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.