UNIVERSIDADE ESTADUAL PAULISTA “JÚLIO DE MESQUITA FILHO”

FACULDADE DE ENGENHARIA
CAMPUS DE ILHA SOLTEIRA

JAQUELINE BRUNA SANTIM

MAYRA CAROLINA DA SILVA FERREIRA
OTAVIO ITALO MATOS
RAFAELA SILVA DE OLIVEIRA DE LIMA

RELATORIO DE QUIMICA 4

Ilha Solteira
Maio /2016
 RESUMO

O seguinte relatório tem como propostas esquematizar e discorrer sobre os

experimentos realizados no laboratório de química de Ilha solteira, na matéria de
química geral, onde será discutido as etapas do experimento e seus resultados
obtidos . A partir da análise dos ensaios será classificado os tipos de reações que
estiveram sendo executada.
 SUMÁRIO

Introdução .................................................................................................................. 3
Capitulo 1 – PARTE EXPERIMENTAL ...................................................................... 5
1.1 MATERIAIS.................................................................................................................... 5
2.1 PROCEDIMENTO .......................................................................................................... 6
3.1 DISCUSSÃO E RESULTADOS ...................................................................................... 9
Capitulo 2 – QUESTÕES ......................................................................................... 13
Capitulo 3 – CONCLUSÃO ...................................................................................... 16
Referências bibliográfica ........................................................................................ 17
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INTRODUÇÃO

Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem

mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias
reagentes, há quebra de ligações nos reagentes resultando em um ou mais produtos.
Uma transformação ou fenômeno químico ocorre quando a natureza ou composição
da matéria é alterada. Nesse caso, as partículas iniciais (que podem ser moléculas,
átomos, aglomerados iônicos, íons etc.) são como que desmontadas e seus átomos
se rearranjam, montando novas moléculas, aglomerados, átomos, íons etc., isto é,
novas substâncias. As reações químicas classificam-se em reversíveis e irreversíveis;
Reversíveis são Neste caso, a reação chama-se reversível e isso é indicado com
duas setas paralelas e de sentidos contrários.

Quando uma reação ocorre apenas num sentido chama-se irreversível e, para a
representar, usa-se apenas uma seta no sentido dos reagentes para os produtos.
Quanto à variação da energia, as reações químicas podem ser endoenergéticas e
exoenergéticas. Nas reações endoenergéticas há absorção de energia e nas
exoenergéticas há libertação de energia.(OHLWEILER1974. 1v.)
Finalmente, quanto à natureza da reação, estas podem ser classificadas como
reações de decomposição e de síntese.

Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e

o número de espécies químicas microscópicas(átomos e íons) presentes antes e
depois da ocorrência da reação. Essas leis de conservação se manifestam
microscopicamente sob a forma das leis de Lavoisier, do mestre Proust e de Dalton.
De fato, essas leis, no modelo atômico de Dalton, se justificariam pelas leis de
conservação acima explicitadas e pelo fato de os átomos
apresentarem valências bem definidas. Ao conjunto das características e relações
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quantitativas dos números de espécies químicas presentes numa reação dá-se o

nome de estequiometria.
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CAPITULO 1 – PARTE EXPERIMENTAL

1.1 MATERIAIS

Os seguintes matarias matérias disponíveis na faculdade de engenharia de ilha

solteira
 Vidraçarias: Becker, tubo de ensaio, pipeta de plástico.
 Diversos: Piças metálicas e de madeira , pera de sucção.
 Reagentes: Matérias cedidos pelo laboratório de química de ilha solteira.

