Relatório 2 - Reações Químicas

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Relatório Química Geral Experimental 
 
Alunos: Arthur Fonseca Luciano 
Jéssica Santana Pires 
João Pedro de Abreu Salatiel 
Prof.: Luiz Otávio 
Turma: Quinta/17h (PU6A) 
 
 Aula 3 – Reações Químicas 
 
Introdução: 
As reações químicas podem ser definidas como uma reorganização de átomos 
de diferentes reagentes transformando-se em novas substâncias, os chamados 
produtos da reação. As reações podem ser observadas em diversas situações 
de nosso cotidiano, como por exemplo: a queima de combustíveis e as reações 
metabólicas de nosso corpo. 
É possível observar a ocorrência de reações através da mudança de cor do 
sistema, da liberação de gás, da formação de precipitado. Através das 
experiências feitas nessa aula, pudemos presenciar esses acontecimentos. 
 
Objetivos: 
Apresentar ao aluno os tipos mais comuns de reações químicas e as 
características que comprovam o acontecimento dessa reação. 
 
 Procedimento 1 – Sistema KClO3 / Sistema KClO3 + MnO2 
- Em um tubo de ensaio foi colocado a quantidade de 0,5g de KClO3 puro, que 
foi obtido através da aferição em uma balança, com o auxilio do papel de fita. 
Em um outro tubo de ensaio, essa mesma quantidade de KClO3 (clorato de 
potássio - sólido branco) foi colocada, juntamente com uma pequena quantidade 
de MnO2 (dióxido de manganês - sólido preto). 
- Com os dois sistemas preparados nos diferentes tubos de ensaio, um palito foi 
colocado no bico de gás, para que formasse brasa. Logo depois, o tubo de 
ensaio do sistema KClO3 foi colocado na chama para aquecê-lo e 
simultaneamente o palito em brasa foi colocado na extremidade do tubo, e assim 
observamos os resultados obtidos. 
- Num segundo momento, o mesmo foi feito com o tubo de ensaio com o sistema 
KClO3 + MnO2. 
 
- Após o resfriamento dos tubos, adicionados 5mL de água destilada em cada 
um e agitamos a mistura. Após isso, aguardamos a decantação. 
- Depois da decantação, com o auxílio de um conta-gotas retiramos a solução 
límpida transparente que havia nos tubos e transferimos para novos tubos de 
ensaio, e em cada um destes adicionamos 2 gotas da solução de nitrato de prata 
(AgNO3) 0,5 mol/L. Observamos os resultados obtidos. 
- Ao final do experimento, os resíduos foram descartados nos recipientes 
apropriados. 
Resultados e discussão: 
 Sistema KClO3: 
2KClO3(s) + calor → 2KCl(aq) + 3O2(g) 
 Sistema KClO3 + MnO2: 
2KClO3(s) + MnO2(s) + calor → 2KCl(aq) + 3O2(g) 
O primeiro sistema produziu um produto de cor rosa claro e formou gás que 
alimentou levemente a brasa. O segundo sistema formou um produto cinza que 
também formou gás, porém, nesse sistema a chama foi alimentada de forma 
mais eficaz. 
Quando adicionada água destilada, o primeiro sistema formou um precipitado 
rosa + solução incolor. Enquanto no segundo sistema houve uma turvação preta. 
No terceiro momento, em que se adiciona 2 gotas de nitrato de prata 0,5 mol/L 
(AgNO3) às soluções, houve a formação de um novo precipitado, evidenciando 
a reação química em ambos. A reação tem como reagentes o KCl (produto da 
reação anterior) e o AgNO3. 
KCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq) 
O AgCl (cloreto de prata) é o precipitado branco formado na reação, ocorreu em 
ambos os tubos, além disso, a parte líquida continha turvação. 
Ao final da observação dos dois tubos, foi possível entender que a reação 
ocorrida foi a decomposição do clorato de potássio com a formação de gás 
oxigênio, que por ser um gás comburente, alimentou a chama do palito em brasa. 
O dióxido de manganês presente no segundo sistema, teve papel fundamental 
de catalisador, deixando assim a reação mais rápida, o que foi evidenciado pela 
diferença na chama, no tempo para que ela se intensificasse e na formação de 
gás mais rapidamente. 
 
