AS REAÇÕES QUÍMICAS E ENERGIA

Prática n° 4

Nome dos Alunos:

Marcela C. Sampaio, Carla A. N. da Silva Beleza, Vitória M. L. Silva, Lethícia Raynara dos S. Morais, Eduardo Otavio dos S. Medeiros.

Turma: IQUI-21

TíTULO: REAÇÕES QUÍMICAS E ENERGIA

Objetivos:

1. Distinguir fenômenos físicos e químicos; e
2. Compreender o que vem a ser uma reação química e a relação desta com a energia.

INTRODUÇÃO

Fenômeno é tudo que ocorre na natureza. É comum distinguir fenômeno físico de fenômeno químico, sendo o último geralmente denominado REAÇÃO QUÍMICA.

Durante um fenômeno físico, a substância ou substâncias continuam inalteradas. Por exemplo, partir uma barra de magnésio em dois pedaços constitui um fenômeno físico, pois dois pedaços resultantes continuam sendo magnésio. A queda de um corpo é também um fenômeno físico, pois a essência do corpo permanece a mesma, isto é, a substância ou as substâncias que constituem esse corpo continuam inalteradas.

Durante um fenômeno químico ou REAÇÃO QUÍMICA, por outro lado, ocorrem profundas modificações em que a substância ou as substâncias envolvidas transformam-se em outra (s) substância (s) inteiramente diferente (s) das originais. Por exemplo, ao se aquecer uma barra de magnésio (Mg) num ambiente em que existe oxigênio (no ar, por exemplo), ela se transforma em outra substância, nada parecida com a original, ou seja, transforma-se em óxido de magnésio (MgO), havendo ainda grande desprendimento de ENERGIA em forma de calor e luz. Outro exemplo: na queima de papel, que é essencialmente a substância celulose, este se transforma em, pelo menos, três novas substâncias, que são: gás carbônico (CO2), água (H2O) e carbono (C), além de liberar grande quantidade de energia em forma de calor.

Como pode ser deduzido a partir do que foi apesentado anteriormente, um aspecto muito importante no que se refere aos fenômenos químicos ou REAÇÕES QUÍMICA é que a ENERGIA contida nos reagentes é, de forma geral, diferente da contida nos produtos da reação. Essa diferença resulta em AQUECIMENTO ou em RESFRIAMENTO do sistema em que ocorre a reação. No primeiro caso, a energia dos produtos é menor que a dos reagentes, e essa diferença é liberada para o ambiente, de modo geral sob forma de calor (uma forma de energia), sendo este tipo de reação EXOTÉRMICA (calor para fora). No segundo caso, a energia dos produtos é maior que a dos reagentes, sendo a diferença então absorvida do meio ambiente, e tem-se então um tipo de reação dita ENDOTÉRMICA (calor para dentro). A maior parte das reações é exotérmica, porque existe uma tendência natural no sentido de ser conseguido um estado de menor energia, isto é, as reações químicas são favorecidas quando resultam em novas substâncias com menor conteúdo energético que as substâncias reagentes.

A energia, em forma de calor, absorvida ou liberada durante uma reação química, é denominada CALOR DE REAÇÃO. Sem entrar em muitos detalhes, é conveniente mencionar que o CALOR DE REAÇÃO depende das condições em que a reação se processa, principalmente se esta ocorre em volume constante (sistema fechado) ou em pressão constante (sistema aberto). O segundo caso é mais comum, já que, na maioria das vezes, as reações químicas se processam em sistemas abertos, tais como em béqueres, tubo de ensaio etc. Neste caso, o CALOE DE REAÇÃO é definido como a diferença entre as ENTALPIAS (H) dos reagentes e produtos, e temos:

H= H produtos – H reagentes [pic 1]

H será negativo para uma reação exotérmica, já que a entalpia dos produtos será menor que a entalpia dos reagentes. Obviamente,    H será positivo para as reações endotérmicas.[pic 2][pic 3]

