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CENTRO UNIVERSITARIO DO LESTE DE MINAS GERAIS
UNILESTE
EXPERIENCIA 5
Reações Químicas de decomposição e
de dupla troca.
ANDREIA FRANCHINI BARTOLOMEU Engenharia Metalurgica
FRANCISCO GERALDO TOLEDO JUNIOR Engenharia Metalurgica
HUDSON PACHECO ALVES MARTINS Engenharia Metalurgica
ICARO RHAIAN MOURA SOUSA Engenharia de Produção
1 – INTRODUÇÃO
O trabalho trata-se de uma experiência realizada em laboratório de química
da Unileste sobre as reações químicas de decomposição e de dupla troca.
O trabalho foi realizado pelos alunos citados anteriormente do curso de
Engenharia Metalúrgica e Produção, na disciplina de Laboratório de Química
Geral I orientado pela professora Marluce Teixeira Andrade Queiroz.
1.1 – CONCEITOS
Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças
qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes,
resultando em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à mudança
nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das
espécies reagentes ou ainda na interconversão entre dois tipos de isômeros.
Resumidamente, pode-se afirmar que uma reacção química é uma transformação
da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita.
Características
Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e o
número de bozos saltitantes e espécies químicas microscópicas (bozos
atomicos com capacidade de saltar a milhões de metros por segundo)
presentes antes e depois da ocorrência da reação. Essas Drogas de leis de
conservação se manifestam macroscopicamente sob a forma das leis de
Lavoisier, de 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 quantitativas dos números de espécies
químicas presentes numa reação dá-se o nome de estequiometria.
Deve-se salientar que uma ligação química ocorre devido a interações entre
as nuvens eletrônicas dos átomos, e que então reação química apenas envolve
mudanças nas eletrosferas. No caso de ocorrer mudanças nos núcleos atômicos
teremos uma reação nuclear. Ao passo que nas reações químicas a quantidade
e os tipos de átomos sejam os mesmos nos reagentes e produtos, na reação
nuclear, as partículas subatômicas são liberadas, o que causa redução de
sua massa, sendo este um fato relacionado à existência de elementos
isóbaros, isótonos e isótopos entre si.
Um exemplo de uma reação química é (ambos os regentes em solução aquosa):
NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl
Nesta reação química, ao passo que o NaNO3 permanece em solução, formou-se
uma ligação entre a prata (Ag) e o cloro (Cl) o que resultou em um produto
sólido de cloreto de prata (AgCl), pode-se então dizer que houve uma reação
química.
Causas das reações químicas
O acontecimento de reações deve-se a fatores termodinâmicos e cinéticos.
Termodinâmica
Quanto à termodinâmica, o acontecimento de uma reação é favorecido com o
aumento da entropia e a diminuição da energia. Essas duas grandezas se
cooperam nesse caso de acordo com a seguinte equação:
ΔG = ΔH - T.ΔS (para sistemas a pressão constante)
ΔA = ΔU - T.ΔS (para sistemas a volume constante)
Onde T é a temperatura em kelvin, ΔH é a variação da entalpia (que é igual
a energia absorvida ou liberada em pressão constante) entre os reagentes e
os produtos, ΔU é variação da energia interna (que é igual a energia
absorvida ou liberada a volume constante) entre eles, ΔS é a variação da
entropia entre os mesmos, ΔG é uma grandeza chamada de energia livre de
Gibbs e ΔA é uma grandeza chamada de energia de Helmholtz.
Se ΔA e ΔG forem maiores que zero em dadas condições, a reação é dita como
não espontânea nessas condições, e ela ocorre ou não ocorre em escala
apreciável. Na situação de ΔA e ΔG iguais a zero teremos um equilíbrio
químico.
Caso ΔA e ΔG sejam menores que zero em dadas condições, dizemos que a
reação é termodinamicamente favorável nestas condições, ou seja, ela é
espontânea. Contudo é importante notar que uma reação ser espontânea não
necessariamente significa que ela ocorra rapidamente.