Fenolftaleína(C20H14O4) 0,1 N
Nitrato de prata(AgNO3) 0,1 N
Nitrato de chumbo(AgNO3) 0,1 N
Sulfato ferroso( FeSO4) 0,5 M
Iodeto de potássio(KI) 0,5 M
Agua destilada -
Permanganato de potássio (KMnO4) 0,1 N
Oxalato de sódio (Na2C2O4) 0,1 N
Hidróxido de sódio (NaOH) 4N
Ácido Sulfúrico (H2SO4) 1:9
Oxido de mercúrio (ICO) P.M – A.C.S P.M 216,61
Ácido clorídrico (HCL) -
Fio de magnésio(Mg) -
Pedações de zinco (Zn) -
Pedaço de alumínio (Al) -
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2.1 PROCEDIMENTO

a) Magnésio + fenolftaleína + agua destilada

Uma fita metálica de Magnésio, de cerca de 2 cm de comprimento e 0,03g de

massa foi colocada em uma pinça metálica e levada ao fogo do bico de gás. Após um
tempo de espera, essa fita entra em combustão, emitindo uma luz branca muito forte
e formando óxido de magnésio (MgO) em pó de coloração branca, que foi recolhido
no vidro de relógio logo após a combustão da fita de Mg. Foi adicionado a esse pó,
uma pequena quantidade de água destilada. Ao adicionar água, ocorreu uma reação
de formação de Hidróxido de Magnésio - Mg(OH)2, que foi comprovada ao ser
adicionada uma solução alcoólica de Fenolftaleína, que adquire coloração rosa (assim
como foi observado no ato da experiência) ao entrar em contato com uma base.

As reações ocorridas nesse procedimento foram:

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2(aq)

b) Oxido de mercúrio -> aquecimento

Fora adiciona a um tubo de ensaio uma pequena quantidade oxido de mercúrio

(ICO) e foi submetido ao aquecimento pelo bico de busen alterando seu coloração de
vermelho para marrom e formando o oxido de cobre com descrito na seguinte formula:

2Hg+O2(g) 2HgO
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c) Zinco + ácido clorídrico

Foi adicionado ao tubo de ensaio uma pequena quantidade de zinco Zn(s) e foi
adicionado 1ml de ácido clorídrico HCl(l) formando Cloreto de zinco e bolhas de
hidrogênio forma gasosos H2(g).

Zn(s)+2HCl(aq) 𝑍𝑛+2 𝐶𝑙2(𝑎𝑞)

d) Nitrato de prata + cobre

Foi adicionado ao tubo de ensaio 2ml de nitrato de prata AgNO 3 e mergulhou-se

fio de cobre Cu (s) bem finos e enrolhados em espiral obteve-se prata metálica 2Ag(s)
e e solução azul de nitrato de cobre Cu(NO3)2(aq)

Cu(s)+2AgNO3(aq) 2Ag(s)+Cu(NO3)2(aq)

e) Nitrato de chumbo + iodeto de potássio + agua destilada

Em um tubo de ensaio foi adicionado 0,5ml de solução de nitrato de chumbo

AgNO3 0,5 M e acrescentado 0,5ml de solução de iodeto de potássio KI 0,5M e 2ml
de agua destilada , e foi aquecido com cuidado e após seu aquecimento o tubo foi
resfriado e submergido ao Becker com agua.

Pb(NO3)2(aq)+2Kl(aq) PbI2(s)+2KNO3(aq)
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f) Permanganato de potássio + ácido sulfúrico

Foi adicionado ao tubo de ensaio 1ml da solução 0,1N de permanganato de

potássio KMnO4 e 10 gotas de ácido sulfúrico diluído (1+9) H2SO4 a mistura foi
aquecida e adicionou-se 3ml da solução oxalato de sódio 0,1N Na2C2O4.

2 KMNO4 + 5 Na2C2O4 + 8 H2SO4 = K2SO4 + 2 MNSO4 + 5 Na2SO4 + 8 H2O

+ 10 CO2

g) Permanganato de potássio + ácido sulfúrico + sulfato ferroso

Foi adicionado ao tubo de ensaio 1ml da solução 0,1N de permanganato de

potássio KMnO4 e 10 gotas de ácido sulfúrico diluído (1+9) H2SO4 a mistura foi
aquecida e adicionou-se 3ml da solução oxalato de sódio 0,1N Na2C2O4. Aqueceu-se
a mistura e adicionou-se a solução de sulfato ferroso gota a gota ate uma possível
alteração.

KMnO4+FeSO+H2SO4 K2SO4 + MnSO4 +Fe2(SO4)3 + H2O

h) Alumínio + hidróxido de sódio

Adicionou-se a um tubo de ensaio um pedaço de alumínio e 2ml da solução de

hidróxido de sódio NaOH (4N).