Outro aspecto importante no que se refere ás reações químicas é que algumas ocorrem prontamente, enquanto para outra se faz necessário fornecer certa quantidade de energia, geralmente sob a forma de calor, para que a reação possa começar ou, pelo menos, processar-se a uma velocidade mensurável. Esta energia é denominada ENERGIA DE ATIVAÇÃO. Por exemplo, para ocorrer a reação entre o ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de sódio (NaOH), produzindo sal comum (NaCl) e água (H2O), basta o simples contato entre reagentes. Isto ocorre porque nas condições do ambiente as substâncias envolvidas já dispõem de energia de ativação necessária. A reação entre o magnésio (Mg) e o gás oxigênio (O2) necessita de maior energia de ativação do que a fornecida pelas condições do ambiente, sendo necessário, portanto, aquecer o metal (Figura 4.1).

[pic 4]

Como mencionado, reações exotérmicas são mais comuns e existem muitos exemplos para demonstrações em laboratório. Há também bons exemplos de reações endotérmicas, como a reação entre o tiocianato de amônio e o hidróxido de bário (Figura 4.2).

[pic 5]

Embora as reações químicas possam ser realizadas entre substâncias puras, com maior frequência são realizadas com os reagentes dissolvidos num solvente (água, por exemplo), pois isto facilita sobremaneira o contato entre as espécies fundamentais das substâncias reagentes (moléculas, íons etc.).

Representam-se as reações químicas por EQUAÇÕES QUÍMICAS, nas quais aparecem as fórmulas dos reagentes do lado esquerdo e as fórmulas dos produtos do lado direito, em proporções corretas de moléculas, íons e átomos. Por exemplo:

    HCl + NaOH →  NaCl + H2O

2Mg + O2 → 2MgO

O coeficiente 2 do Mg e do MgO é colocado para que o número de átomos de cada elemento seja o mesmo de um lado e do outro da equação química, em obediência à lei da conservação da matéria de Lavoisier.

MATERIAIS E MÉTODOS

1. Colocou-se em um béquer uma pastilha de hidróxido de sódio (NaOH0 e adicionou-se, gota a gota, ácido clorídrico concentrado (HCl).
2. Pegou-se um pedaço de magnésio e segurou no ar. Aqueceu-se o material na chama de bico de Bunsen, segurando-o com uma pinça. Deixou-se o produto da reação cair dentro de uma cápsula de porcelana.
3. Colocou-se em um tubo de ensaio cerca de 2mL de uma solução aquosa de sulfato de ferro (II) (FeSO4) 0,1mol/L. previamente acidulada com ácido sulfúrico (H2SO4). Acrescentou-se, gota a gota, uma solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,02 mol/L.
4. Colocou-se um pedaço de magnésio num tubo de ensaio contendo cerca  de 2mL de ácido clorídrico (HCl).
5. Colocou-se num tubo de ensaio 1 mL de solução aquosa de nitrato de chumbo (II) (Pb(NO3)2) 0,05 mL e acrescentou-se em seguida o mesmo volume de uma solução aquosa de iodeto de potássio (KI)0,1 mol/L.
6. Colocou-se num tubo de ensaio cerca de 2 mL de uma solução aquosa de sulfato de ferro (III) (Fe2(SO4)3) 0,1 mol/L em seguida, acrescentou-se, igual volume de uma solução de amoniacal de ácido aceticilico 1% (NH30,1 mol/L + C9H8O4 1%).
7. Colocou-se numa cápsula de porcelana um pouco de permanganato de potássio sólido (KMnO4) e acrescentou-se algumas gotas de ácido sulfídrico concentrado. Tocou-se na mistura com um chumaço de algodão num bastão de vidro.
8. Colocou-se 8 gramas de tiocianato de amônio (NH4SCN)  sólido num erlenmeyer de 125 mL. Acrescentou-se 16 gramas de hidróxido de bário octaidratado Ba(OH)28H2O sólido. Agitou-se o erlenmeyer. Em seguida, colocou-se o mesmo em cima de uma tabua de madeira previamente molhada com alguns com mililitros de água. Esperou-se cerca de 5 minutos e levantou-se o erlenmeyer.  

RESULTADOS E DISCUSSÕES