Cinética
Nesse ponto, entram os fatores cinéticos. Para que uma reação ocorra é
necessário que antes, os reagentes superem uma certa barreira de energia, e
quanto maior for essa barreira mais difícil será a reação ocorrer e mais
lenta ela será. Dessa forma, uma reação termodinamicamente favorável pode
ocorrer de forma extremamente lenta ou acabar nem sendo observada em um
intervalo de tempo consideravelmente grande; então se diz que a reação é
cineticamente desfavorável. Um bom exemplo disso é o carvão e o diamante,
que são duas formas diferentes de carbono (alótropos); em condições normais
a transformação de diamante a carvão é termodinamicamente favorável porém
cineticamente desfavorável, o que faz com que fossem necessários centenas
ou milhares de anos para se observar alguma mudança em um diamante. É
preciso entender que uma reação para ser cineticamente viável, necessita
primeiramente ser termodinamicamente possível.
Tipos de reações químicas
Tradicionalmente, as reações químicas podem ser classificadas de acordo com
o número de reagentes e produtos em cada lado da equação química que
representa a reação:
reações de síntese, composição ou adição (A + B = AB):
As reações de síntese ou adição são aquelas onde substâncias se juntam
formando uma única substância.
Fonte: http://www.cdcc.usp.br/quimica/fundamentos/tipos_reacoes.html
reações de análise ou decomposição (AB = A + B):
As reações de análise ou decomposição são o oposto das reações de síntese,
ou seja, um reagente dá origem a produtos mais simples que ele.
Fonte: http://www.cdcc.usp.br/quimica/fundamentos/tipos_reacoes.html
reações de simples troca ou deslocamento (AB + C = AC + B);
Reações de simples troca (ou ainda, reações de deslocamento ou reação de
substituição) caracterizam-se pela permutação de um átomo ou íon de uma
molécula ou composto iônico com outro átomo ou molécula simples.
Fonte: http://www.cdcc.usp.br/quimica/fundamentos/tipos_reacoes.html
reações de dupla troca (AB + CD = AD + CB):
As reações de dupla troca é proveniente da reação de dois reagentes e forma
dois produtos, ou seja, se duas substâncias compostas reagirem dando origem
a novas substâncias compostas recebem essa denominação.
Fonte: http://www.cdcc.usp.br/quimica/fundamentos/tipos_reacoes.html
Outra classificação categoriza as reações em dois tipos:
reações de oxirredução ou reações redox
as demais reações
Algumas reações de síntese, algumas de análise, todas de simples troca e
nenhuma de dupla troca são reações de oxirredução
Um tipo de reação que não encontra paralelo nas classificações acima é a
chamada reação de isomerização.
Ainda existem uma série de reações que são estudadas em Química Orgânica,
ou seja, sub-classes de reações, tais como : Reações de Halogenação,
Reações de Hidrogenação, Reações de Substituição Nucleofílica etc.
Estequiometria
O termo estequiometria refere-se às relações quantitativas entre os
elementos constitutivos das substâncias envolvidas em uma reação química.
Essas relações quantitativas entre elementos obedecem às grandezas
seguintes, já citadas anteriormente:
Número de espécies presentes antes e depois da ocorrência da reação
A valência de cada elemento, no estado de oxidação em que se apresenta
No primeiro aspecto, está subentendida a conservação da massa. Como o
número de espécies se conserva, e a massa de cada espécie se conserva,
então a massa total também se conserva.
O segundo aspecto tem a ver com o estado em que se encontra a espécie
(átomo ou íon). Este estado reflete os aspectos microfísicos que só são
devidamente explicados pela mecânica quântica, no capítulo da química
quântica.
1.2 – OBJETIVOS
– Reconhecer experimentalmente a ocorrência das reações de
decomposição;
– Reconhecer a ocorrência de reações de dupla troca.
1.3 – JUSTIFICATIVA
O experimento foi necessario para que se possa observar, identificar e
diferenciar os tipos de reações químicas.
2.0 – MATERIAIS
2.1 – MATERIAIS
- Amostra de Óxido de mercúrio – HgO;
- Nitrato de prata – AgNO3;
- Cloreto de potássio – KCl;
- Cloreto de prata – AgCl;
- Bico de Bunsen;
- Centrifuga.
2.2 – MÉTODOS
2.2.1 – Experimento 1 – Reação de decomposição
- Transferiu-se para o tubo de ensaio 0,1g de óxido de mercúrio II (HgO) e
pesou-se o conjunto;
- Realizou-se o aquecimento até a decomposição térmica completa com
produção de mercúrio (Hg) e oxigênio (O2);
- Esfriou-se em dessecador e pesou-se o conjunto;
- Preencheu-se a Tabela 1 e 2.
