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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS – Curso Biomedicina
Disciplina: Química Geral Experimental F / Turma PU6A 17 h
Aluna: Camila Conceição Machado Carlos
Professor Luiz Otávio 
 
EXPERIÊNCIA 2: EVIDÊNCIAS OBSERVÁVEIS DE OCORRÊNCIA DA REAÇÕES QUÍMICAS
– 13/09/19
1. Objetivos
Conhecer alguns dos tipos mais comuns de reações químicas bem como as suas caracterizações, analisando e discutindo os fenômenos observados;
Praticar as normas de segurança previamente explicitadas.
2. Procedimentos
2.1 Sistema 1
Colocamos cerca de 0.5 grama de KCl0³ em um tubo de ensaio, adicionamos pequenas quantidade de Mn0² e misturamos as duas substâncias , seguramos o tubo de ensaio com pinça de madeira e aquecemos no bico de Bunsen. Com palito de sorvete em brasa , verificamos o gás produzido e liberado na extremidade do tubo alimenta a combustão.
Repetimos o procedimento no tubo 2 somente com Mn0²
Após os tubos esfriarem , adicionamos cerca de 3.0 ml de água destilada e agitamos . Deixamos decantar .
Transferimos a solução límpida e transparente e incolor pra outro tubo com auxílio de conta gotas e adicionamos 2 gotas de nitrato de prata 0.5 mol L‐¹. Anotamos resultado e descartamos os resíduos em recipientes apropriados 
2 Sistema 2
Um pedaço de fita de magnésio, com aproximadamente 2 cm, foi observado e suas características físicas anotadas. Com o auxílio da pinça metálica, segurou-se uma extremidade da fita e a outra extremidade foi submetida à chama de um bico de gás. Após o início da reação, o conjunto foi afastado do fogo, mantendo-o ao ar sob um vidro de relógio, no qual seria depositado o pó formado. Em seguida, misturou-se água e fenolftaleína ao pó formado, anotando o resultado.
2.3 Sistema 3
Em um béquer de 600mL de capacidade, foi colocada água destilada até completar 2/3 do seu volume (400mL aproximadamente) e adicionou-se 5 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína. Em seguida, um tubo de vidro resistente foi fixado a um suporte e teve cerca de 4 cm de seu comprimento imerso na água. Cortou-se um pequeno fragmento de sódio metálico que, após ser limpo, foi colocado no interior do tudo de vidro. Simultaneamente ao início da reação, adicionou-se um palito de fósforo em chama no interior do tubo, observando o resultado. Os resíduos oriundos do procedimento foram descartados em recipientes apropriados.
2.4 Sistema 4
Em um tubo de ensaio, foram colocadas 10 gotas de uma solução de permanganato de potássio (KMnO4 0,02 mol∙L-1) e em seguida, adicionou-se 5 gotas de ácido sulfúrico 3,5 mol∙L-1 (H2SO4). Água destilada (H2O2) foi gotejada até que o meio reacional se tornasse incolor (aproximadamente 8 gotas), anotando o resultado.
2.5 Procedimento 5
Não tivemos tempo pra realizar este experimento .
2.6 Procedimento 6
Em um tubo de ensaio, foi colocado 2mL de água destilada e adicionadas: 3 gotas de solução de fenolftaleína e 5 gotas de ácido clorídrico 1,0 mol∙L-1 (HCl), respectivamente, agitando o tubo. Após, foi adicionada, gota a gota, a solução de hidróxido de sódio 1,0 mol∙L-1 (aproximadamente 10 gotas). Observou-se o resultado, anotando-o.
3. Resultados e Discussão
3.1 Sistema 1
O palito pegou fogo devido a combustão, porque alguns oxigênio possui forma atômica 
(Composição Pirolitica) e a liberação do oxigênio fez com que criasse o fogo .
A mistura do tubo contendo Kcl0³ e Mn0² borbulhou e devido o aquecimento da substância no tubo ocorreu a liberação de O² (g) e a chama reacendeu no palito em brasa .
Tubo A : acendeu palito de imediato 
Tubo B : Kclo³ (s) ferveu e acendeu . 
Ao colocar Agno³ formou um precipitado branco .
Kclo³ (s) ______ Mn0²(s) inicial 
Kclo³ (s) + Mn0² _____ Kcl (s) + Mn0² (s) + 3/20²(g)
Mg(s) + ½ 0² (g) Mg0(s) + calor +luz
3.2 Sistema 2
As características físicas da fita de magnésio são: cor cinza e aspecto duro. 
Verificou-se que, ao queimar a fita de magnésio, foi emitida uma intensa luz branca, processo que pode ser explicado da seguinte maneira: a chama forneceu energia suficiente fazendo os elétrons se excitarem e mudarem das camadas de menor energia para as de maior energia; ao voltarem, eles liberam energia na forma de luz.
