QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
Professor MSc. Pimentel/Tutora (Roseli) 1ª AULA PRÁTICA: REAÇÕES QUÍMICAS
1. OBJETIVOS
Caracterizar um fenômeno químico. Distinguir os tipos de reações químicas.
Reconhecer quando se processou uma reação química. 2. INTRODUÇÃO
Uma reação química é o fenômeno que permite um novo arranjo dos átomos para formarem substâncias diferentes dos reagentes. O aparecimento de uma nova substância com propriedades diferentes é uma indicação de que ocorreu uma reação química. Podemos observar variação de cor, formação de gases ou formação de produtos com diferentes solubilidades, como prova de transformações que ocorrem durante as reações. Além disso, é necessário considerar a quantidade de energia envolvida na reação. Uma reação que libera energia sob a forma de calor chama-se exotérmica e a reação onde ocorre absorção de energia na forma de calor e dita endotérmica.
O reconhecimento da reatividade química relativa dos elementos é útil para predizer o comportamento de algumas reações químicas. A série de reatividade relaciona os metais de acordo com suas reatividades químicas. A ordem do quadro 1 corresponde a facilidade com que os elementos são oxidados, ou seja, com que perdem elétrons. Os princípios gerais para utilização da série de reatividade são os seguintes:
a) A reatividade dos metais diminui da extremidade superior para a inferior, na série; b) O metal em seu estado elementar pode deslocar da solução todos os íons metálicos que
estão abaixo dele na série;
c) Os metais no estado elementar, com potencial de redução menor que o do hidrogênio, reagem com ácido em soluções liberando H2(g).
d) Os metais no estado elementar, com o potencial de redução maior que do hidrogênio, não liberam H2 e O2 dos ácidos.
e) Condições como temperatura e concentração podem afetar a posição relativa de alguns elementos.
Uma reação pode ocorre quando se mistura duas soluções e há a formação de uma substância pouco solúvel, pois esta tende a precipitar, separando-se da solução. O quadro 2 de solubilidade nos permite prever quais íons que, em solução aquosa, combinam-se para formar um precipitado de um composto pouco solúvel. A formação de gases leva também a caracterização de uma transformação química.
Uma comparação das forças relativas dos agentes oxidantes e redutores permitem-nos prever quando certas espécies iônicas em solução sofrem uma reação de oxi-redução.
Uma reação química pode ocorrer também mediante a ação de um agente físico como: calor, eletricidade e luz, o que leva a decomposição da substância com a formação de outros produtos.
Finalmente, outro aspecto é que certas substâncias quando colocadas em contato e em condições especiais reagem produzindo então, uma terceira substância cujo estágio de energia é menor que a dos reagentes.
Os fatores expostos acima são fundamentos do que se entende como os cinco principais tipos de reações químicas. Assim, a ordem de reatividade determina como será a reação de simples troca ou deslocamento; os valores de solubilidade das substâncias conduzem as reações de dupla troca; as forças relativas dos potenciais de oxidação determinam os agentes redutores
e oxidantes numa reação de oxi-redução; um determinado agente físico atuando sobre uma substância pode conduzir a uma reação de decomposição ou análise e o alcance de um estado de energia mais baixo pode determinar a ocorrência de uma reação de síntese.
A seguir, serão apresentadas reações que procuram evidenciar a ocorrência dos fatores citados. O aluno deverá estar atento às mudanças que acontecerão no sistema estudado, tentando identificá-las com o que lhe foi apresentado na parte teórica.
Ao final de cada reação, deverá haver, ainda, explicações adicionais dadas pelo professor, que poderá completar ou retificar as observações do aluno.
QUADRO 01. Potenciais padrões de redução (a 25°C) para a utilização nas reações de deslocamento ou simples troca.
