As Reações Químicas

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Quando se trata de reações entre soluções eletrolíticas, pode haver a precipitação de um sólido, ou seja, ao serem misturadas, as soluções (geralmente formadas por compostos iônicos) podem reagir e resultar numa substância insolúvel, que se separa da solução (CHANG & GOLDSBY, 2013). Na figura abaixo[1], pode-se ver a formação de alguns precipitados.

[pic 2]

Figura 1: Formação de alguns precipitados. Da esquerda para a direita: CdS, PbS, Ni(OH)2 e Al(OH)3.

As reações eletrolíticas são exemplo de reações de dupla troca ou metátese que são reações onde os cátions e ânions trocam de parceiro. A representação dessas reações pode serfeitaatravés de equações moleculares, onde os reagentes e produtos são escritos como se fossem moléculas (BRADY & HUMISTON, 1986) ou como íons (Equação 3) que é a representação mais fiel desde tipo de reação (BRADY &HUMISTON, 1986):

Ba2+(aq) + 2Cl-(aq)+ 2Na+(aq)+ SO42-(aq) → BaSO4(s) + 2Na+(aq) + 2Cl-(aq)

Equação 3: Equação química iônica.

Pode-se perceber que os íons Na+ e Cl- não sofreram alterações durante o processo, e por esta razão, são denominados íons expectadores. Assim, a reação iônica (Equação 4) representativa pode ser descrita como (BRADY & HUMISTON, 1986):

Ba2+(aq) + SO-4(aq)→ BaSO4(s)

Equação 4:Equação representativa da formação do sulfato de bário.

Outro tipo de reação que pode ser citada é a reação de neutralização (Equação 5) que ocorre entre um ácido (substância doadora de prótons) e uma base (substância receptora de prótons) resultando, de modo geral, num sal (composto iônico formado por um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH- e O2-) (CHANG & GOLDSBY, 2013).

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(Aq) + H2O(l)

Equação 5:Reação de neutralização ácido-base.

Uma substância sofre oxidação quando, numa reação, ela perde elétrons, sendo representada pelo aumento da carga da espécie e sofre redução quando recebe elétrons de outra espécie, reduzindo sua carga. A oxidação e a redução de espécies devem ocorrer simultaneamente, já que os elétrons não podem ser “perdidos” por uma espécie. Por esta razão, os químicos denominam este tipo de reação (Equação 6) como redox (ATKINS & JONES, 2012).

Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

Equação 6:Equação química redox.

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Parte Experimental

Materiais e Reagentes

Tabela 01: Materiais

Tipo

Capacidade

Proveta

10 mL

Termômetro

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Tubos de ensaio

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Espátula

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Pipeta Pasteur

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Vidro de relógio

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Tabela 02: Reagentes

Reagentes

Concentração

Solução de NaOH

1 mol.L-1

Solução de HCl

1 mol.L-1

Solução de KI

0,1 mol.L-1

CaCO3

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Solução de NaCl

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Solução de AgNO3

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Solução de Pb(NO3)2

2% m/v

Solução de CuSO4

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Lã de aço

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Solução etanólica de fenolftaleína

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Procedimento experimental

Experimento 01:

Tomou-se dois tubos de ensaio, em um deles acrescentou-se 3 mL de NaOH 1,0 mol/L e 4 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína, no outro tubo de ensaio acrescentou-se 3 mL de HCl 1,0 mol/L. Mediu-se e anotou-se a temperatura de cada solução. Misturou-se os dois tubos, agitou-se o sistema, mediu-se e anotou-se imediatamente a temperatura observada.

Experimento 02:

Em um tubo de ensaio colocou-se uma pequena quantidade de CaCO3 (carbonato de cálcio). Em seguida acrescentou-se gotas de HCl 1,0 mol/L (ácido clorídrico). Observou-se.

Experimento 03:

Colocou-se em um tubo de 10 mL uma solução de NaCl e em seguida acrescentou-se a solução de AgNO3 (nitrato de prata) gota a gota. Observou-se.

Experimento 04:

Colocou-se em tubo de ensaio 3 mL de solução de KI 0,1 mol.L-1 e adicionou-se gotas da solução de Pb(NO3)2 (nitrato de chumbo II) 2% m/v. Observou-se.

Experimento 05:

Em um vidro de relógio, colocou-se um pequeno pedaço de lã de aço, em seguida gotejou-se uma solução de CuSO4 sobre a lã. Observou-se.

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- Discussão dos Resultados

Experimento 01

Após colocar as soluções