calor OH O H + → + 2 2 CO CaO CaCO ↑+ →

Experiência 03 – REAÇÕES E EQUAÇÕES
QUÍMICAS__________________________
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REAÇÕES E EQUAÇÕES QUÍMICAS
1. Objetivos
No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de:
- Escrever e balancear equações químicas das reações;
- Identificar os produtos formados em uma reação.
2. Introdução
Reações químicas entre substâncias resultam na formação de novas substâncias com
propriedades físicas como cor, solubilidade e ponto de fusão diferentes. Tais mudanças
químicas podem ser observadas pelo desenvolvimento de calor ou luz, a formação de um gás
ou substância insolúvel durante o desenvolvimento da reação. As substâncias iniciais de uma
reação química são chamadas de reagentes a as novas substâncias formadas são chamadas de
produto. Na reação:
2 H 2 + O2 → 2 H 2 O + calor
Onde o hidrogênio e oxigênio são reagentes e a água é o produto.
Diversos símbolos são utilizados nas equações químicas para representar o que está
ocorrendo, alguns destes símbolos são mostrados a seguir:
→ sentido das reação
↑
desprendimento de um gás
↓
uma substância insolúvel
aquecimento
∆
Para a reação CaCO3 → CaO + ↑ CO2 , os símbolos indicam que o sistema é aquecido,
formando óxido de cálcio e o gás CO2.
Balanceamento de equações químicas
As reações químicas são descritas por equações químicas balanceadas que indicam o
número de átomos, íons ou moléculas envolvidas na reação.Balancear uma equação significa
seguir a lei de conservação de massa que diz que a massa total de um sistema fechado deve
permanecer constante.
Para fazer o balanceamento de uma equação química, os passos são os seguintes:
a) Escrever corretamente as fórmulas de cada substância da reação. Uma vez escrita a fórmula
correta, não mudar o índice pois isso invalidaria a fórmula.
b) Balancear a equação mudando somente os coeficientes. O mesmo número de átomos de
cada elemento deve aparecer em ambos os lados da equação. O coeficiente se refere a
todos os átomos da fórmula.
Classificação das reações químicas:
1) Reação de síntese ou adição: Um único produto é formado a partir de dois reagentes
A+ B → C
2) Reação de análise ou decomposição: Um único reagente se decompõe em dois ou mais
produtos
AB → A + B
3) Reação de simples troca ou deslocamento: Esta reação segue o modelo:
A + BC → AB + C
4) Reação de dupla troca: Ocorrem quando dois íons positivos e negativos de um composto
trocam de lugar com íons de um outro composto, nos seguintes casos:
a) quando se forma um produto insolúvel;
b) quando se forma um produto iônico e um molecular, ou seja, pouco ionizado, ou;
c) quando se forma um produto gasoso.
Estas reações seguem o modelo: AB + CD → AC + BD
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Várias reações químicas ocorrem em meio aquoso que podem ser divididas em:
Reações de precipitação: reações que resultam na formação de um produto insolúvel.
Exemplo: Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq)
A tabela abaixo traz algumas regras de solubilidade de compostos iônicos em água.
Tabela 1: Regras de solubilidade em água para compostso iônicos comuns
Compostos solúveis
Compostos INsolúveis
Compostos dos elementos do grupo I
Carbonatos (CO32-), cromatos (CrO42-), oxalatos
(C2O42-) e fosfatos (PO42-), exceto os dos
elementos do frupo I e NH4+
+
Compostos de amônio (NH4 )
Sulfetos (S2-) exceto os dos elementos do grupo I,
II e NH4+
Cloretos (Cl ), brometos (Br ) e iodetos Hidróxidos (OH-) e óxidos (O2-) exceto os dos
(I-), exceto os de Ag+, Hg22+ e Pb2+
elementos do grupo I e II.
Nitratos (NO3 ), acetatos (CH3CO2 ),
cloratos (ClO3-) e percloratos (ClO4-)
Sulfatos (SO42-), exceto os de Ca2+, Sr2+,
Ba2+, Pb2+, Hg2+ e Ag+,2+
Reações ácido-base (neutralização): Quando uma solução de um ácido e de uma base são
misturados em quantidades adequadas ocorre uma neutralização.
Exemplo: Mg(OH)2(s) + 2HCl (aq) → MgCl2(aq) + 2H2O(l)
Reações de oxiredução: são reações químicas nas quais elétrons são transferidos entre
reagentes, causando alteração do número de oxidação dos elementos (NOX).
