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Relatório De Reações Químicas

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Por:   •  30/4/2014  •  1.815 Palavras (8 Páginas)  •  8.466 Visualizações

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Relatório Reações Químicas (P7)

1. INTRODUÇÃO

Uma das principais atividades da Química é o estudo das reações que são, essencialmente, combinações dos elementos e seus compostos para formar novos compostos. Uma reação química é freqüentemente representada por uma equação química balanceada, mostrando as quantidades relativas de reagentes e produtos, e seus estados físicos.

Podemos dividir as reações químicas em dois grupos principais:

• Reações em que há transferência de elétrons;

• Reações químicas em que não há transferência de elétrons.

Devida à sua natureza, as reações químicas podem ainda ser classificadas como:

o Reações de análise

o Reações de decomposição

o Reações de síntese

o Reações de deslocamento simples ou troca simples

o Reações de deslocamento duplo ou troca dupla

o Reações de complexação aniônica

o Reações de complexação catiônica

o Reações de oxi-redução

Tradicionalmente, as reações químicas são classificadas de acordo com o número de reagentes e produtos em cada lado da equação química que representa a reação:

• reações de análise ou decomposição (AB = A + B);

• reações de síntese, composição ou adição (A + B = AB);

• reações de simples troca ou deslocamento (AB + C = AC + B);

• reações de dupla troca (AB + CD = AD + CB).

Outra classificação categoriza as reações em dois tipos:

• reações de oxirredução ou reações redox

• as demais reações

Um tipo de reação que não encontra paralelo nas classificações acima é a chamada reação de isomerização.

2. OBJETIVO

Reconhecer como ocorre uma reação química e saber apreciar esta reação, através de observações de dados experimentais e, aprender a manipular alguns reagentes.

Na prática feita em laboratório, foram vistos alguns exemplos de reação de análise, de decomposição, reação de síntese e reação de deslocamento simples ou troca simples, reação de deslocamento duplo ou troca dupla.

3. EXPERIMENTOS REALIZADOS

3.1 Reação de Decomposição

• Foram utilizados: KclO3 (clorato de potássio) e MnO2 (bióxido de manganês).

• Materias: Tubo de ensaio, pinça de madeira, bunsen, palito em brasa.

• Procedimento: O tubo de ensaio contendo a mistura de KClO3 (clorato de

potássio) e MnO2 (bióxido de manganês), foi aquecido pelo busten e foi

verificado que o gás liberado na extremidade do tubo provoca uma combustão.

• Resultados: O palito pegou fogo devido a Combustão, porque alguns oxigênios contém a forma atômica. (Composição Pirolítica) e a liberação do oxigênio fez com que criasse o fogo. A mistura do tubo de ensaio borbulhou. Com o aquecimento da substância do tubo de ensaio ocorre à liberação de O2(g) e o fogo aumenta.

KClO3 + MnO2 KCL(S) + MnO2(S) + 3/2O2(g)

Mg(s) + ½ O2(G) MgO(S) + Calor + Luz

3.2 Reação de Síntese

• Forão utilizados: Fita de magnésio de cerca de 2,0 cm.

• