tubos de ensaio, adicionar as soluções ácidas e posteriormente, os metais previamente limpos. Cronometrar o tempo de reação.

Questionamentos: a) Observar o ocorrido em cada tubo de ensaio e justificar as diferenças entre os tempos de reação. b) Equacionar as reações. 2.1.8 Reação exotérmica: 2.1.8.1 → Colocar 3mL de uma solução de HCl 2mol/L em um tubo de ensaio. Medir sua temperatura com um termômetro e anotar. 2.1.8.2 → Colocar 3mL de uma solução de NaOH 1mol/L em um tubo de ensaio; → Medir sua temperatura com um termômetro e anotar; → Misturar as duas soluções em um dos tubos de ensaio, agitar e em seguida medir a temperatura final; → Equacionar a reação obtida. 2.1.9 Reação endotérmica: 2.1.9.1 → Colocar 3mL de água em um tubo de ensaio; → Medir a temperatura e anotar. 2.1.9.2 → Colocar uma espátula de tiossulfato de sódio no tubo de ensaio, agitar; → Medir a temperatura e anotar.

3 RESULTADOS E DISCUÇÃO 3.1 Reações Químicas 3.1.1 Determinação do pH de soluções: Conforme ordem do procedimento experimental do polígrafo de laboratório de química aplicada, foi observada as colorações apresentadas pelas soluções e completada a tabela a seguir. pH

fenolftaleína

Alaranjado de metila

Água da torneira

5

Branco

Laranja

Leite de magnésia (solução comercial de Mg(OH)2

10

Rosa

Amarelo

NaOH 0,1M

14

Rosa

Laranja

HCl 0,1M

1

Branco

Vermelho

Fonte: instruções para relatório Disciplina Química Básica e Experimental.

3.1.1.1 Aplicação de Ácidos, Bases e indicadores na Indústria: Alguns exemplos da aplicação de ácidos na indústria são,na Indústria Petroquímica, nas indústrias que fabricam papel, corantes e baterias de automóveis, é a do

Ácido Sulfúrico(H2SO4), por exemplo, é muito usado por ser altamente

corrosivo. Já o Ácido Fluorídrico por exemplo é muito usado para gravar sobre o vidro, pois ele tem a capacidade de corroer o vidro, e por isso é armazenado em frascos de Polietileno. Um exemplo de onde ele é usado é a numeração na parte inferior dos vidros dos automóveis. Algumas aplicações de bases são como por exemplo o uso do Hidróxido de Sódio (NaOH) que é utilizado para a purificação de derivados do petróleo, de óleos vegetais e na fabricação de papel, celulose, tecidos e corantes. Os indicadores são usados por exemplo em empresas que necessitam de tratamento de líquidos pois é preciso tornar neutro o pH da água antes de descartala, logo torna-se necessário o uso de um medidor de pH e de determinado ácido ou base para equilibrar o pH do liquido.

3.1.2 Reações de síntese Foi adicionado uma pitada de CaO em um tubo de ensaio, e após isso, adicionado água destilada. Obteve-se como resultado uma única solução incolor, Ca(OH)2. Após assoprar nota-se a mudança da coloração do liquido, de incolor para branco, isto ocorreu devido a adição de gás carbônico produzido pela nossa respiração reagindo com o cátion Ca. Ou seja, com a hidratação do óxido de cálcio chega-se ao hidróxido de cálcio e a reação entre este e o gás carbônico leva à formação do carbonato de cálcio, como mostra a reação a seguir: CaO(s) + H2O → Ca(OH)2(s). Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O.

FIGURA 1 ─ Reação entre hidróxido de cálcio e gás carbonico. Fonte: Figura disponivel em http://laboratoriodecienciassantamarina.blogspot.com.br/ . Acessado em: 20/05/2013.

