“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS
CURSO DE FARMÁCIA
TIPOS DE REAÇÕES
JEQUIÉ – BAHIA
ABRIL 2012
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“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
Sumário
1. Introdução e objetivos .................................................................................03
2. Materias e Procedimentos Experimental ......................................................06
3. Resultado e Discussões ...............................................................................08
5. Conclusão .....................................................................................................11
6. Referências Bibliográficas.............................................................................12
7.Anexos...........................................................................................................13
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“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
INTRODUÇÃO
Uma reação química se destinge de uma mudança física pela
profundidade da modificação que gera, por seu caráter permanente e pela
quantidade de energia envolvida. Ao se levar em consideração à forma com
que os átomos se organizam, as reações químicas podem ser classificadas em
cinco tipos: de síntese ou combinação, de decomposição, de deslocamento ou
troca, de dupla troca e de reagrupamento interno, numa combinação, duas ou
mais substancias se unem para formar um único composto.
Todo fenômeno químico é uma reação química, em uma reação química
a estrutura de cada átomo enquanto elemento químico permanece inalterado,
ou seja: Na reação química os átomos não se transformam em outros átomos.
Também não há perda dos átomos que iniciaram a reação, nem criação de
átomos novos. A transformação ocorre apenas ao nível de substância, isto é,
os átomos das substâncias reagentes se reagrupam de uma nova maneira e
assim formam as substâncias do produto. Esse reagrupamento envolve apenas
a eletrosfera dos átomos, nunca atinge o núcleo. Os átomos de cada elemento,
que aparecem no reagente, são os mesmos que aparecem no produto:
somente a combinação entre eles foi modificada. Contudo para deduzirmos se
houve reação química precisamos observar certos fenômenos ao colocarmos
em contato duas ou mais substâncias. Quando há diferenças perceptíveis e
significativas entre o estado inicial e o estado final é porque ocorreu uma
reação química. É possível usarmos critérios quantitativos e qualitativos para
detectarmos esta mudança. Esses fatos podem ser identificados como;
formação de produtos gasosos; formação de precipitado; mudança de cor;
mudança de odor; transferência de energia. Sendo um dos mais marcantes a
formação de um precipitado: granular; cristalino; finamente dividido; coloidal
tipo gelatinoso; coloidal finamente dividido.
Tipos de Reações Químicas:
- Reação de Combinação – Tem como produto uma substância complexa
formada pela união de duas ou mais substâncias (simples ou composta).
Também denominada reação de síntese ou de adição quando pelo menos uma
das substâncias reagentes é composta.
- Reação de Decomposição – Um reagente origina duas ou mais substâncias
distintas, e pode ser chamada de reação de análise. Algumas reações de
análise recebem o nome de pirólise ou eletrólise.
- Reação de Deslocamento – Ocorre uma substituição de átomo(s) entre as
substâncias, é também chamada de reação de substituição ou troca. Simples
troca(quando um elemento constituinte de um composto é substituído por outro
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elemento); dupla troca(quando duas substâncias permutam entre si dois
elementos).
- Reação de precipitação – Realizada em presença de reagente líquido ou em
solução, o corre a formação de um material sólido insolúvel no meio.
- Reação de Neutralização – É aquela que ocorre entre um ácido e uma
base, produzindo sal e água. É um tipo de reação que sempre se realiza,
independente de quais sejam os reagentes. Conforme a proporção de ácido e
base que efetivamente reagir, obtém-se um determinado tipo de sal.
- Reação de Óxido-redução – Quando ocorre uma variação no número de
oxidação de alguns elementos que compõe os reagentes e produtos.
- Reação de Polimerização – Transformação de uma da substância
(monômera) em outra de massa molecular múltipla da primeira (polímero).
Objetivo
Através dos experimentos, observar os diversos tipos de reação,
representar suas equações químicas e classificá-las conforme sua
representação.