Reações de meia célula E0 ( Volts)
𝑳𝒊(𝒂𝒒)+ + 𝒆̅ → 𝑳𝒊 (𝒔) 𝟎 -3,05 𝑲(𝒂𝒒)+ + 𝒆̅ → 𝑲 (𝒔) 𝟎 -2,925 𝑩𝒂(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑩𝒂 (𝒔) 𝟎 -2,91 𝑪𝒂(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑪𝒂 (𝒔) 𝟎 -2,76 𝑵𝒂(𝒂𝒒)+ + 𝒆̅ → 𝑵𝒂 (𝒔) 𝟎 -2,713 𝑪𝒆(𝒂𝒒)𝟑+ + 𝟑𝒆̅ → 𝑪𝒆 (𝒔) 𝟎 -2,48 𝑴𝒈(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑴𝒈 (𝒔) 𝟎 -2,37 𝑨𝒍(𝒂𝒒)𝟑+ + 𝟑𝒆̅ → 𝑨𝒍 (𝒔) 𝟎 -1,66 𝑽(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑽 (𝒔) 𝟎 -1,19 𝑴𝒏(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑴𝒏 (𝒔) 𝟎 -1,18 𝒁𝒏(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝒁𝒏 (𝒔) 𝟎 -0,763 𝑪𝒓(𝒂𝒒)𝟑+ + 𝟑𝒆̅ → 𝑪𝒓 (𝒔) 𝟎 -0,74 𝑭𝒆(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑭𝒆 (𝒔) 𝟎 -0,440 𝑪𝒓(𝒂𝒒)𝟑+ + 𝒆̅ → 𝑪𝒓 (𝒂𝒒) 𝟐+ -0,41 𝑪𝒅(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑪𝒅 (𝒔) 𝟎 -0,402 𝑵𝒊(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑵𝒊 (𝒔) 𝟎 -0,23 𝑺𝒏(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑺𝒏 (𝒔) 𝟎 -0,14 𝑷𝒃(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑷𝒃 (𝒔) 𝟎 -0,126 𝟐𝑯(𝒂𝒒)+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑯 𝟐(𝒈á𝒔) 0.00 𝑺𝒏(𝒂𝒒)𝟒+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑺𝒏 (𝒂𝒒) 𝟐+ +0,15 𝑪𝒖(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝒆̅ → 𝑪𝒖 (𝒂𝒒) + +0,15 𝑪𝒖(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝑪𝒖 (𝒔) 𝟎 +0,337 𝑶𝟐(𝒈)+ 𝟐𝑯𝟐𝑶(𝒍)+ 𝟒𝒆̅ → 𝑶𝑯(𝒂𝒒)− +0,401 𝑪𝒖(𝒂𝒒)𝟏+ + 𝒆̅ → 𝑪𝒖 (𝒔) 𝟎 +0,52 𝑰𝟐(𝒔)+ 𝟐𝒆̅ → 𝟐𝑰(𝒂𝒒)− +0,536 𝑭𝒆(𝒂𝒒)𝟑+ + 𝒆̅ → 𝑭𝒆 (𝒂𝒒) 𝟐+ +0,771 𝑯𝒈(𝒂𝒒)𝟐+ + 𝟐𝒆̅ → 𝟐𝑯𝒈 (𝒍) +0,792 𝑨𝒈(𝒂𝒒)+ + 𝒆̅ → 𝑨𝒈 (𝒔) 𝟎 +0,7994 𝑩𝒓𝟐(𝒍)+ 𝟐𝒆̅ → 𝟐𝑩𝒓(𝒂𝒒)− +1,087 𝑶𝟐(𝒈)+ 𝟒𝑯(𝒂𝒒)+ + 𝟒𝒆̅ → 𝟐𝑯𝟐𝑶(𝒍) +1,229 𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕(𝒂𝒒)𝟐− + 𝟏𝟒𝑯++ 𝟔𝒆̅ → 𝟐𝑪𝒓(𝒂𝒒)𝟑+ + 𝟕𝑯𝟐𝑶(𝒍) +1,33 𝑪𝒍𝟐(𝒈)+ 𝒆̅ → 𝟐𝑪𝒍(𝒂𝒒)_ +1,359 𝑨𝒖(𝒂𝒒)𝟑+ + 𝟑𝒆̅ → 𝑨𝒖 (𝒔) 𝟎 +1,50 𝑴𝒏𝑶𝟒(𝒂𝒒)− + 𝟖𝑯 (𝒂𝒒) + + 𝟓𝒆̅ → 𝑴𝒏 (𝒂𝒒) 𝟐+ + 𝟒𝑯 𝟐𝑶(𝒍) +1,51 𝑪𝒆(𝒂𝒒)𝟒+ + 𝒆̅ → 𝑪𝒆 (𝒂𝒒) 𝟑+ +1,66
QUADRO 02. Solubilidade em H2O para ser utilizado nas reações de dupla troca.