 Procedimento 2 – Sistema Mg + O2 
- Com o auxílio de uma pinça metálica, colocamos um pedaço de fita de 
magnésio em contato com a chama de um bico de gás. 
- Ao observamos o início da reação de combustão, retiramos a fita de perto do 
bico de gás e colocamos o vidro de relógio acima da fita, para recolher o pó 
formado na reação. 
- Após isso, adicionamos algumas gotas de água juntamente ao pó e logo depois 
foi colocada algumas gotas de fenolftaleína. Os resultados foram observados. 
Resultados e discussão: 
O pedaço de fita de magnésio tem como características a cor cinza e uma 
pequena espessura. Quando exposta à chama do bico de gás, aconteceu uma 
reação de combustão, formando um pó branco que ficou retido no vidro de 
relógio. Segue a reação: 
Mg(s) + 1 2ൗ O2(g) → MgO(s) 
O óxido de magnésio (MgO) foi recolhido e em seguida se adicionou uma 
pequena quantidade de água, a solução inicialmente está incolor. Ao 
adicionarmos a fenolftaleína, a cor se alterou para rosa, evidenciando a formação 
de uma base nesse processo. Portanto, a reação nesse segundo momento foi a 
seguinte: 
MnO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq) 
 
 Procedimento 3 – Sistema Na + H2O 
- Em um béquer, adicionamos cerca de 700mL de água destilada e colocamos 5 
gotas da solução alcoólica de fenolftaleína à essa água. 
- Após isso, um tubo de vidro resistente foi fixado, deixando parte de seu 
comprimento imerso na água. 
- Então, um pequeno fragmento de sódio (metal prateado) foi colocado dentro do 
interior do tubo. 
- Iniciada a reação, aproximou-se um palito de fósforo em chama do tubo e 
observamos o ocorrido. 
Resultados e discussão: 
No primeiro momento, quando se adicionou a solução alcoólica de fenolftaleína 
à agua, o sistema se manteve incolor. Quando se adicionou o fragmento de 
sódio, começou a acontecer a liberação de bolhas (formação de gás) e o sistema 
alterou sua cor para rosa (evidenciando a formação de uma substância básica). 
Quando o fósforo aceso era colocado no tubo, uma pequena explosão acontecia 
no seu interior, o que sugere que o gás formado é combustível. Assim, pode-se 
estabelecer a seguinte reação: 
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) 
 
 Procedimento 6* – HCl + NaOH 
*este experimento não foi realizado por nós, mas através do anterior, o professor nos mostrou 
os resultados que seriam observados no mesmo. 
- Em um tubo de ensaio, foram adicionados 2mL de água destilada. 
- 3 gotas de fenolftaleína foram adicionadas. 
- Após isso, 5 gotas de ácido clorídrico 1 mol/L (HCl) foram adicionadas, e a 
solução foi agitada. 
- Pouco a pouco, foram se adicionando gotas de hidróxido de sódio 1 mol/L 
(NaOH). Os resultados em cada etapa foram observados. 
Resultados e discussão: 
A solução se encontrava incolor desde o primeiro momento até o momento em 
que o ácido clorídrico foi adicionado. Quando se adiciona o hidróxido de sódio é 
que as mudanças passam a ocorrer. Assim que adicionado, o meio adquire a cor 
rosa, pela presença de íons OH-, porém, com o passar o tempo, volta a ficar 
incolor, pois o ácido presente na solução reage com a base. É possível assim 
entender que no sistema ocorreu a seguinte reação: 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
Conclusões: 
Ao final das experimentações, pudemos perceber a diversidade de reações, 
como por exemplo: combustão e decomposição. Além disso, constatamos a 
importância dos catalisadores, que auxiliam e aceleram uma reação. 
Também ficou claro o uso da fenolftaleína para detectar o meio básico de 
uma solução, através da cor rosa. Por fim, comprovou-se que características 
físicas como formação de bolhas, liberação de calor, mudança de cor e 
formação de precipitado comprovam e nos ajudam a entender a reação 
ocorrida e os produtos formados.