MATERIAIS UTILIZADOS:
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Tubos de ensaio
Espátula
Pinça
Vidro de relógio
Lixa
Bico de Bunsen
Termômetro
SOLUÇÕES E REAGENTES:
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Sódio metálico
Solução de fenolftaleína a 0,1% (m/v) alcóolica
Fita de magnésio
Solução de ácido clorídrico ( HCl ) 1:1 (v/v)
Solução concentrada de ácido clorídrico
Solução concentrada de hidróxido de amônio (NH4OH )
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Solução diluída de hidróxido de sódio (NaOH) (~0,001 mol-1 )
Bicarbonato de sódio( NaHCO3)
Dicromato de amônio (NH4)2Cr2O7
Cobre metálico
Nitrato de prata (AgNO3)
Iodeto de sódio (NaI )
Acetato de chumbo (CH3COO2) Pb
Cloreto de sódio (NaCl )
Cloreto de amônio (NH4Cl)
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
Lixou-se um pedaço de fita de magnésio (3cm) para retirar a camada preta que
o protege. Observou-se a aparência, esperou alguns segundos e verificou se
houve modificação. Em um tubo de ensaio contendo um pouco de água
destilada, adicionou-se 2 a 3 gotas de solução de fenolftaleína a 0,1 % (m/v) e
colocou a fita de magnésio lixada.
Colocou-se em um tubo de ensaio, um pouco de solução de HCl 1:1
(v/v) e adicionou-se um pedaço de fita de magnésio.Observou-se.
Lixou-se um pedaço de fita de magnésio (3 cm) para retirar a camada
preta que a protegia. Segurou-a com uma pinça e aqueceu a chama de uma
lamparina ou bico de Bunsen, ate que se observou alguma transformação.
Recolheu o produto desta reação em um tubo de ensaio contendo água
destilada e gotas de solução de fenolftaleína a 0,1 % (m/v).
Pegou-se com uma pinça um pequeno pedaço de sódio metálico que se
encontrava imerso em querosene. Colocou sobre uma folha de papel de filtro e
fez um corte com a espátula. Observou-se a aparência da superfície recémcortada e o que aconteceu em seguida.
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Colocou-se água destilada em uma cápsula de porcelana e adicionou 2
gotas de solução de fenolftaleína a 0,1 % (m/v). Cortou-se um pedaço de sódio
do tamanho aproximado da cabeça de um palito de fósforo. Obteu-se um vidro
de relógio limpo e seco. Colocou-se o pequeno pedaço de sódio na cápsula e,
imediatamente, cobriu com o vidro de relógio. Observou-se.
Molhou-se um bastão de vidro em HCl concentrado e aproximou
cuidadosamente da boca de um frasco que continha solução concentrada de
amoníaco.Observou-se.
Em um frasco de Erlenmeyer, colocou-se 20,00 ml de solução diluída de
hidróxido de sódio e algumas gotas de solução de fenolftaleína a 0,1 % (m/v);
deixando passar, lentamente, uma corrente de gás carbônico. Observou-se.
Em um tubo de ensaio seco, colucou-se 0,5g de bicarbonato de
potássio. Com uma mangeira dobrada em U bem fina atravessou-se por outro
tubo de ensaio este contendo água de cal. Aqueceu-se cada um dos tubos
contendo o sal com o bico de gás. Observou-se.
Colocou-se em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de
dicromato de amônia. Aqueceu-se cuidadosamente, à chama de um bico de
gás.Observou-se.
Colocou-se em um tubo de ensaio, uma solução de nitrato de prata até
1/3 do volume. Adicionou-se dois pequenos pedaços de cobre metálico na
solução. Após o experimento deixou-se o tubo de ensaio em repouso durante
alguns minutos, agitou-se o tubo e observou-se os fragmentos.
Adicionou-se uma solução a 1% (m/v) de iodeto de sódio em 1/4 de um
tubo de ensaio, acrecentou-se o mesmo volume de solução a 1% (m/v) de
acetato de chumbo. Observou-se.