2.2.1 – Experimento 2 – Reação de dupla troca
- Escreveu-se a equação química;
- Adicionou-se em um tubo de ensaio 3mL de nitrato de prata (KCl) e 3ml de
cloreto de potássio (KNO3);
- Adicionou-se também em um tubo de ensaio 3mL de nitrato de prata e 3mL de
cromato de potássio.
- Centrifugou-se a reação;
- Preencheu-se a Tabela 3.
3 – RESULTADOS E DISCURSÃO
Tabela 1 – Comportamento do óxido de mercúrio sob aquecimento térmico
constante
"Reagente "Reação "Tipo de reação "Observações "
"2HgO "2HgO + calor 2Hg +"Decomposição "Reação Endotérmica"
" "O2 " " "
Tabela 2 – Estudo do rendimento da reação de decomposição do óxido de
mercúrio
"Massa de óxido de mercúrio – 2HgO (g) "0,1 "
"Massa do tubo de ensaio vazio (g) "7,4383 "
"Massa do tubo de ensaio + oxido de mercúrio – 2HgO "7,5383 "
"(g) " "
"Massa teórica do mercúrio produzido – Hg (g) "0,09 "
"Massa prática de mercúrio produzida – Hg (g) "0,03 "
"Rendimento (%) "33,3% "
1) 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.
2) Calculou-se a massa teórica do mercúrio e oxigênio com o uso da tabela
periódica sendo a massa e a regra de 3 pois o valor de oxido utilizada
é menor que 1mol de massa específica:
2HgO + calor 2Hg + O2
434g + calor 402g + 32g
0,1g + calor 0,09g + 0,01g
3) Notou-se também que o rendimento da prática foi de apenas 33,3% em
relação aos cálculos, pois a massa que deveria se obter de mercúrio
era de de 0,09g e obteve-se apenas 0,03g. Acredita-se que ocorreu
perda de mercúrio para a atmosfera pois não existia nenhum dispositivo
para retenção dessa substancia no tubo de ensaio.
Tabela 3 – Reação entre o nitrato de prata e cloreto de potássio
"Reagentes "Reação "Produto "Precipitado"
" " "dissolvido em" "
" " "agua " "
"KCl; AgNO3, "AgNO3 + KCl ( KNO3+ AgCl "KNO3 "AgCl "
"AgNO3; "2 AgNO3 + K2CrO4 ( 2 KNO3 + "KNO3 "K2CrO4 "
"K2CrO4 "Ag2CrO4 " " "
1) Notou-se que o nitrato de prata (AgNO3) reage com cloreto de potássio
(KCl) produzindo nitrato de potássio (KNO3) e cloreto de prata (AgCl)
caracterizando-se como reação de dupla troca com formação de resíduo
insolúvel.
2) Notou-se o nitrato de prata (AgNO3) reage com o cromato de potássio
(K2CrO4) produzindo nitrato de potássio (KNO3) e cromato de prata
(Ag2CrO4) caracterizando-se como reação de dupla troca com formação de
resíduo insolúvel.
3) Observou-se que a reação de dupla troca no caso do experimento em
questão ocorre devido a reação de 2 reagentes, que forma 2 produtos
que obedecem as seguintes condições:
Mais volátil;
Menos ionizado;
Insolúvel.
4) Observou-se e que nas reação ocorreram a geração de precipitados (AgCl
e K2CrO4) que são os metais pesados cuja densidade é superior a
4,0g/cm3, e tem números atômicos entre 61,546~200,590.
5) Notou-se que a visualização dos metais pesados só pode ser observado
devido o uso centrifuga que acelerou o processo de separação do sólido
e do líquido.
4 – CONCLUSÃO
Conclui-se que existem diferentes tipos de reação químicas e as diferenças
entre elas são o numero de reagentes em função de dos produtos.
Conclui-se que nas reações de decomposição ocorrem a fragmentação de um
composto químico para compostos menores e que nas reações de dupla troca
ocorrem a reação de 2 reagentes formando 2 produtos diferentes dos
reagentes.
5 – REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
PRATICAS DE QUIMICA GERAL PARA O CURSO DE ENGENHARIA – MANUAL DO ALUNO; MEC
– Secretaria da educação superior, fevereiro de 1985.
SARDELLA, Antônio. Química, São Paulo: Editora Ática, 2002. Volume único.
RUSSELL, J. B. Química Geral, São Paulo: Editora Pearson, Março de 2008. 2º
Edição. Volume 1.
WIKIPÉDIA. Reações Quimicas. Artigo Eletrônico. Disponível em
. Acesso em
21/11/2011.