Além disso, houve a formação de um pó de coloração branca no vidro de relógio, indicando, assim, a ocorrência de uma reação. Pela fita estar em contato com o ar, a reação ocorrida foi a combustão do magnésio, na qual se dá pela presença de oxigênio e formou o óxido de magnésio (MgO(s)), que é o pó branco. A equação química se encontra abaixo: 
O2(g) + 2Mg(s) 2MgO(s)
Após a adição de água e fenolftaleína, notou-se a presença de pequenas bolhinhas e a mudança na coloração do sistema, de branco para rosado, indicando a formação de uma base: o óxido de magnésio reagiu com a água formando o hidróxido de magnésio – Mg(OH)2 – e a fenolftaleína fica rosa em meio básico, segundo a seguinte equação: 
MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2(aq)
3.3 Sistema 3
Primeiramente, observaram-se as características do sódio metálico, que estava guardado em um recipiente fechado e imerso em um solvente orgânico (provavelmente querosene), pois é uma substância altamente reativa e, mesmo em pouca quantidade, é capaz de reagir com, por exemplo, a umidade existente no ar. Além disso, o sódio possui brilho metálico e é bastante maleável, sendo facilmente cortado com uma faca. Ao colocar o sódio no tubo de vidro imerso no béquer, o mesmo foi sendo consumido, na reação, da superfície para o centro, formando uma bolinha até ser consumido completamente e, enquanto isso acontecia, o meio adquiria coloração rósea, indicando a formação de uma base (NaOH), de acordo com a equação abaixo:
Na(s) + H2O(l) NaOH(aq) + ½ H2(g)
Foi possível notar, também, o desprendimento de um gás (hidrogênio – H2). Após de alguns instantes deixando o gás ser liberado pelo tubo, colocou-se um palito de fósforo em chamas e o gás imediatamente foi consumido pela queima. Sabe-se que o H2 é um gás combustível; logo, na presença do oxigênio do ar e submetido a uma fonte de calor inicial (palito em chamas), que nesse caso é necessária para que a reação ocorra, este gás entrará em combustão segundo a seguinte equação: 
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)
Além do mais, ouve-se um barulho ao colocar o palito em chamas, que pode ser explicado assim: o O2 e H2 reagem formando um vácuo e, com isso, há a entrada de ar vindo do ambiente, resultando no barulho. 
3.4 Sistema 4
Ao adicionar uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4 - incolor) ao tubo de ensaio contendo KMnO4, de coloração violeta, e também gotas de água oxigenada (H2O2 - incolor), observou-se o desprendimento de um gás e liberação de calor, evidenciados pelo pequeno aumento de temperatura do tubo e de bolhas, indicando a ocorrência de uma reação química. O que ocorreu foi: a redução do manganês (Mn), passando de nox 7+ para 2+, ou seja, ganhou 5 elétrons e a oxidação do oxigênio (O2), passando de nox 1- para 0, ou seja, perdeu 1 elétron; segundo a equação abaixo:
2KMnO4(aq) + 3H2SO4(aq) + 5H2O2(aq) 5O2(g) + 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l)
A completa redução do Mn até o nox 2+ ocorre somente em meio ácido; portanto, quando foi adicionada, ao tubo de ensaio, solução de ácido sulfúrico tal redução aconteceu.
3.4 Sistema 6
Ao adicionar uma maior quantidade de fenolftaleína a um tubo de ensaio contendo água destilada, a solução continuava incolor, porém um pouco turva. Isso acontece, porque, como a fenolftaleína é uma substância orgânica que possui uma solubilidade baixa em água, há a formação de um precipitado que é a própria fenolftaleína.
Com a adição de ácido clorídrico (HCl - incolor), essa solução manteve-se também incolor, pois a fenolftaleína fica incolor em meio ácido. Entretanto, quando foi adicionado ao tubo, gota a gota, uma solução de hidróxido de sódio (NaOH), obteve-se a neutralização do ácido, com a formação de água e um sal (cloreto de sódio – NaCl), deixando a solução rósea. A equação é a seguinte:
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
À medida que é adicionado NaOH, o mesmoreage com o HCl, até que o ácido seja completamente consumido; por isso, o meio da solução se torna rosa, com predominância de íons OH-, não voltando mais a ser incolor. 
4. Referências 
DEMICHELI, Cynthia Peres – Práticas de Química Geral – Universidade Federal de Minas Gerais - Departamento de Química – ICEX.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G, C. Química Geral e Reações Químicas, vol. 1 – São Paulo: Cengage Learning, 6 ed. 2013.