RELATÓRIO

RELATÓRIO

Lisânia Maryele da Silva Lima

CUITÉ – PB 2017

Relatório apresentado à disciplina de Química Geral Experimental, solicitado pelo Professor Dr. Paulo Sérgio.

CUITÉ – PB 2017

Sumário

1. OBJETIVOS

Utilizar evidências experimentais para concluir sobre a ocorrência de uma reação química;

Classificar reações químicas;

Representar reações através de uma equação química

2. INTRODUÇÃO

Reações químicas ocorrem quando substâncias sofrem transformações se comparadas com seu estado inicial. Para que uma reação química ocorra, é necessário que as ligações entre átomos e moléculas sejam desfeitas e novamente refeitas com uma diferente organização (arranjo) de antes. Para desfazer o arranjo inicial e propiciar a ocorrência de reação, pode ser que seja preciso fornecer energia na forma de calor ao sistema.

Em nosso dia a dia estamos rodeados por evidências de reações químicas, as quais não prestamos atenção. O nosso corpo, por exemplo, é uma verdadeira maquinaria, pois o mesmo está em constante transformação.

Essas reações podem ser identificadas pelo surgimento de novas substâncias que são chamadas de produtos, sendo estas diferentes das anteriores (reagentes). Quando isso acontece, ocorrem fatos visíveis que confirmam a existência de reações químicas alguns deles são: Mudança na sua viscosidade, formação de precipitado, liberação de luz, liberação de gás e variação na temperatura.

Quando dois ou mais sais estão dissolvidos numa mesma solução, poderão ocorrer interações entre seus íons negativos e positivos, prevalecendo a interação eletrostaticamente mais favorável, sendo que poderá formar-se um produto sólido insolúvel (precipitado).

3. PARTE EXPERIMENTAL 3.1 REAGENTES UTILIZADOS

NITRATO DE COBRE (Cu(NO3)2 – ( 0,2 mol/L) NITRATO DE FERRO (Fe(NO3)3 – (0,2 mol/L)

HIDRÓXIDO DE AMÔNIO (NH4OH) – (3mol/L)

CROMATO DE POTÁSSIO (K2CrO4) – (0,2mol/L)

ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl) – (1 mol/L)

SULFATO DE COBRE (CuSO4) – (1 mol/L)

ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4) – (0,2 mol/L)

HIDRÓXIDO DE CLORO (NaOH) – (3 mol/L)

NITRATO DE PRATA (AgNO3) – (0,1mol/L)

3.2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS MUDANÇA NA COR

Foi misturada em um tubo de ensaio, uma solução de 0,2 mols/L de sulfato de cobre (CuSO4) e 0,2 mols/L de nitrato de ferro (Fe(NO3)3. Observamos os reagentes antes de colocarmos eles em contato. Foi feita uma anotação de todas as observações.

Em outro tubo de ensaio, foi repetido o mesmo procedimento com o 0,2 mols/L de sulfato de cobre (CuSO4) e 0,3 mols/L de hidróxido de amônio (NH4OH).

QUADRO 1. RESUMOS DOS EXPERIMENTOS:

PROCEDIMENTOS OBSERVAÇÕES CONCLUSÕES CuSO4 + FeSO4 Não houve variação de cor. Não ocorreu reação.

CuSO4 + NH4OH Houve variação de cor,

Passando de azul claro para azul escuro.

Notou – se que ocorreu uma reação, logo a mesma não sofreu variação na temperatura.

Foi misturada em um tubo de ensaio, uma solução de 0,1 mols/L de nitrato de prata (AgNO3) e 1,0 mols/L de HCl. Observamos os reagentes antes de colocarmos eles em contato. Foi feita uma anotação de todas as observações.

Foi misturada em um tubo de ensaio, uma solução de 0,1 mols/L de nitrato de prata (AgNO3) e 0,2 mols/L de K2CrO4. Observamos os reagentes antes de colocarmos eles em contato. Foi feita uma anotação de todas as observações.

QUADRO 2 – RESUMO DOS EXPERIMENTOS:

AgNO3 + HCl Não ocorreu reação. Pode-se concluir que nestes dois elementos, ocorreu uma mudança de cor significativa, ou seja ouve mudança para um tom de cor branca. Logo após um período de tempo, ouve um processo de supersaturação.

AgNO3 + K2CrO4 Ocorreu reação química. Ouve variação na mudança de cor para um tom marrom. Notou-se um estado de precipitação ao fundo.

Repita o procedimento usado nos itens anteriores com as seguintes reações:

NaHCO3 + HCl, 1,0 mol/L; Limalha de Ferro + CuSO4, 2 mol/L;

HCl, 5 mol/L + NaOH;

HCl concentrado + NaOH.

Observe as mudanças ocorridas e identifique as reações abaixo:

QUADRO 3. RESUMO DOS EXPERIMENTOS:

NaHCO3 + HCl Ouve uma mudança ao ser acrescentado o HCl.

Ocorreu liberação de gás e precipitação.

Fe + CuSO4 Ocorreu uma oxidação no Fe, ele mudou de cor ficando com um tom de caramelo.

Nessa reação sobrou como produto, o sulfato de ferro e o Cu puro.

HCl 5 mols/L + NaOH Ocorreu reação química. Ouve formação de sal e água.

HCl concentrado + NaOH A reação ocorreu com mais vapor, do que com o HCl menos concentrado

Ouve formação de sal e água.

4. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Foi misturado sulfato de cobre com sulfato de ferro em um mesmo tubo de ensaio, em seguida notou-se uma ligeira variação na cor da reação para um tom mais claro. O sulfato de cobre, ao reagir com o NH4OH, sua cor foi para um tom azul.

O segundo experimento baseou-se na observação da formação de precipitado.

Foi colocado o nitrato de prata com 1 mol de HCl em um mesmo tubo de ensaio. Depois de certo tempo, notou-se formação de um precipitado com um grau muito elevado.

Em seguida foi misturada uma solução de nitrato de prata com o cromato de potássio, novamente ouve formação de corpo de fundo com grãos menores. Na outra solução de nitrato de prata obteve um precipitado de grãos maiores e uma variação na sua coloração, tornando-a mais escura, e a reação ocorreu bem mais rápida que as outras.

Em outro experimento, foi pego três soluções com tipos de águas diferentes. A primeira água utilizada foi a água destilada a segunda a deionizada e a terceira a água de torneira misturada com o nitrato de prata. Observamos a primeira água, notou-se que não houve quase formação de sais, já a segunda água, a deionizada, formou sal e gás metano em pouca quantidade. A água de torneira formou grande quantidade de sais.

5. CONCLUSÃO

Esta aula prática foi de extrema importância para o nosso conhecimento quanto ás reações químicas que ocorrem diariamente ao nosso redor. É fundamental que saibamos identificar em qual momento está ocorrendo uma reação entre os elementos, pois como podemos ver elas estão sempre presentes na nossa vida como, desde os fenômenos mais simples, como fazer um café, aos mais complexos, como as sinapses transmitidas pelos neurônios em nosso corpo humano.

Podemos identificar com mais facilidade essas reações químicas de acordo com a variação da temperatura, liberação de gases ou até mesmo na mudança de cor ou odor presente em um experimento.

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Brandão, E.G.N. Teixeira, E.M.R. Dias, F.A. Matos, F.A.P. Diógenes, I.C.N.

Feitosa, J.P.A. Lopes, L.G. F.;Paula,R.C.M.Manual de laboratório.Química Geral.2011.1. 2. VOGEL, A.1. QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA, 5 EDIÇÃO, EDITORA MESTRE JOU – SP, 1982.

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