3.1.3 Reação de simples troca ou deslocamento Conforme o procedimento do polígrafo de laboratório de química aplicada, coloca-se em um tubo de ensaio um pequeno pedaço de "Bombril" e após adicionase 1mL de solução de CuSO4 0,5M. Ao mergulhar o "Bombril" em uma solução de sulfato de cobre, ele é revestido com metal vermelho de cobre, e a presença de ferro (ΙΙ) pode é detectada na solução. O ferro metálico doa elétrons aos íons de cobre (ΙΙ).

O ferro (Fe) oxida-se a Fe²+, ou seja, ele perde dois elétrons, e o cobre (Cu² +) é reduzido a Cu, ou seja, ganha dois elétrons, conforme mostra a reação abaixo: Fe(s) + CuSO4(l) → Cu(s) + FeSO4(aq).

FIGURA 2 ─ O antes e depois da reação entre Fe e CuSO4. Fonte: Figura disponivel em: http://www.ebah.com.br/content/ABAAABgzwAG/relatorio-experimento9-eletroquimica. Acessado em 20/05/2013.

3.1.4 Reações de decomposição ou análise A água oxigenada é um poderoso agente oxidante, muito utilizada para fazer o branqueamento da polpa de papel e de artigos têsteis. A ação do peróxido de hidrogênio como alvejante provém de sua capacidade de oxidar e destruir pigmentos, incluindo a melanina responsável pela cor dos cabelos negros, castanhos e louro. Uma vantagem desse composto com relação a outros agentes alvejantes, como o gás cloro, é que seus produtos de decomposição são o oxigênio e a água, que não são poluentes. A água oxigenada é muito utilizada para limpar ferimentos. No sangue existe uma enzima chamada catalase, que acelra a decomposição da água oxigenada, conforme ilustra a equação abaixo:

2H2O2

2H2O + O2

A produção do gás oxigênio durante a decomposição da água oxigenada resulta na formação de uma espuma característica sobre os ferimentos, que acaba

matando as bactérias anaeróbicas presentes na ulceração, tornando-a mais asséptica. (D.J. Maia / J.C. de A. Bianchi.,2007) Conforme procedimento experimental do polígrafo de laboratório de química aplicada, nota-se que ocorreu um desprendimento de gás oxigênio caracterizado pela efervescência do líquido dentro do tubo de ensaio . Através do aparecimento do gás oxigênio percebe-se que a água oxigenada sofre decomposição. A reação ocorre instantaneamente por que a batata contém uma enzima, a catalese, que faz com que a reação se acelere. Essa é uma características dos catalisadores, e a batata é um deles. A reação do procedimento é: 2 H2O2(l) → 2 H2O + O2(g).

FIGURA 3 ─ Desprendimento de gás oxigênio da reação entre a batata e a água oxigenada. Fonte: Figura disponivel em: http://chemical-effects.blogspot.com.br/2012/02/questionario-doexperimento-da-batata-e.html. Acessado em 20/05/2013.

3.1.5 Reações de dupla troca 3.1.5.1 Conforme procedimento experimental do polígrafo de laboratório de química aplicada, observa-se que os elementos formam uma mistura heterogênea, O Al(OH)3, que é um precipitado coloidal gelatinoso, se deposita no fundo do Béquer e arrasta consigo as impurezas sólidas.Nas estações de tratamento de água, as comportas se abrem na base dos tanques e para eliminação do corpo de fundo, nas piscinas suga-se o material do fundo com aspiradores. Podemos dizer que correu uma reação de dupla troca com o Al2(SO4)3 + Ca(OH)2 tornando-se Al(OH)3 + CaSO4. O Al(OH)3 depositou-se no fundo levando consigo as impurezas contidas na água. Após todo esse procedimento, como citado exemplos acima, se filtrarmos a água, ela ficará própria para o consumo. A reação é a seguinte: Al2(SO4)3 + Ca(OH)2 → 2 Al(OH)3(s) + CaSO4.

FIGURA 3 ─ Decantação da água. Fonte: Figura disponível em: http://pesagruparcozelo.blogspot.com.br/. Acessado em 20/05/2013.