2Al(s)+2NaOH (aq) + 6H2O 2Na Al (OH)4 (s)+3H2(g)

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3.1 DISCUSSÃO E RESULTADOS

a) Magnésio + fenolftaleína + agua destilada :

Durante a queima da fita de magnésio metálico observa-se uma chama branca

intensa e brilhante, característica desse metal. O magnésio é um metal prateado e
sólido que, após sua incineração, forma o óxido de magnésio (MgO) que é um pó com
aspecto esbranquiçado. Essa reação pode ser expressa pela seguinte equação:
2Mg(s) + O2(g) = 2MgO(s)

O óxido de magnésio é básico, pois com a adição da fenolftaleína, um indicador que

fica rosa em meio básico e neutro e incolor em ácidos, observou-se uma coloração
rósea no sistema. Isso ocorre devido à geometria da molécula de fenolftaleína mudar
em função da concentração de íons, no caso o OH-, passando a refletir a luz na
coloração rosa - violeta. OHLWEILER1974. 1v.)

b) Oxido de mercúrio + aquecimento

Notou-se que esse tipo de reação é a de decomposição que é a fragmentação de

um composto químico para compostos menores, pois existia o óxido de mercúrio que
sendo adicionado calor através do bico de Bunsen ocorreu a separação do mercúrio
com o oxigênio (2HgO + ∆calor → 2Hg + O2), onde o oxigênio foi para a atmosfera e
o mercúrio se depositou nas paredes do tubo de ensaio.

c) Zinco + ácido clorídrico

A partir da reação, percebemos que o zinco deslocou o hidrogênio do HCl e foi

formada uma nova substância composta, o cloreto de zinco, e outra substância
simples, o gás hidrogênio

O zinco metálico (Zn) perdeu dois elétrons (sofreu oxidação), tornando-se o cátion
zinco (Zn2+) que está presente na solução de cloreto de zinco. Esses elétrons foram
recebidos (redução) pelo cátion hidrogênio (H+) que estava presente na solução de
ácido clorídrico e que formou o gás hidrogênio (H2).

Isso nos mostra claramente que, para que as reações de deslocamento ou

oxirredução ocorram, é necessário que a substância simples seja mais reativa que o
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elemento que será deslocado da substância composta. No exemplo acima, o zinco

metálico era mais reativo que o hidrogênio e, por isso, a reação aconteceu.

d) Nitrato de prata + cobre

Quando adicionamos o pedaço de Fio Cobre na solução de Nitrato de Prata, ocorre

uma reação Redox, formando Prata Metálica e solução azul de Nitrato de Cobre (II).
Isso ocorre pelo fato, que o cobre está acima da prata, na série de atividades de metais
em solução aquosa, portanto o cobre metálico pode ser oxidado por íons Prata, sendo
que após um breve intervalo de tempo, depois do cobre ser adicionado à solução, a
prata metálica deposita-se sobre o cobre e a solução torna-se azul, cor característica
dos íons Cu2+ aquosos, em nível microscópicos, íons Ag+ entram em contato direto
com a superfície do cobre, onde ocorre a transferência de elétrons. Dois elétrons são
transferidos de um átomo de Cu para dois íons Ag +. Íon cobre Cu2+ entram na
solução e átomos de prata depositam-se na superfície do cobre. Essa reação permite
comparar a reatividade de ambos os metais. O cobre desloca a prata, e, portanto o
cobre é mais reativo do que a prata, tendo a seguinte reação balanceada: (BURSTEN
et al., 2011)

e) Nitrato de chumbo + iodeto de potássio + agua destilada

Como o iodeto de chumbo é insolúvel em água ocorre à formação de um

precipitado amarelo (iodeto de chumbo). Após o aquecimento pode-se observar a
lenta cristalização do iodeto de chumbo produzindo um efeito semelhante a uma
chuva de ouro. A reação entre o iodeto de potássio e o nitrato de chumbo resulta na
precipitação de um composto sólido. O produto da reação é insolúvel em água,
formando então um precipitado sólido amarelo brilhante. A reação é conhecida por
dupla troca, ou seja quando há troca de partes entre dois reagentes compostos
originando dois produtos compostos. (BURSTEN et al., 2011)