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Adicionou-se uma solução a 1% (m/s) de cloreto de sódio em 1/4 de um
tubo de ensaio. Acresentou-se a mesmo volume de solução a 1% (m/v) de
nitrato de prata. Observou-se.
Adicionou-se em ¼ de um tubo de ensaio uma solução 1,00 mol/L de
ácido clorídrico. Mergulhou-se nela um termômetro e mediu-se sua
temperatura. Em outro tubo de ensaio, colocou-se ¼ da solução de hidróxido
de sódio 1 mol/L e mediu-se a sua temperatura. Observou-se.
Acrescentou-se o conteúdo de um tubo sobre o outro, agitou-se e mediuse a temperatura. Observou-se.
Colocou-se água em 1/3 do volume do tubo de ensaio limpo. Colocou-se
o termômetro para verificar a temperatura. Observou-se.
Adicionou-se à água que continha no tubo de ensaio cerca de 1,00g de
cloreto de amônia. Agitou-se e anotou-se a temperatura.
Resultado e discussão:
4.1) A primeira reação surgiu quando a fita de magnésio estava sendo lixada,
pois foi observada a sua aparência, e esta tinha como característica um brilho
metálico, e foi verificado que na fica houve modificação, pois após alguns
segundos em contato com o ar o Mg foi perdendo seu brilho, devido a
formação do óxido de magnésio. Essa formação se deve ao fato que o
magnésio reagiu com o oxigênio, sendo esta uma reação de síntese ou adição
conforme demonstra a reação abaixo:
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
Ao acrescentar a fita de Mg em um tubo de ensaio contendo água
destilada e fenolftaleína,observou-se que a solução adquiriu uma coloração
rosa com liberação de gás.Isso ocorre porque na primeira reação,forma-se o
óxido de magnésio e libera hidrogênio na forma gasosa em contato com a
água.Observe a fórmula química:
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Mg + H2O ---> MgO + H2
Então,as bolhas que são observadas ocorrem devido ao hidrogênio que
é liberado em forma de gás.Porém,o MgO é um óxido de metal alcalino
terroso,o que faz com que ele seja reativo com água,formando bases
(chamados de óxido básico).Como ainda tem água suficiente para reagir,formase o hidróxido de magnésio:
MgO + H2O ---> Mg(OH)2
4.2) Em um tubo de ensaio, colocou solução de HCl 1:1 (v/v) e adicionou a fita
de magnésio lixada, percebeu-se liberação de bolhas, pois houve formação do
gás hidrogênio e a fita de magnésio se dissolveu, devido a alta concentração
do ácido. Ocorreu também a formação do cloreto de magnésio através da
doação de elétrons do Mg2+ para o Cl-. Percebe-se que essa reação é de
oxirredução,pois teve perda e ganhou de elétrons por um átomo.
2HCl(l) + Mg(s) → MgCl2 + H2 (g)
4.3)Ao lixar a fita de magnésio e aquecê-lo,rapidamente o metal entrou em
combustão,produzindo um brilho intenso,deixando como resíduo uma cinza.O
comportamento do magnésio apresentou-se extremamente reativo e sua
combustão também pode ser definida como uma reação de síntese ou
adição,pois o magnésio reagiu com o oxigênio para gerar óxido de
magnésio,segundo a equação:
2Mg + O2 ---> 2MgO
Certamente este óxido é a cinza residual,observada no final do
experimento.Inserindo-se os resíduos coletados da reação em um tubo de
ensaio contendo água destilada e fenolftaleína,ocorreu reação entre os
reagentes formando produtos de características básicas ou seja,hidróxido de
magnésio.Observou-se que a coloração ficou rosa devido à presença do
indicador de pH,a fenolftaleína.Esse resultado obtido,indica que o produto
formado encontra-se com um pH acima da faixa de viragem da
fenolftaleína,que é acima de 10,0.Foi analisada também,a liberação de bolhas
(gás hidrogênio).Observe a reação onde ocorre uma oxirredução.