3.1.5.2 Conforme procedimento experimental do polígrafo de laboratório de química aplicada foi possível observar que a solução se tornou azul após ser misturada, pois o Sulfato de Cobre (CuSO4), é solúvel em água, dando uma solução azul e o Hidróxido de Sódio (NaOH), também é solúvel em água, mas como o Hidróxido de Cobre (Cu(OH)2) é insolúvel, ele precipita-se, e esse precipitado tem uma coloração azulada em função do Hidróxido de cobre (Cu(OH) 2). A equação da reação é a seguinte:

CuSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cu(OH)2.

FIGURA 4 ─Reação entre sulfato de cobre e hidróxido de sódio. Fonte: Figura disponível em: http://ufsjquimica.blogspot.com.br/2010/06/reacoes -inorganicas.html Acessado em 20/05/2013.

3.1.5.3 Conforme ordem do procedimento experimental do polígrafo de laboratório de química aplicada, observa-se que 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. 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.

AgNO3 + NaCl→ AgCl+ NaNO3.

FIGURA 5 ─ Precipitação do sal Cloreto de Prata. Fonte: Figura disponível em http://vinstan.wikispaces.com/Final+Project++Gravimetric+Estimation+of+Chloride+Ions. Acessado em 20/05/2013.

3.1.6 Reações de oxi-redução As reações redox formam a terceira das classes principais das reações químicas. Elas são extraordinariamente versáteis. Muitas reações comuns, como a combustão, a corrosão, a fotossíntese, o metabolismo dos alimentos e a extração de metais de minérios parecem completamente diferentes, mas, ao examinar essas reações ao nível molecular, sob a óptica de um químico, pode-se ver que elas são exemplos de um único tipo de processo. (ATKINS; JONES, 2006, p. 92).

Conforme ordem do procedimento experimental do polígrafo de laboratório de química aplicada, foi observada as reações apresentadas pelas soluções e completada a tabela a seguir. Solução

Metal

Observações e reação

CuSO4

Cu

Não foi notada nenhuma alteração entre o Sulfato Cúprico e o Cobre. Isso se deu, pois os dois cátions são o mesmo elemento, tendo assim tem a mesma reatividade.

CuSO4

Mg

Ocorreu efervescência e formação de

pequenas quantidades de uma substância

vermelha (Cu), sendo o metal (Mg)

decomposto. Isso aconteceu porque o

Magnésio é mais reativo que o cobre, formando Sulfato de Magnésio. CuSO4

Zn

Notou-se uma coloração preta que se dispersa na solução, indicando a oxidação do metal. A reação ocorre, pois o Zinco é mais reativo que o Cobre, deslocando-o e formando o Sulfato de Zinco.

ZnSO4

Fe

Notou-se o metal (Fe) avermelhou-se, o que indica que houve formação de Cobre envolta do mesmo. Esta reação ocorreu devido ao fato do Ferro ser mais reativo que o Cobre, formando Sulfato Ferroso. Fonte: instruções para relatório Disciplina Química Básica e Experimental.

Questionamentos: Reações das soluções do procedimento experimental do polígrafo de laboratório de química aplicada. CuSO4 + Cu → CuSO4 + Cu. CuSO4 + Mg → MgSO4 + Cu.

Mg = Redutor Cu = Oxidante

CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu.

Zn = Redutor Cu = Oxidante

ZnSO4 + Fe → ZnSO4 + Fe. As reações de óxido-redução estão presentes em vários objetos do nosso diaa-dia, como por exemplo na bateria do celular, normalmente de níquel-cádmo, a reação de redox é que fornece energia para o aparelho funcionar. Em geral podemos observar nas p ilhas, baterias de automóveis, mas também através da oxiredução podemos explicar a química envolvida nas lentes fotossintéticas dos óculos de sol, no combate a corrosão quando pintamos grades de ferro, ou galvanizamos os pregos, no recobrimento com ou prata utilizando a eletrodeposição nos circuitos de computadores entre outras reações do cotidiano dos Engenheiros em geral. 3.1.7 Reações entre ácidos e metais Conforme ordem do procedimento experimental do polígrafo de laboratório de química aplicada, em 6 tubos de ensaio, foram adicionadas soluções ácidas e posteriormente, os metais previamente limpos. Foram feitas observações e cronometrados os tempos de reação como mostra a tabela a seguir: Solução ácida

Metal

Observações

HCl 0,1M

Mg

É exotérmico e se dissolveu por completo em 10 minutos.