Ânions Regras Exceções
NO3-, NO2-, H3CCO2- (acetato) Solúveis
Cl-, Br-, I- Solúveis Ag+, Pb2+, Hg 22+, Cu+
SO42- Solúveis Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb+, Ag+, Hg22+
S2- Insolúveis H+, NH
4+, Be2+, alcalinos e alcalinos terrosos
OH- Insolúveis H+, NH4+, Sr2+, Ba2+ e alcalinos
PO43-, CO32-, SO32- Insolúveis H+, NH4+ e alcalinos
Outros ânions Insolúveis H+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH 4+
Considerações gerais
Uma reação química se baseia em uma transformação que envolve a mudança da estrutura da matéria, representando um fenômeno químico. Embora ocorra a nível microscópico, com mudança nos compostos e seus arranjos, muitas destas ocorrências podem ser percebidas pelos sentidos de diferentes formas, representando macroscopicamente estas transformações.
Assim, podem ser observadas: 1. Mudanças de cor da solução; 2. Surgimento de novas fases; 3. Formação de precipitado; 4. Turvação do sistema; 5. Formação de gases;
6. Resfriamento do meio reacional (Reação Endotérmica); 7. Aquecimento do meio reacional (Reação Exotérmica); 8. Liberação de odores, etc...
3 PARTE EXPERIMENTAL
3.1 REAÇÕES DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA A + BC → B + AC
Uma reação de simples troca ocorre quando reagem uma substância simples (formada por um único elemento químico) e uma substância composta (formada por mais de um tipo de elemento), originando uma nova substância simples e outra composta.
Dizemos que a substância simples “desloca” da substância composta uma nova substância simples. Por isso, ela também é chamada de reação de deslocamento.
3.1.1 Reagentes: Zinco e Ácido Clorídrico
a) Colocar em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de zinco em pó; b) Adicionar cerca de 2mL de solução de ácido clorídrico(HCl) 1M (1mL 20 gotas); c) Descreva o que observou;
d) Qual a equação química do processo?
3.1.2 Reagentes: Ferro e Sulfato de Cobre penta hidratado
a) Colocar em um tubo de ensaio uma pequena porção de ferro em pó (Fe(s));
b) Adicionar cerca de 2ml de solução de sulfato de cobre (CuSO4.5H2O) 0,5M;
𝑨𝒖(𝒂𝒒)+ + 𝒆̅ → 𝑨𝒖 (𝒔) 𝟎 +1,69 𝑴𝒏𝑶𝟒(𝒂𝒒)− + 𝟒𝑶𝑯−+ 𝟑𝒆̅ → 𝑴𝒏𝑶 𝟐(𝒔)+ 𝟐𝑯𝟐𝑶(𝒍) +2,65 𝑭𝟐(𝒈)+ 𝟐𝒆̅ → 𝟐𝑭(𝒂𝒒)− +2,87
c) Descreva o que observou;
d) Qual a equação química do processo?
3.1.3 Reagentes: Magnésio e Ácido Sulfúrico
a) Colocar, em um tubo de ensaio, uma pequena porção de magnésio (Mg(s));
b) Adicionar cerca de 2mL de solução de ácido sulfúrico(H2SO4) 1M;
c) Descreva o que observou;
d) Qual a equação química do processo? 3.1.4 Reagentes: Cobre e Ácido Clorídrico
a) Colocar, em um tubo de ensaio, um pouco de cobre em pó (Cu(s));
b) Adicionar cerca de 2mL de solução de ácido clorídrico(HCl) 1M; c) Descreva o que observou;
d) Explicar o porquê de suas observações. 3.1.5 Reagentes: Zinco e Ácido sulfúrico
a) Colocar em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de zinco em pó; b) Adicionar cerca de 2mLde solução de ácido sulfúrico(H2SO4) 1M;
c) Descreva o que observou;
d) Qual a equação química do processo? 3.2. Reações de Dupla Troca
AB + CD → AD + BC
Ela é proveniente da reação de dois reagente e forma dois produtos, ou seja, se duas substância compostas regirem dando origem a novas substâncias compostas recebem essa denominação.
