Os Princípios da Reatividade

      Introdução:

        Na última sexta-feira, dia 20 de janeiro, na aula prática de Química Tecnológica I foi feito o experimento 3, cujo tema era Princípios da Reatividade. Onde cada grupo fez experimentos que mostravam a reação química com compostos diferentes um dos outros.

        Primeiramente, as reações químicas são transformações que envolvem alterações, quebra ou formação, nas ligações entre partículas, como átomos, moléculas ou íons da matéria, resultando na formação de nova substância com propriedades diferentes da anterior. Algumas evidências da ocorrência de uma reação química são mudança de cor, evolução de calor ou luz, formação de uma substância volátil, formação de um gás, entre outros. 

        A ocorrência de uma reação química é indicada pelo aparecimento de novas substâncias, que são os produtos, diferentes das originais, que são os reagentes. Quando as substâncias reagem, às vezes ocorrem fatos visíveis que confirmam a ocorrência da reação. Dentre eles, podemos destacar: desprendimento de gás e luz, mudança de coloração e cheiro, formação de precipitados...

        As reações químicas podem ser divididas em dois grupos: Reações químicas em que há transferência de elétrons e reações químicas em que não há transferência de elétrons. Já em relação à liberação ou absorção de calor, as reações podem ser exotérmicas, em que as mesmas liberam calor e endotérmicas, onde absorvem calor.

        Além disso, os tipos de reações químicas são: Reação de Síntese ou Adição, onde uma substância composta é formada pela junção de duas ou mais substâncias (simples ou compostas); Reação de análise ou decomposição, em que uma única substância composta origina outros produtos mais simples que ela; Reação de deslocamento ou simples troca, onde os elementos livres e quimicamente ativos deslocam o elemento menos ativo de um composto; e Reação de dupla troca, que ocorre entre duas substâncias compostas e resulta na produção de outras duas novas substâncias compostas e ocorrem, em solução, quando os íons positivos e negativos de uma substância encontram os íons de uma outra substância.

                                                                                                                                           

         Objetivos:

. Conhecer e representar por equações completas, os tipos de reações químicas mais comuns.

.  Classificar o tipo de reação química realizada.

.  Observar experimentalmente alguns dos fatores que influenciam a velocidade das reações.

          Materiais:

- Bico de Bunsen

- Tubos de ensaio e

- Estante de tubo de ensaio

- Termômetro

- Pinça de madeira

- Bastão de vidro

- Papel de filtro

- Pipeta de 5 mL

- Vidro relógio

- Pinça de metal

- Papel indicador de pH

- Pipeta de Pasteur

         Reagentes e indicadores:

         Fita de magnésio, ácido clorídrico concentrado, solução de hidróxido de amônio, solução de cloreto de sódio 1% m/v, solução de nitrato de prata 1% m/v, solução de ácido clorídrico 1 mol/L, solução de hidróxido de sódio 1 mol/L, solução de ácido sulfúrico, solução de Na2S2O3, cloreto de amônio, caixa de fósforo ou isqueiro, cobre metálico, pregos, carbonato de cálcio em pó e em pedaços, dióxido de manganês, água oxigenada.

Procedimento Experimental:

    Parte 1:

Primeiramente, adicionou-se em dois tubos soluções de Ácido Clorídrico (HCl) e de Nitrato de Prata (AgNO3) . Um dos tubos foi exposto á luz enquanto o outro foi envolto por papel alumínio e guardado no armário, ficando ao abrigo da luz.

Em relação a temperatura, foi colocado um pequeno pedaço de papel alumínio e acrescentado aos tubos 2,0 mL de solução de ácido clorídrico. Um dos tubos foi aquecido até o momento da ebulição, enquanto o outro permaneceu na estante, à temperatura ambiente. Tais procedimentos foram feitos com o intuito de comparar a velocidade de reação nos dois tubos.

Logo após, foi pego um tubo de ensaio, empregado para fazer ensaios em pequena escala, e colocou-se uma pequena quantidade de carbonato de cálcio em pó (CaCO3). Acrescentou-se no tubo de ensaio 3,0 ml de solução de ácido clorídrico (HCl), cuja concentração era 1mol/L.

Parte 2:

Colocou-se uma pequena quantidade de Cloreto de Amônio (NH4Cl) em um tubo de ensaio previamente limpo e seco. Umedeceu-se com água destilada uma tira de papel indicador de pH e o colocou na extremidade do tubo de ensaio. O tubo de ensaio foi aquecido diretamente no bico de Bunsen, usado para fazer aquecimento em laboratório, com o auxílio de uma pinça de madeira.

Foi adicionada 1mL de solução de Ácido Clorídrico (HCl) 1mol/L em um tubo de ensaio. Em outro tubo de ensaio adicionou-se 1mL da solução de Hidróxido de Amônio (NH4OH). Na capela, mergulhou-se no tubo com HCl a ponta de um bastão de vidro, usado para agitar soluções, auxiliar nas filtrações e outros fins, e aproximou-se este bastão até 1 cm acima da superfície da solução de Hidróxido de Amônio sem tocá-lo.

Colocou-se um tubo de ensaio 1 mL de uma solução de HCl 1mol/L e adicionou-se um pedaço de fita de Magnésio de aproximadamente 0,5 cm.

Adicionou-se em um tubo de ensaio 1 ml de solução de cloreto de sódio (NaCl) 1% m/V e em seguida adicionou-se 1 ml de solução de nitratode prata (AgNO3) 1% m/V.

Em um tubo de ensaio adicionou-se 1 mL de HCl 1mol/L , em mediu-se a temperatura da solução com o auxílio de um termômetro. Em seguida adicionou-se no mesmo tubo de ensaio 1 mL de NaOH 1mol/L e mediu-se a temperatura novamente.

Adicionou-se 2 ml de água destilada em um tubo de ensaio e mediu a temperatura. Acrescentou-se, ao tubo de ensaio, aproximadamente 200 mg de cloreto de amônio (NH4Cl) e novamente mediu-se a temperatura.