HCl 0,5M

Mg

Liberou Oxigênio logo após por o Magnésio em contato com com a soluçao.É exotérmico e se dissolveu por completo em 2 minutos.

HCl 2M

Mg

Se dissolveu por completo em 1 minuto.

CH3COOH 0,1M

Mg

Se dissolveu parcialmente em 20 minutos.

CH3COOH 0,5M

Mg

Formou-se bolhas de vapor, sua coloração ficou branco e se dissolveu parcialmente em 10 minutos.

CH3COOH 1M

Mg

A solução esquentou o tubo de ensaio, sua coloração ficou branco e e dissolveu por completo em 2 minutos.

Fonte: instruções para relatório Disciplina Química Básica e Experimental.

O comportamento das soluções geralmente depende não só da natureza dos solutos, mas também de suas concentrações. Os cientistas usam o termo concentração para designar a quantidade de soluto dissolvida em uma determinada quantidade de solvente ou solução. O conceito de concentração é intuitivo: quanto maior a quantidade de soluto dissolvido em certa quantia de solvente, mais concentrada a solução resultante. Em química normalmente precisamos expressar as concentrações de soluções de forma quantitativa. (Brown / Lemay / Bursten., 2005) O tempo varia de reação para reação, nas reações com ácidos de maior concentração, como por exemplo de 1M, o Mg dissolveu-se antes do que na concentração com 0,1M. Reações das soluções: Mg(s) + 2HCl(l) → MgCl2(l) + H2. 2 H3COOH + Mg(s) → Mg(H3COO)2 + H2.

3.1.8 Reação exotérmica Uma reação exotérmica é uma reação química cuja energia total (entalpia) dos seus produtos é menor que a de seus reagentes, ou seja, ela libera energia (o que se dá na forma de calor). (BACCAN., 1985) Conforme ordem do procedimento experimental do polígrafo de laboratório de química aplicada, colocou-se 3mL de HCl 2mol/L em um tubo e sua temperatura era de 18ºC. Depois, colocou-se 3mL de uma solução NaOH 1 mol/L em um tubo de ensaio, foi medida sua temperatura com um termômetro, e sua temperatura foi de 18ºC. As duas soluções foram misturadas em um mesmo tubo e este foram agitadas. Foi constatado que a temperatura aumentou 1 ºC, ou seja, era de 19ºC. Isso ocorreu pois, esse tipo de reação (exotérmica) possui energia negativa, quando a entalpia total é comparada entre os produtos e os reagentes, faz com a que a entalpia seja também negativa mostrando que a liberação de energia (em

forma de calor) foi maior. Sendo assim, a temperatura inicial dos reagentes é sempre maior do que a final dos produtos. NaOH + HCl → NaCl + H2O

3.1.9 Reação endotérmica Uma reação endotérmica é uma reação química cuja energia total (entalpia) dos seus produtos é maior que a de seus reagentes, ou seja, ela absorve energia (na forma de calor). (BACCAN., 1985) Conforme procedimento experimental do polígrafo de laboratório de química aplicada, foi colocado 3mL de água em um tubo de ensaio, sua temperatura foi medida e constatou-se que estava a 18 oC. Logo após, foi adicionado, com uma espátula, Tiossulfato de Sódio ao mesmo tubo de ensaio, sua temperatura foi medida e constatou que a solução estava com temperatura de 14oC. Essa mudança de temperatura ocorreu pois, as reações endotérmicas possuem o balanço energético positivo (se comparado à energia entalpia). Fazendo com que essa variação de energia possua um sinal positivo (+ΔH) indicando maior absorção de energia, sempre em forma de calor. Sendo assim, a temperatura dos reagente...