As reações de dupla troca só ocorrem quando obedecem as seguintes condições: Um dos produtos (AD ou BC), quando comparado aos reagentes, deve se apresentar como alguma das formas abaixo:
1. Mais volátil (produz um gás);
2. Menos ionizado ou dissociado, tornando-se mais fraco;
3. Insolúvel (esta característica permite a formação de um precipitado ao final do processo)
3.2.1 Reagentes: Nitrato de Magnésio e Hidróxido de Sódio
a) Colocar em um tubo de ensaio, 20 gotas de solução de nitrato de magnésio Mg(NO3)2
0,1M;
b) Adicionar, gota a gota, solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,5M; c) Descreva o que observou;
d) Descreva a equação química do processo. 3.2.2 Reagentes: Nitrato de Magnésio e Sulfato de Sódio
a) Colocar, em tubo de ensaio, 20 gotas de solução nitrato de magnésio (Mg(NO3)2) 0,1M;
b) Adicionar, gota a gota, solução sulfato de sódio (Na2SO4) 0,1M;
c) Descreva o que observou;
d) Explique o porquê de suas observações. 3.2.3 Reagentes: Carbonato de Cálcio e Ácido Clorídrico
b) Adicionar gota a gota solução de ácido clorídrico(HCl) 1M; c) Descreva o que observou;
d) Escreva a equação química do processo. 3.2.4 Reagentes: Cloreto de Bário e Ácido Sulfúrico.
a) Colocar, em tubo de ensaio, 20 gotas de solução de cloreto de bário (BaCl2) 0,1M;
b) Adicionar, gota a gota, solução 1:1 de ácido sulfúrico (H2SO4);
c) Descreva o que observou;
d) Escreva a equação química do processo. 3.3. Reações de Oxidação – Redução
As reações de oxi-redução são aqueças em que há transferência de elétrons entre as espécies químicas envolvidas. Isso causa a variação do numero de oxidação (Nox).
3.3.1 Reagentes: Iodeto de Potássio, Cloreto Férrico e Tetracloreto de Carbono ou Clorofórmio. a) Colocar, em tubo de ensaio, 1mL de solução de iodeto de potássio (KI) 0,1M em 1mL de
água destilada;
b) Adicionar 1mL de solução de cloreto férrico(FeCl3) 0,1M;
c) Adicionar 5mL de tetracloreto de carbono (CCl4) ou Clorofórmio (CHCl3) e agitar
vigorosamente;
d) Descrever o que observou:
I. O que ocorreu quando foi misturada a solução de iodeto de potássio (KI) e a solução cloreto férrico (FeCl3).
II. O que ocorreu quando adicionou o CCl4 ou o CHCl3na mistura dos reagente
acima citados.
e) Pesquise e represente a equação química da reação do KI com o FeCl3.
3.3.2 Reagentes: Iodeto de Potássio, Dicromato de Potássio, Ácido Sulfúrico e Clorofórmio ou Tetracloreto de carbono.
a) Adicionar em um tubo de ensaio, 1mL de solução de iodeto de potássio(KI) 0,1M; b) Adicionar 5 gotas de solução Dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1M;
c) Adicionar 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4);
d) Medir 5,00 mL de CHCl3 ou CCl4 em proveta adicionar ao tubo de ensaio e agitar
vigorosamente;
e) Anotar o que observou:
I. Quando se misturou KI, K2Cr2O7 e H2SO4.
II. Quando se adicionou CCL4 ou CHCL3, a mistura das 3 substancia citadas acima.
f) Escrever a equação química da reação do KI, K2Cr2O7 e H2SO4.
3.3.3 Reagentes: Água Oxigenada na presença de Dióxido de Manganês.
a) Adicionar em um tubo de ensaio, 5mL de água oxigenada(H2O2) a 20 volumes;
b) Adicionar cerca de 0,5g (uma ponta de espátula) de Dióxido de Manganês(MnO2);
c) Prender o tubo de ensaio em uma pinça de madeira;
d) Observar a reação. Ao perceber a liberação do gás no tubo, colocar um palito de fósforo aceso na saída do tubo.
e) Descreva o que observou;
3.4. Reação Endotérmica
São reações que para se processarem precisam absorver calor. 3.4.1 Reagentes: Cloreto de Amônio e Hidróxido de Sódio.
a) Adicionar em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de cloreto de amônia(NH4Cl)
sólido;
b) Adicionar 2 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1M;
c) Observe a evolução da reação. Procure sentir a temperatura do tubo de ensaio tocando com os dedos.
d) Descreva o que aconteceu;
e) Escreva a equação química do processo. 3.5. Reação Exotérmicas.
