Reações Químicas

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DE PERNAMBUCO DEPARTAMENTO DE QUÍMICA LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA REAÇÕES QUÍMICAS Amanda Maria Vieira Mendes Bruna Martins Guimarães Bruno Maciel do Nascimento Camila Campelo Gomes Juliana Lira Luna Freire Regueira Recife, 07 de Maio de 2010 UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DE PERNAMBUCO DEPARTAMENTO DE QUÍMICA LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA REAÇÕES QUÍMICAS Relatório solicitado pelo professor Márcio Coelho, como pré-requisito para nota parcial de relatórios do 1º período para a 2ª VA. Relatório solicitado pelo professor Márcio Coelho, como pré-requisito para nota parcial de relatórios do 1º período para a 2ª VA. Recife, 07 de Maio de 2010 Resumo Os experimentos realizados foram a queima do Ferro metálico, onde observou-se sua oxidação. A queima do Magnésio metálico, para observação da sua chama característica e a comprovação da formação de óxido básico. A queima do enxofre para observar-se a série de reações envolvidas na chuva ácida. Outro experimento foi a produção da amálgama de Cobre, utilizando Mercúrio, onde é possível também observar as reações de metais com ácidos. Por último observou-se a reação do Sódio metálico com a água, sendo comprovada a formação de uma base. Comprovando tudo o que foi estudado em teoria. O objetivo destes experimentos foi analisar criticamente reações químicas tradicionais de interesse acadêmico. Introdução Reações de Oxi-Redução são aquelas onde ocorre a transferência de elétrons de um modo evidente ou sutil. Nessas reações sempre vai haver um elemento que vai sofrer Oxidação, que é a perda de elétrons, chamado de agente redutor o qual promove a redução do outro. Esse outro vai sofrer Redução, que é o ganho de elétrons, conhecido como o agente oxidante. (1) Estado de Oxidação é sinônimo do Número de Oxidação ou o conhecido NOX dos elementos, para espécies monoatômicas é o número atômico menos o número total de elétrons, ou seja, a carga total do átomo. Quando os elementos estão em seu estado fundamental têm NOX igual a zero. Já para espécies poliatômicas tem-se que abandonar a idéia de que o NOX é a carga real do elemento e imaginar que arbitrariamente um elemento vai admitir tal carga em uma reação podendo ou não ter outra carga em outra reação. Existe um conjunto de regras para se calcular a carga de uma espécie poliatômica, as quais não precisam ser citadas aqui neste momento. (1) Óxidos são compostos formados por dois elementos em que um deles sempre é o Oxigênio, o mais eletronegativo. Os óxidos são classificados em função do seu comportamento na presença de água, ácidos e bases. Os óxidos ácidos apresentam caráter covalente, esses óxidos reagem com água, produzindo ácido, e reagem com bases, originando sal e água. Os óxidos básicos apresentam caráter iônico, esses óxidos reagem com água, dando origem a bases, e reagem com ácidos, originando sal e água. Os metais têm uma capacidade que quando postos em ácidos, liberam gás hidrogênio. Há uma reação redox, também. As ligas metálicas são misturas de metais e outros elementos formuladas para ter as propriedades desejadas. Geralmente, uma liga é mais dura e resistente do que o metal puro, mas tem condutividade elétrica menor. (4) Materiais e Reagentes Materiais Reagentes Balança semi-analítica 02 vidros de relógio Papel absorvente 02 pipetas graduadas de 5mL Lã de aço 01 béquer de 20 mL Indicador fenolftaleína 01 béquer de 50 mL Papel indicador universal 01 béquer de 500 mL Enxofre 01 frasco de vidro de boca larga com tampa Mercúrio Metálico 01 proveta de 20 mL Sódio Metálico 01 pinça metálica Magnésio Metálico (raspas ou fita) 01 espátula metálica Cobre Metálico (fio) 01 estilete pontiagudo Ácido nítrico 8mol/L 01 caixa de fósforos Solução de HgCl2 10mg/mL 01 bastão de vidro Procedimentos Queima do ferro metálico Pesou-se um pedaço de lã de aço num vidro de relógio; incinerou-se e pesou-se novamente; observou-se a variação de massa. Queima do magnésio metálico Com o auxílio de uma pinça metálica, incinerou-se um pedaço de magnésio; dissolveu-se o sólido resultante em água; adicionou-se algumas gotas de fenolftaleína e