Exemplo: 2Ca(s) + O2(g) → 2Ca O(s)
NOX: 0
0
+2 -2
Uma série de metais dispostos em ordem decrescente de facilidade de oxidação é chamada de
série de atividade. A tabela abaixo fornece a série de atividade para alguns metais comuns
em água. Os metais do topo são facilmente oxidados (conforme mostra a semi-reação
química) e os metais abaixo são facilmente reduzidos (equação inversa à descrita na tabela).
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3. Material
Béquer
Pinça
Tubos de ensaio
Fio de cobre
Zinco metálico
Tiras de magnésio
Dióxido de manganês
Sulfato de zinco 0,25 mol.L-1
Sulfato de sódio 0,1 mol.L-1
Peróxido de hidrogênio 3%
Sulfato de cobre 0,25 mol.L-1
.
Nitrato de prata 0,1 mol.L-1
Ácido clorídrico 1,0 mol.L-1
Hidróxido de sódio1,0 mol.L-1
Nitrato de bário 0,10 mol.L-1
Carbonato de sódio 1,0 mol.L-1
4. Procedimento Experimental
DESCARTAR OS RESÍDUOS NO BECKER INDICADO .
4.1 Reações de Síntese
Usando um par de tenazes, prenda um pedaço de cinco centímetros de fio de cobre,
lixado, na parte quente do bico de Bunsen durante dois minutos.
4.2 Reações de análise ou decomposição
Coloque 10 ml de peróxido de hidrogênio 3% num Becker pequeno. Adicione uma
pequena quantidade do catalisador MnO2 e observe o que acontece.
4.3 Reações de simples troca
Em cinco tubos de ensaio:
a) Adicione um pouco de zinco metálico a 1 mL de sulfato de cobre 0,25 mol.L-1. Depois de
alguns minutos observe algumas mudanças.
b) Junte um pouco de cobre metálico a l mL de sulfato de zinco 0,25 mol.L-1. Após alguns
minutos observe quaisquer mudanças.
c) Junte a tira de magnésio a 1 mL de nitrato de prata 0,1 mol.L-1. Observe quaisquer
mudanças.
d) Junte uma tira de magnésio conforme item (c) a 1 mL de ácido clorídrico 1,0 mol.L-1.
Observe quaisquer mudanças.
e) Junte um pouco de cobre metálico a 1 mL de ácido clorídrico 1,0 mol.L-1. Observe
quaisquer mudanças.
4.4 Reações de dupla troca
Em dois tubos de ensaio:
a) Junte 1 mL de nitrato de bário 0,1 mol.L-1 a 1 mL de sulfato de sódio 0,1 mol.L-1. Observe
quaisquer mudanças.
b) Junte rapidamente 1 mL de HC1 1,0 mol.L-1 a 1 mL de carbonato de sódio 1,0 mol.L-1.
Observe quaisquer mudanças.
c) Num Becker pequeno coloque 20 mL de ácido clorídrico 1,0 mol.L-1 . Anote a temperatura.
Adicione 20 mL de hidróxido de sódio 1,0 mol.L-1 e observe quaisquer mudanças de
temperatura.
5. Questionário
5.1. Explique os resultados da adição de cobre ao sulfato de zinco.
5.2. Explique qualquer diferença entre a adição de magnésio ao ácido clorídrico e a adição de
cobre ao ácido clorídrico.
5.3. Como você detectaria a ocorrência de reação química entre HCl e NaOH?
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FOLHA DE DADOS
Equipe:__________________________________________________ Turma:_______
__________________________________________________
Data:___/___/___
Complete e faça o balanceamento de todas as equações abaixo e classifique-as corretamente
(reação de precipitação, reação ácido-base ou reação de oxi-redução):
4.1. Reação de síntese:
Cu + O2 →
Observações:
4.2 Reações de análise ou decomposição:
H2O2 + Catalisador →
Observações:
4.3 Reações de simples troca:
a. Zn(s) + Cu+2(aq) + SO4-2(aq) →
Observações:
b. Cu(s) + Zn+2(aq) + SO4-2(aq) →
Observações:
c. Mg(s) + Ag+1(aq) + NO3-1 (aq) →
Observações:
d. Mg(s) + H+1(aq) + Cl-1(aq) →
Observações:
e. Cu(s) + H+1(aq) + Cl-1 (aq) →
Observações:
4.4 Reações de dupla troca:
a. Ba+2 + NO3-1 + Na+1 + SO4-2 →
Observações:
b. Na+1 + CO3-2 + H+1 + Cl-1 →
Observações:
c. H+1 + Cl-1 + Na+1 + OH-1 →
Observações:
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