4.4) Este foi realizado com o sódio metálico que estava submerso em
querosene, a fim de evitar que entre em contato com o ar e/ou umidade e
colocou-se em um papel filtro, neste momento apresentava-se uma feição
fosca, com o auxilio de uma espátula foi cortado em pedaços menores, e foi
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observada a aparência da superfície recém cortada e esta tinha aspecto
brilhante, em questão de poucos segundo esse brilho foi perdido, fiando
escuro, isso pode ser explicado devido o contato que este teve com o oxigênio
do ambiente. Ocorreu a seguinte reação de síntese:
2Na + 2H2O → 2NaOH + 1H2(g)
4.5) O quinto experimento foi realizado quando colocado em um pedaço
pequeno de sódio metálico em um béquer contendo água destilada e uma
solução de fenolftaleína, e então foi observado que o pedaço de sódio moviase violentamente e que houve grande liberação de energia, ou seja, uma
reação exotérmica, pois ficou muito quente e o sódio se fundiu em contato com
a água, formando uma pequena esfera que reagiu até sua completa
decomposição no solvente. Foi formado então o hidróxido de sódio que é de
natureza básica, confirmado pela presença de fenolftaleína, pois ficou com uma
coloração rósea, e formou-se também o gás hidrogênio,como mostra a
equação da reação de simples troca.
2H2(g) + 1O2 ---> 2H2O(l) + explosão
4.6) O sexto experimento foi realizado sob a capela, pois a solução de ácido
clorídrico estava concentrada, e após mergulhar um bastão de vidro em uma
solução concentrada de HCl e aproximar de um tubo contendo amoníaco
também concentrado, observou-se a formação de uma nevoa branca. Essa
nevoa é um gás particulado tendo uma aparência de um sólido. A explicação
para isso é que o amoníaco que passa da solução para a atmosfera reage com
o ácido clorídrico, formando assim o cloreto de amônio, observado pelos fumos
brancos que surgem por cima do tubo de ensaio e da vareta. A reação química
observada é de síntese ou adição:
NH3(g) +HCl(g) → NH4Cl(s)
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4.7) O sétimo experimento foi a partir de uma solução diluída de hidróxido de
sódio com algumas gotas de fenolftaleína, e foi observada uma coloração
rósea devido ao meio básico. E foi utilizada uma corrente de gás carbônico
(CO2). Foi observada uma mudança na coloração, pois, o gás carbônico
acidificou o meio tornando então a coloração incolor. Poiso gás carbônico
liberado reagiu com a água, produzindo o ácido carbônico. Sendo esta uma
reação de síntese ou adição:
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
Obs: A utilização da corrente de gás carbônico foi a partir do sopro, feitas com
a expiração vinda dos pulmões, fazendo esse gás carbônico ser liberado.
4.8)Não foi possível a realização deste experimento devido a falta de material
no laboratório.
4.9) O aquecimento do dicromato de amônio causa sua decomposição em
óxido de cromo (Cr2O3), gás nitrogênio (N2) e água. O sólido em pó,
inicialmente de coloração alaranjada, sofre uma reação violenta após o
aquecimento, transformando-se em cinzas levemente esverdeadas, volumosas,
de baixa densidade e cancerígenas (óxido de cromo) e liberando substâncias
no estado gasoso (nitrogênio, N2, e vapor de água). A decomposição ocorre
segundo a seguinte reação de decomposição.
(NH4)2 Cr2O7(s) ------.> Cr2O3(s) + N2(g) + 4H2O(g)
4.10) Coloca-se nitrato de prata(AgNO3) em um tubo de ensaio. Introduz-se
neste tubo um pedaço de cobre metálico. Observou-se a reação durante 5
minutos, permanecendo o tubo de ensaio em repouso.
Durante este período, o pedaço de cobre escureceu, e interessantes
filamentos cinza-prateados formaram-se, impregnando às paredes do cobre.
