Relatório Reaçoes químicas

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL

AULA PRÁTICA Nº05

REAÇÕES QUÍMICAS

2015

INTRODUÇÃO – REAÇÕES QUÍMICAS

        

Reações ocorrem ao nosso redor, de tal maneira que se pode dizer que a manutenção da vida depende da uma série de reações. Reações podem ser representadas por equações químicas, as quais envolvem reagentes e produtos. Classificando essas reações como reação de combinação, adição ou síntese quando duas ou mais substâncias reagem para formar uma única substância mais simples, reação de decomposição quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias simples, reação de simples troca ou deslocamento ocorre quando uma substância simples reage com uma substância composta e desloca-se desta última uma nova substância simples e a reação de dupla-troca quando dois compostos reagem permutando entre si formando dois novos compostos. Nas reações de oxirredução ocorre a troca de elétrons, as espécies que cedem elétrons são redutoras, e as que recebem elétrons são oxidantes. Outro forma de classificar uma reação é verificando se tem desprendimento de calor que é classificada como exotérmicas. Quando o calor é absorvido, a reação é endotérmica. Em solução aquosa os principais tipos de reações são: reações de precipitação, ácido-base, com liberação de gases, oxirredução, complexação.

        

Objetivos

• Identificar os diferentes tipos de reações químicas.
• Classificar e equacionar reações químicas.

Materiais

• Estantes com tubos de ensaio
• Pipetas de 1,0 mL, 5,0 mL e 10 mL
• Pinça tesoura
• Cápsula de porcelana
• Espátula
• Béquer de 100 mL
• Provetas de 50 mL e 10 mL
• Termômetro
• Bastão de vídeo

Reagentes

• Solução de cloreto de sódio 0,1 M
• Solução de iodeto de potássio a 0,1 M
• Solução de brometo de potássio 0,1 M
• Solução de cloreto de ferro III a 3%
• Solução de hidróxido de sódio a 10%
• Solução de hidróxido de sódio a 1 M
• Solução de nitrato de prata a 5%
• Solução de sulfato de cobre II 1 M
• Solução de ácido clorídrico a 1 M
• Solução de ácido sulfúrico diluído
• Solução de tiocianato de amônio a 5%
• Solução de amido
• Magnésio em fita
• Fenolftaleína
• Fio de cobre
• Palha de aço
• Carbonato de cálcio
• Água oxigenada
• Hidróxido de sódio
• Acetato de sódio

PROCEDIMENTOS

1) Em um tubo de ensaio, adicionar cerca de 5,0 mL de solução de cloreto de sódio à 5,0 mL de solução de brometo de potássio. Observar. Anotar.

• Quando feita a mistura observou-se que ficou solúvel
• NaCl + KBr → NaBr + KCl  Combinação Iônica

2) Colocar em um tubo de ensaio de 5,0 mL de solução de cloreto de ferro III e adicionar, a seguir, 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio a 10%. Observar se houver formação de um precipitado, caso contrário, adicionar um pouco mais de base. Equacionar e classificar a reação. Indicar qual o composto insolúvel formado.

• Cloreto de ferro III (coloração amarelada) com adição de hidróxido de sódio houve uma precipitação de NaOH, agora com coloração márron.
• 3NaOH + FeCl3 → Fe(OH)3 +  3NaCl . Reação de dupla troca

3) Levar um pequeno fragmento de magnésio seguro por uma pinça-tesoura (não use pinça de madeira) à chama do bico de gás. Observar. Anotar. Recolher o produto em uma cápsula de porcelana. Adicionar 10 mL de água destilada e agitar com bastão de vidro para homogeneizar. Adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Observar. Anotar. Equacionar e classificar as reações ocorridas.

• Quando o magnésio foi aquecido diretamente na chama, ocorreu a combustão e liberação de luz, transformando-se em Oxido de magnésio.
• 2Mg(S) + O2(g) → 2MgO(s) + luz . Ao adicionar o indicador fenolftaleína adquiriu coloração rosa.

4) Em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 mL de solução de nitrato de prata, imergir cerca de 1 cm de fio de cobre. Continuar a prática e observar após cinco minutos. Anotar. Equacionar e classificar a reação.

• Ao emergir o fio de cobre foi observado que ao passar do tempo o nitrato de prata foi oxidando o fio de cobre deixando o fio de cobre com coloração branca . É uma reação de oxirredução.

5) Colocar em um tubo de ensaio 3 mL de solução de sulfato de cobre II. Introduzir um pequeno prego, de forma que a mesma fique totalmente imersa na solução. Observar e anotar o que ocorre. Equacionar e classificar a reação. Não foi realizado.

6) Colocar em um tubo de ensaio, cerca de 1g de carbonato de cálcio. Adicionar 5 mL de acido clorídrico 1 M. Observar. Anotar. Equacionar e classificar a reação.

• Quando foi adicionado o ácido clorídrico logo verificou-se logo a liberação de gases.
• CaCO3(s) +  HCl → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)

7) Em outro tubo de ensaio coloque 3 mL de ácido clorídrico, em seguida adicione uma pequena quantidade de alumínio. Observe

• Verificou-se uma ação efervescente quando o alumínio entrou em contato com o ácido clorídrico. Reação de oxirredução.

8) Colocar 1 mL de solução de cloreto de ferro III em um tubo de ensaio. Juntar 1 mL de solução de tiocianato de amônio. Agitar. Observar. Equacionar e classificar a reação.

• Quando foi adicionado o tiocianato de amônio adquiriu coloração vermelho-sangue.

9) Colocar 3,0 mL de Solução de iodeto de potássio em um tubo de ensaio. Adicionar 3,0 mL de ácido sulfúrico diluído. Agitar. Adicionar 3,0 mL de água oxigenada. Agitar. Adicionar 2 gotas de uma solução de amido. Observar. Anotar. Equacionar e classificar a reação.

• Iodeto de potássio + ácido sulfúrico apresenta coloração amarelada, adicionando mais 3 mL de água oxigenada a coloração amarelada fica mais intensa. Adicionando 2 gotas de amido for precipitado e sobrenadante com coloração roxa.

10) Dissolver pequena quantidade de hidróxido de sódio em 5,0 mL de água destilada verificar sua temperatura