observou-se. Queima do enxofre Recolheu-se uma pequena porção de enxofre num bastão de vidro e incinerou-se no próprio bastão; introduziu-se o bastão com enxofre ainda em chamas num recipiente de vidro para recolher os fumos desprendidos, fechando-o em seguida; adicionou-se 10-20 mL de água e agitou-se vigorosamente durante 2-3 minutos; mediu-se o pH com papel indicador. Queima de cobre Lavou-se um pedaço de fio de cobre em ácido nítrico para extrair óxidos e impurezas superficiais; imergiu-se o fio de cobre em solução de cloreto de mercúrio e agitou-se por cerca de 1 minuto; poliu-se o fio de cobre com papel absorvente e observou-se. Lavou-se outro pedaço de fio de cobre em ácido nítrico; imergiu-se o fio de cobre em mercúrio metálico e agitou-se por cerca de 1 minuto; poliu-se o fio de cobre com papel absorvente e observou-se. Reação do sódio metálico com água Recortou-se um pequeno pedaço de sódio (do tamanho de um grão de arroz) e colocou-se num béquer de 500 mL cheio d´água até a metade; adicionou-se algumas gotas de fenolftaleína e observou-se. Resultados e Discussões Queima do Ferro Metálico Pesou-se 0,35 g de lã de aço (Fe2+) e com a ajuda de uma pinça incinerou-se a mesma. Observou-se que depois dessa queima o Ferro ficou mais escuro, ou seja, oxidado. Em seguida pesou-se novamente a lã de aço queimada e a balança mostrou 0,40 g de Óxido de Ferro III. Constatou-se então que o aumento da massa foi devido à oxidação do Ferro, esses 0,05 g somado aos 0,35 g do Fe2+ são do O2. Segundo a Lei da Conservação das Massas de Lavoisier, segundo a qual a massa dos reagentes é igual à massa do produto. Então a massa do óxido de Ferro III é a mesma dos reagentes, O2 e Fe2+. Na queima do ferro metálico ocorreu a oxidação do Fe. Observando-se a mudança de coloração para acinzentado mais escuro. Após a queima houve a formação do óxido de ferro Fe2O3. A massa inicial pesada da lã de aço foi de 0,35g após a reação houve um aumento da massa que passou para 0,40g comprovando a formação do Fe2O3. -2+300 -2 +3 0 0 oxidaçãoredução4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3 oxidação redução Queima do Magnésio Metálico Incinerou-se um pedaço de fita de Magnésio metálico e observou-se uma chama branca intensa e brilhante, característica desse Metal. 2 Mg + O2 2 MgO Em seguida pegou-se as cinzas dessa queima, o Óxido de Magnésio, e colocou-se as mesmas em um béquer com água. Esse óxido é básico, pois reage com água formando uma base: MgO + H2O Mg(OH)2 O produto dessa reação foi o Hidróxido de Magnésio, isso foi comprovado com a adição de fenolftaleína, um indicador ácido-base que fica rosa na presença de base e incolor em ácidos, a qual indicou a solução como básica. A reação entre o magnésio e o oxigênio é uma reação de oxidação. Durante a reação os átomos de Mg(s) perdem elétrons para formar Mg+2. Houve a formação do óxido de magnésio que é básico. 00+2-2 0 0 +2 -2 oxidaçãoredução2Mg(s) + O2 2MgO(s) oxidação redução Ao dissolver o óxido de magnésio na água e colocar fenolftaleína observou-se uma solução básica pois houve a formação de hidróxido de magnésio. 2MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2 Queima do Enxofre Pegou-se um pouco de Enxofre em uma espátula e incinerou-se o mesmo, em seguida colocou-se o produto queimado com liberação constante de gás em um recipiente de vidro e tampou-se o mesmo. Com a queima do Enxofre foi possível observar a liberação de um gás de coloração azul, o SO2. O vidro ficou embaçado mostrando a presença do gás. Adicionou-se água nesse vidro e agitou-se vigorosamente por 2 minutos para misturar o gás SO2 com a água. Essa mistura resultou em um óxido ácido, isso foi comprovado com um papel de Tornassol, indicador ácido-base, o qual mostrou o Ph 3. Na queima do enxofre ocorreu a formação do dióxido de enxofre SO2 que é um óxido ácido e um dos responsáveis pela chuva ácida. S(s) + O2(g) SO2(g) SO2 + H2O SO2(aq) - fumaça esbranquiçada Ao adicionarmos água ao SO2 houve a formação do ácido sulfuroso H2SO3 confirmada pela medição de pH que obteve resultado 3. SO2(g) + H2O(l) H2SO3(aq) H2SO3(aq) + H2O H+(aq) + HSO3-(aq) Amálgama de Cobre Na capela foram "lavados" dois pedaços de Cobre com Ácido Nítrico em uma