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Finalmente agitou-se o tubo de ensaio, fazendo com que esses
filamentos se soltassem do pedaço de cobre, tornando mais clara sua
coloração prateada. O líquido também tendeu a ficar levemente azulado. O
cobre, estando mais à frente da prata na fila de reatividade de metais, tende a
reduzi-la, substituindo-a ou deslocando-a para fora do sal, formando assim o
nitrato cúprico e prata metálica, segundo esta equação. Reação de simples
troca.
2AgNO3 + Cu -----> Cu(NO3)2 + 2Ag
Os filamentos cinza-prateados são exatamente a prata metálica formada
nesta reação de deslocamento. A coloração azul da água deve-se a partículas
de cobre em suspensão.
4.11) O acetato de chumbo sendo acrescentado a uma solução de iodeto de
sódio formou uma mistura onde foi observada a formação de um precipitado de
cor amarela.Isso ocorreu, porque a substância insolúvel (o precipitado) é
formado na solução devido a reação química ou porque a solução foi
supersaturada por um composto.Assim, a formação do sólido desprendeu-se
para fundir do recipiente indicado que o mesmo é mais denso que o solvente.A
coloração amarela é proveniente do chumbo em meio aquoso, indicando a
baixa solubilidade do iodeto na solução final. Nesta reação houve a formação
do acetato de potássio (CH3COOK) e iodeto de chumbo (PbL).Reação de
dupla troca.
2CH3COOPb + 2Nal →2CH3COONa + 2Pbl
4.12) Preparou-se uma solução de nitrato de prata (AgNO3) em um tubo de
ensaio. Acresceu-se uma solução de cloreto de sódio (NaCl), usando a pipeta
para medição. O líquido contido no tubo de ensaio passou a ficar com
coloração leitosa. Após algum tempo de observação, notou-se a precipitação
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de algumas partículas no fundo do tubo de ensaio. Não houve tempo para uma
precipitação completa.
Ao se juntar o AgNO3 e o NaCl, houve uma reação produzindo cloreto de
prata e nitrato de sódio. A equação abaixo ilustra isso:
AgNO3(aq) + NaCl(aq) ---> AgCl(s)+ NaNO3(aq)
Os sais nitrato de prata e cloreto de sódio estão presentes no tubo de
ensaio como íons de seus elementos combinados, ou seja, Ag +, NO3-, Na+ e Cl.Ao se juntarem os dois sais, os íons Ag+ e Cl- se combinam, formando uma
molécula do sal cloreto de prata, que, sendo sólido, precipita-se para o fundo
do tubo de ensaio. Isto é uma reação de precipitação. Os íons Na+ e NO3permanecem em suspensão aquosa no tubo, combinados no sal nitrato de
sódio.
Verifica-se que houve duas trocas de elementos nesta reação. O íon Ag +
foi deslocado do nitrato de prata e combinou-se com o íon Cl-, que por sua vez
foi deslocado do cloreto de sódio. Os íons que sobraram formaram o nitrato de
sódio. Assim, os dois compostos reagentes permutaram entre si seus radicais,
criando dois novos compostos. Isso é uma reação de dupla troca.
4.13) Em um tubo de ensaio, adicionou-se uma solução de acido clorídrico 1,00
mol/L e com auxilio de um termômetro, tomou-se a temperatura de 32°C. Em
outro tubo de ensaio, adicionou-se uma solução de hidróxido de Sódio 1,00
mol/L cuja temperatura foi de 31°C.
Juntou-se essas duas substâncias e mediu-se a temperatura final da
reação. Esta foi de 35oC. Esse comportamento ilustra uma reação exotérmica,
que é uma reação onde há liberação ou produção de calor. Isso ocorre porque
a energia dos reagentes, ou seja, a energia de ligação entre os átomos dos
reagentes é maior que a energia de ligação entre os átomos dos produtos
formados. Essa "sobra" de energia é liberada para o meio sob forma de calor.