São reações que para se processarem ocorre liberação de calor.
Esta reação deve ser feita obrigatoriamente na capela com o exaustor
ligado
3.5.1 Reagentes: Cobre sólido e Ácido Nítrico concentrado.
a) Adicionar em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de cobre sólido (Cu(s));
b) Adicionar 2 mL de ácido nítrico concentrado (HNO3);
c) Observe a evolução da reação. Procure sentir a temperatura do tubo de ensaio tocando com os dedos.
d) Descreva o que aconteceu;
e) Pesquise a reação do Cu(s) sólido com HNO3 concentrado e represente a equação
química.
3.6. Reação de Decomposição ou análise
As reações de análise também chamadas de reações de decomposição são aquela em que um reagente composto (formado por mais de um tipo de elemento), se decompõe por ação de um fator externo que pode ser luz, calor ou eletricidade. Se decompõem formando substancias simples ou substancia compostas de menos complexidade (menor quantidade de elementos combinados do que os que se combinaram na formação do reagente).
3.6.1 Reagentes: Clorato de Potássio na presença e Dióxido de Manganês.
a) Adicionar em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de Clorato de Potássio (KClO3)sólido;
b) Adicionar uma pequena quantidade de dióxido de Manganês (MnO2) sólido também em
pequena quantidade;
c) Aquecer em bico de Bunsen até que comece a liberação de gás;
d) Coloque um palito de fósforo aceso na saída do tubo e observe o que acontece na chama.
e) Descreva o que aconteceu.
RELATÓRIO DE REAÇÕES QUIMICAS
1) Represente as reações químicas ocorridas na parte experimental, devidamente balanceadas.
2) Defina os tipos de decomposição e exemplifique cada um. 3) Defina o que é precipitado em uma reação química.
4) Por que uma reação endotérmica necessita de absorção de calor?
5) Faça o balanceamento das reações de oxi-redução a baixo pelo método de oxi-redução, destacando o agente oxidante e o agente redutor, a substancia oxidada e a substancia reduzida.
a) KCl + MnO2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O
b) HNO3 + H3AsO3→ NO + H3AsO4 + H2O
c) K2Cr2O7 + HBr → KBr + CrBr3 + Br2 + H2O
d) CrCl3 + H2O2 + NaOH → NaCrO4 + NaCl + H2O
6) Represente as equações químicas iônicas das reações abaixo equilibradas, e indique quais os íons espectadores.
a) CuSO4(aq) + BaCl2(aq) → CuCl2(aq) + BaSO4(s)
b) Na3PO4(aq) + CaCl2(aq) → Ca3(PO4)2(s) + NaCl(aq)
c) Na2S(aq) + AgC2H3O2(aq) → Ag2S(s) + NaC2H3O2(aq)
7) Foi observada a ocorrência das seguintes químicas em solução: a) 2 Al(s) + 3 Cu+2(aq) →2 Al+3(aq) + 3 Cu(s) b) 2 Al(s) + 3 Fe+2(aq) → 3 Fe(s) + 2 Al+3(aq) c) Pb+2(aq)+ Fe(s) → Pb(s) + Fe+2(aq) d) Fe(s) + Cu+2(aq) → Fe+2 + Cu(s) e) 2 Al(s) + 3 Pb+2(aq) → 2 Al+3(aq) + 3 Pb(s) f) Pb(s) + Cu+2(aq)→ Pb+2(aq) + Cu(s)
Escreva os metais Al, Pb, Cu, Fe em ordem crescente da facilidade de oxidação.
8) Em cada um dos pares abaixo determine o metal que tem maior probabilidade de reagir mais rapidamente com uma solução aquosa de HCl.
I. Alumínio ou ferro II. Zinco ou níquel III. Cádmio ou Magnésio IV. Magnésio ou Cálcio
9) Complete e balanceie as seguintes equações: a) NaOH + CO2→
b) HCl + KCN → c) H3PO4 + Zn(OH)2→
d) Pb(NO3)2 + NaSO4→