cápsula de porcelana para retirar as impurezas e os óxidos. Essas impurezas saíram na forma de um líquido azulado, característico de óxidos de Cobre. Em seguida colocou-se um dos pedaços de Cobre purificado em uma solução de Cloreto de Mercúrio (HgCl2) e observou-se o escurecimento do Cobre, a oxidação. Após um tempo poliu-se o Cobre com um papel toalha retirando-se a camada escura que envolvia o Metal. O Metal polido apresentava coloração prata, uma liga de Cobre e Mercúrio (amálgama). Pegou-se o outro pedaço de Cobre e colocou-se o mesmo em uma porção de Mercúrio Metálico. Observou-se a formação de uma liga metálica, a amálgama de Cobre, pela mudança de coloração do Cobre que ficou cinza fosco, após ser polido ficou prata brilhante. Na seguinte reação o Hg foi o agente oxidante que sofreu redução, ganhando elétrons e o Cu foi o agente redutor que se oxidou, perdeu elétrons, isso porque o Mercúrio é mais eletronegativo que o Cobre. +2+2+50 +2 +2 +5 0 oxidação3Cu(s) + 8HNO3(aq) 3 Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) oxidação redução redução 0+2+20 0 +2 +2 0 oxidaçãoredução3HgCl2(aq) + 4Cu(s) 2Hg + 3CuCl2 + CuHg(s) oxidação redução Reação do Sódio Metálico com a água Quando o pequeno pedaço de Sódio Metálico foi adicionado ao béquer contendo água observou-se uma rápida reação. Houve grande liberação de energia, reação exotérmica, e o Sódio começou a se fundir em contato com a água, formando uma pequena esfera que reagiu até sua completa decomposição no solvente. Observou-se a liberação de uma pequena chama e a liberação de Hidrogênio formando Hidróxido de Sódio (a conhecida soda Cáustica). No fim colocou-se fenolftaleína na solução e confirmou-se a basicidade da mesma com uma coloração rósea do indicador. 2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) Ao misturar o sódio metálico com a água ocorreu a formação do gás hidrogênio e uma solução de hidróxido de sódio. O sódio reage tão violentamente que o calor liberado funde o metal que não reagiu. Questões 1 ) Descrever e discutir cada um dos processos separadamente apresentando equações químicas para todas as reações. Está incluído nos resultados e discussões. 2 ) Falar sobre óxidos ácidos e óxidos básicos. Óxidos Ácidos: os óxidos dos elementos não-metálicos são geralmente covalentes. Alguns deles que não reagem com água, tal como o SiO2, reagem com NaOH, evidenciando assim suas características ácidas. Em casos em que o elemento pode existir em mais de um estado de oxidação, por exemplo, N2O3 e N2O5, SO2 e SO3, aquele no qual o elemento se encontra no estado de oxidação mais elevado é o mais ácido. Ex: N2O3 + H2O à 2HNO2 N2O5 + H2O à 2HNO3 O N2O3 contém N+3 e o N2O5 contém N+5. O HNO3 é um ácido mais forte que o HNO2. Esse comportamento pode ser racionalizado da seguinte maneira: quanto maior o estado de oxidação do átomo central, mais ele atrairá os elétrons para si, enfraquecendo as ligações O-H e facilitando a liberação de íons H+. Óxidos Básicos: os óxidos metálicos são geralmente básicos. A maioria dos Óxidos Metálicos são iônicos e contêm o íon O2-. Os óxidos iônicos são formados por compostos em que a energia reticular compensa esse grande consumo de energia. Por isso geralmente possuem elevados pontos de fusão Quando reagem com água o íon O2- é convertido em OH-. Ex: Na2O + H2O à 2NaOH Contudo, muitos óxidos de Metais com fórmulas M2O3 e MO2, mesmo sendo iônicos, não reagem com água. Dentre eles podem ser citados o Tl2O3, Bi2O3 e o ThO2. Mas, esses óxidos reagem com ácidos formando sais sendo, portanto, básicos. 3 ) Por que o sódio metálico deve ser mantido ao abrigo do ar e da água? Os elementos do grupo dos metais alcalinos são quimicamente muito reativos, e rapidamente perdem o brilho quando expostos ao ar seco. O sódio é guardado em óleo mineral para que fique protegido do contato com o ar. E ao ser colocado em contato com a água reage violentamente, formando gás hidrogênio e a base forte NaOH. 4) Apresentar a fórmula estrutural da fenolftaleína em meio ácido e em meio básico. Que tipo de equilíbrio está envolvido na mudança de coloração da fenolftaleína? Fórmula estrutural da Fenolftaleína: Existem teorias para explicar o porquê os indicadores ácido-base mudam de coloração. Uma delas, a teoria iônica dos indicadores, que tem como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores, a qual diz que eles são bases ou ácidos fracos. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons. Os que indicam ácidos possuem H ionizável na estrutura e em meio ácido (pH<7) sua molécula é forçada a manter seus Hidrogênios por conta do efeito do íon comum, então a molécula não está ionizada e permanece incolor. Quando esse meio está básico (pH>7) os cátions H+ do indicador são fortemente atraídos pelos ânions OH- da base para formar água, então os Ânions do indicador os quais possuem coloração diferente de quando estão presos à molécula, permanecem livres exibindo sua coloração rósea. No entanto, a teoria iônica dos indicadores não oferece explicações sobre o mecanismo pelo qual as cores são produzidas ou deixam de existir. Outra teoria que explica a mudança de coloração dos indicadores ácido-base é a Teoria Cromófora, a qual diz que essa coloração deve-se à presença de ligações duplas ou certos grupos de átomos na molécula do indicador. Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior concentração de íons H+). Então o equilíbrio existente na mudança de coloração da fenolftaleína é entre os íons H+ e OH- em meio aquoso. (2) 5 ) A experiência da queima de enxofre é largamente utilizada para simular o fenômeno das chuvas ácidas observadas em regiões industrializadas. Discutir o fenômeno das chuvas ácidas. Muitas indústrias e centrais térmicas poluem o meio ambiente de várias formas, uma delas é a liberação dos gases dióxido de enxofre, SO2 e monóxido de carbono, CO. Quando esses gases entram em contato com a chuva, reagem e formam ácidos como o H2SO4 e o HNO3 que apresentam pH entre 5 e 2,2 , esse fenômeno denomina-se chuva ácida.A queima de combustíveis, como a gasolina e principalmente o óleo diesel, que contém o enxofre como impurezas causa a chuva ácida ocorridas em grandes centros industriais que produz principalmente SO2 e SO3. As indústrias que utilizam esses combustíveis assim como os veículos, lançam na atmosfera grandes quantidades de SO2 que se transformam parcialmente em SO3. Esses óxidos dissolvem-se e reagem com a água, formando ácidos. A chuva ácida torna um grave problema ambiental, pois as grandes quantidades desses óxidos ácidos produzidas pelas atividade humana e lançadas na atmosfera. S + O2 SO2 SO2 + 1/2O2 SO3 SO2 + H2O H2SO3 SO3 + H2O H2SO4 Conclusão Com a realização dos experimentos de queima do Ferro metálico, do Magnésio e do Enxofre, da produção da Amálgama de Cobre e da reação do Sódio metálico com a água foi possível observar as reações e aprender sobre elas com a produção deste relatório. Aprendemos que reações de oxi-redução são aquelas onde há transferência de elétrons e variação do NOX, que é basicamente a carga dos elementos. Com a queima do Ferro observamos na prática a oxidação do mesmo. Entendemos os conceitos de agente redutor (sofre oxidação, perde elétrons) que promove a redução do outro e agente oxidante (sofre redução, ganha elétrons) que promove a oxidação do outro. Pudemos observar as reações dos Metais com ácidos durante o procedimento reforçando nosso aprendizado desse conteúdo. A alta reatividade do Sódio metálico foi comprovada na prática com a observação da reação do mesmo com água, e a fenolftaleína mostrou, com coloração rósea, que a solução resultante era mesmo Hidróxido de Sódio. Foi possível também entender o tipo de equilíbrio iônico existente no indicador ácido-base fenolftaleína, através da resolução das questões. Isso permitiu também compreendermos o fenômeno químico envolvido na chuva ácida. Entendemos os conceitos de óxidos ácidos e básicos enriquecendo nosso estudo acadêmico. Referências Bibliográficas (1)MAHAN, Bruce H. e ROLLIE, J. Myers. Química: um curso universitário. Tradução da 4ª edição americana. 1995. 6º reimpressão de 2003. Editora Edgard Blucher LTDA. (2)Indicadores. Disponível em: Acessado em: 13/05/2010 às 16:10. (3) LEE, J.D. Química inorgânica não tão concisa. 5º edição. Editora Edgard Blucher LTDA. 1999. (4) ATKINS, Peter. JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna. São Paulo.Editora Bookman. Reimpressão 2007. 3ºEdição