HCl + NaOH ----> NaCl + H2O
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4.14)Colocou-se água em 1/3 do volume de um tubo de ensaio limpo. Com
auxilio de um termômetro mediu-se a temperatura de 31°C. Após adicionar à
água cloreto de amônio e agitar a solução, observou-se uma temperatura de
25°C. Assim, essa reação absorve calor, levando o nome de reação
endotérmica, notando-se uma diminuição da temperatura da mistura. Ao toque
dos dedos, o tubo de ensaio ficou "frio".
NH4Cl + H2O ---> HCl + H2O
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Conclusão
Os experimentos realizados puderam confirmar vários itens teóricos no
aprendizado da Química, como a formação de precipitados, a liberação de
calor em uma reação, a combustão e formação de óxidos, mudança de cor e
formação de novos compostos. Adquiriu-se assim um treino valioso para
análise qualitativa de uma reação, buscando os indícios que ilustram as
reações envolvidas, e fixou-se com a observação prática vários conceitos sobre
reações.
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Referencia bibliográfica
1. Brown, Theodore L.; Química a Ciência Central – 9ª edição, São Paulo:
Pearson Prentice Hall, 2005.
2. Equilíbrio. Disponível em:
químicohttp://www.dracena.unesp.br/graduacao/arquivos/quimica_geral/
equil%C3%ADbrio_quimico.pdf. Acesso em: 26/03/2012
3. Fundamentos da Química; Feltre Ricardo; ed. Moderna; 4ª edição, São
Paulo, 2005
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Questionário
1. Faça um resumo dos tipos de reação química que você aprendeu
nesta aula, dando um exemplo de cada um.
 Síntese: reação em que um único composto é obtido a partir de dois
compostos.
Exemplo: Fe + S → FeS
 Decomposição: reações em que a partir de um único composto são
obtidos outros compostos.
Exemplo: CaCO3 → CaO + CO2
 Simples Troca: reações em que uma substância simples reage com
uma substância composta para formar outra substância simples e
outra composta.
Exemplo: 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
 Dupla Troca: reações em que duas substâncias compostas resolvem
fazer uma troca e formam-se duas novas substâncias compostas.
Exemplo: BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl
 Exotérmico: reações em que ocorre a liberação de calor.
Exemplo: H2 + ½ O2 → H2O + 68,3 Kcal
 Endotérmico: reações em que ocorre a absorção de calor.
Exemplo: C + 2S + 21 Kcal → CS2
2. Classifique e esquematize todas as reações estudadas.
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1. - Oxidação da fita de magnésio (perda do brilho) - óxido de magnésio:
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
Reação de Síntese
- Reação do Mg com a água, que resultou em uma solução de natureza
básica:
Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(aq) + H2 ↑
Reação de Simples Troca
2. - Oxi-redução, formação do cloreto de magnésio:
2HCl(l) + Mg(s) → MgCl2 + H2 (g)
Reação de Simples Troca
3. - Combustão do magnésio, reação do magnésio com o oxigênio para
gerar óxido de magnésio:
2Mg + O2 → 2MgO
Reação de Síntese
- Formação do hidróxido de magnésio, metal alcalino terroso, reativo
com água:
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2
Reação de Simples Troca
4./5. - Brilho foi perdido, ficou escuro devido ao contato com o oxigênio do
ambiente:
Na + O2 → 2NaO
Reação de Síntese
- Fusão do sódio decorrente do contato com a água, formando uma
pequena esfera que reagiu até completa decomposição:
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
Reação de Simples Troca
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6. - O amoníaco que passa da solução para a atmosfera reage com o ácido
clorídrico, formando o cloreto de amônio; formação de uma nevoa
branca (gás particulado tendo uma aparência de um sólido):
NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)
Reação de Síntese
7. - O gás carbônico acidificou o meio, ao ser liberado (pelo sopro), reagiu
com a água, produzindo o ácido carbônico:
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
Reação de Síntese
8. - Reação formando o nitrato cúprico e a prata metálica:
2AgNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2Ag
Reação de Simples Troca
9. - Ao ser ativado por uma chama, o dicromato se decompôs, produzindo
calor, gases e óxido de cromo que é um pó:
(NH4)2CrO7(s) → N2(g) + Cr2O3(s) + 4H2O(l)
Reação de Decomposição
10. - O iodeto de sódio reage com acetato de chumbo formando acetato de
sódio e iodeto de chumbo, formando precipitado:
2NaI + Pb(C2H3OO)2---> 2NaC2H3OO + PbI2
Reação de Dupla Troca
11. - Precipitação de algumas partículas:
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
Reação de Dupla Troca
12. - O calor é cedido pela mistura de reagentes, onde a energia de ligação
entre os átomos dos reagentes é maior que a energia de ligação entre
os átomos dos produtos formados. E quando liberando a sobra de
energia é sob a forma de calor:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Reação de Dupla Troca e Exotérmica
13. - Após misturar estes líquidos, ocorreu em resfriamento do recipiente:
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H2O(l) + NH4Cl(s) → NH4OH(aq) + HCl(aq)
Reação de Dupla Troca e Endotérmica
3. Qual o significado das palavras exotérmico e endotérmico? O que é
água de cloro? E água de cal?