f) Permanganato de potássio + ácido sulfúrico +oxalato de sódio

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A reação de permanganato de potássio com oxalato de sódio prossegue através

de uma reacção clássica de oxidação-redução. Dois semi-reações compõem a reação
completa. Em cada semi-reação, produtos químicos ou perder ou ganhar elétrons. No
final, a quantidade de saldos de transferência de elétrons, o número de átomos
permanece constante, mas os novos produtos químicos, tais como o dióxido de
carbono, são formados.

Para que a reação de oxalato de sódio e permanganato de potássio a ocorrer, os

compostos de oxalato de permanganato de potássio e de sódio sólido deve ser
dissolvido em um líquido ácido para provocar a dissociação dos íons de reação. Para
oxalato de sódio ou de Na2C2O4, o oxalato ou C2O4, deve dissociar-se dois átomos
de Na + e MnO4 deve dissociar-se de potássio ou o átomo de K +. Tipicamente, o
ácido sulfúrico é adicionada ao oxalato de sódio para produzir H2C2O4, ou ácido
oxálico adicionado ao cloreto de sódio. O oxalato de H2C2O4 em um meio ácido se
dissocia em C2O4 mais dois iões H +. O permanganato de potássio num meio ácido
dissocia-se em iões de potássio ou iões K + e permanganato ou MnO4-.

g) Permanganato de potássio + ácido sulfúrico + sulfato ferroso

Note-se acima a formação de três sais diferentes, e que o número de oxidação

(nox) do manganês e do ferro mudam.

Os íons ferrosos têm coloração verde pálida. Ao se adicionar o permanganato de

potássio, o átomo Mn+7 do íon permanganato, que tem cor vermelho-violeta, é
reduzido para o íon Mn+2, que é incolor. Ao mesmo tempo os íons ferrosos são
substituídos por íons férricos (Fe+3), que têm coloração marrom-alaranjados. A cada
adição de uma gota de permanganato de potássio, mais íons ferrosos são oxidados.
Quando todos os íons ferrosos são oxidados para íons férricos, os íons permanganato
adicionados não são mais reduzidos, somente emprestando sua coloração violeta à
solução.

Aqui, os íons permanganato agiram como oxidantes (pois receberam elétrons) e os

íons ferrosos agiram como redutores (pois doaram elétrons, ou seja, reduziram os
íons permanganato). Este é um exemplo de reação de oxi-redução ou redox.

h) Alumínio + hidróxido de sódio

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O alumínio, por ser anfótero (comporta-se como base ou ácido, dependendo do

meio), irá reagir tanto com o ácido quanto com a base (hidróxido de sódio).

Na reação do alumínio com o hidróxido de sódio ocorrerá uma remoção da fina

camada de óxido presente na superfície do alumínio, permitindo que ocorra uma
reação no meio aquoso, com a liberação de gás hidrogênio.

2Al(s)+2NaOH (aq)+ 6H2O 2Na Al (OH)4 (s)+3H2(g)

No meio contendo ácido clorídrico a reação também resultará na liberação de

hidrogênio gasoso.
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CAPITULO 2 – QUESTÕES

1) Escreva todas as equações químicas balanceadas, correspondentes as reações

químicas realizadas.

a) Magnésio + fenolftaleína + agua destilada

2Mg(s) + O2(g) 2Mg1+ O1-(s)
MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2(aq)

b) Oxido de mercúrio + aquecimento

2Hg+O2(g) 2Hg1+ O-1

c) Zinco + ácido clorídrico

Zn(s)+2H +1Cl-1(aq) Zn+2Cl-1(aq)+H2 (g)

d) Nitrato de prata + cobre

Cu(s)+2Ag +3 NO3 -1(aq) 2Ag(s)+Cu(NO3)2(aq)

e) Nitrato de chumbo + iodeto de potássio + agua destilada

Pb(NO3)2(aq)+2K +1 I -1(aq) Pb+2 I2 -1(s)+2K+3 NO3-2(aq)

f) Permanganato de potássio + ácido sulfúrico+ oxalato de sódio

2 KMNO4 + 5 Na2C2O4 + 8 H2SO4 = K2SO4 + 2 MNSO4 + 5 Na2SO4 + 8

H2O + 10 CO2
g) Permanganato de potássio + ácido sulfúrico + sulfato ferroso
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
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h) Alumínio + hidróxido de sódio