Exo “fora de”, therme “calor”, exotérmica é a reação que libera calor: A + B → C
+ calor.
Endo “dentro”, therme “calor”, endotérmica é a reação que absorve calor: A + B
+ calor → C.
Água de cloro é o nome da solução resultante quando o cloro o reage com a
água formando HCl e HClO.
Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HClO(aq)
Água de cal é uma solução de hidróxido de cálcio em água. É obtida a partir da
dissolução de óxido de cálcio:
CaO + H2O → Ca(OH)2
4. Na síntese de óxido de magnésio, você queimou esse metal. Qual a
substância química sem o qual as combustões não ocorreriam?
Nesse caso é necessária a presença de três fatores: um combustível, um
comburente e energia de ativação. Essa reação consiste na queima de um
combustível que através da energia de ativação (calor de uma chama, faísca
elétrica), na presença de um comburente que, no caso, é o oxigênio do ar
(O2)sem o qual a combustão não ocorreria.
5. O que é pirólise? E eletrólise?
Pirólise: é a reação de decomposição pela ação do calor e do fogo.
Eletrólise: é quando as substâncias se decompõem pela passagem de corrente
elétrica.
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“Um novo jeito de se aprender química”
Helan Carlos e Lenine Mafra- Farmácia- 2014.2
6. Peça um pouco de água de cal e sopre com um canudinho dentro
dela. Porque aparece uma turvação? O que é um precipitado? O
que é uma reação de neutralização?
Quando expiramos o ar contido em nossos pulmões, expelimos dentre outros,
o gás carbônico, que é um óxido ácido. Óxidos ácidos reagem com base dando
um sal mais água:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
O sal obtido é o carbonato de cálcio, como é um sal muito pouco solúvel em
água, é o responsável pela turvação da solução.
Precipitado é o sólido formado na reação química. Isso pode ocorrer quando a
substância insolúvel, o precipitado, é formado na solução devido a reação
química ou quando a solução foi supersaturada por um composto.
Reação de neutralização é o nome que se dá a toda reação química que ocorre
na mistura de um ácido com uma base. A reação de neutralização é a reação
entre um ácido e uma base dando origem a sal e água.
7. Classifique as reações:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
2H2O2 → 2H2O + O2; Reação de Decomposição.
2H2 + O2 → 2H2O; Reação de Síntese.
2KCl + F2 → 2KF + Cl2; Reação de Simples Troca.
Ca(OH)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2H2O; Reação de Dupla Troca.
Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2NaCl; Reação de Dupla Troca.
H2 + I2 → 2HI; Reação de Síntese.
C + O2 → CO2 + 94 Kcal; Reação de Síntese e Exotérmica.
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu; Reação de Simples Troca.
C + 2S + 21 Kcal → CS2; Reação de Síntese e Endotérmica.
HBr + NaOH → NaBr + H2O + 13,7 Kcal; Reação de Dupla Troca e
Exotérmica.
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