2Al(s)+2NaOH (aq)+ 6H2O 2Na Al (OH)4 (s)+3H2(g)

2) Classifique as reações químicas .

a) Magnésio + fenolftaleína + agua destilada

SINTESE OU COMPOSIÇAO
b) Oxido de mercúrio + aquecimento
DECOMPOSIÇAO OU ANALISE
c) Zinco + ácido clorídrico
SIMPLES TROCA/ DESLOCAMENTO
d) Nitrato de prata + cobre
OXI-REDUÇAO
e) Nitrato de chumbo + iodeto de potássio + agua destilada
DUPLA TROCA
f) Permanganato de potássio + ácido sulfúrico + oxalato de sódio
TITULAÇAO OXI-REDUÇAO
g) Permanganato de potássio + ácido sulfúrico + sulfato ferroso
OXI-REDUÇAO
h) Alumínio + hidróxido de sódio
OXI-REDUÇAO

3) Identifique na reações de oxido redução, os agentes oxidantes e os agentes redutores.

a) Nitrato de prata + cobre

Reação de oxirredução: Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s)
Oxidação → Perda de elétrons → Nox aumenta: Cu0(s) → Cu2(aq) (+) 2 e-
Redução → Ganho de elétrons → Nox diminui: 2 Ag+(aq) (+) 2e-→ 2 Ag0(s)
b) Permanganato de potássio + ácido sulfúrico + oxalato de sódio
2 KMNO4 + 5 Na2C2O4 + 8 H2SO4 = K2SO4 + 2 MNSO4 + 5 Na2SO4 + 8 H2O
+ 10 CO2
Oxidação → Perda de elétrons → Nox aumenta: Na2C2O4 (-) 2e-→ 10CO2
Redução → Ganho de elétrons → Nox diminui: 2 KMnO4 (+) 5e-→ 2 MnSO4
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c) Permanganato de potássio + ácido sulfúrico + sulfato ferroso

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
Oxidação → Perda de elétrons → Nox aumenta: KMnO4 (-) 5e-→ MnSO4
Redução → Ganho de elétrons → Nox diminui: FeSO4 (+) 1e-→ Fe2(SO4)3

d) Alumínio + hidróxido de sódio

2Al(s)+2NaOH (aq)+ 6H2O 2Na Al (OH)4 (s)+3H2(g)
Oxidação → Perda de elétrons → Nox aumenta: H2O (-) 1e-→ H2
Redução → Ganho de elétrons → Nox diminui: Al (+) 3e-→ NaAl(OH)
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CAPITULO 3 – CONCLUSÃO

As reações feitas no laboratório foram de fácil identificação nas suas transformações,

pois ocorreram mudanças visíveis, logo existem muitas reações que não são possíveis de
se visualizar a olho nu. Portanto é necessário um amplo conhecimento de todas as
substancias para determinar se haverá ou não uma reação química.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA

BURSTEN, Brown Lemay et al. QUÍMICA A CIÊNCIA CENTRAL. 9. ed. São Paulo:
Peaeson, 2011. 9 v.

OHLWEILER, Otto Alcides. Química analítica quantitativa. Rio de janeiro: Livros

técnicos e científicos Editora Ltda., 1974. 1v.

SANTANA, Neilton; PORTNOI, Marcos. Reações Químicas: Aspectos Qualitativos.

Enge-nharia Elétrica - UNIFACS, 1999. Disponível em: <
https://www.eecis.udel.edu/~portnoi/academic/academic-files/qualitativechem.html>.
Acesso em: 10. Maio 2016.

RUSSEL, John B; GUIMARÃES, Darllen. Química Geral. 1994. Vol.1. 738p.

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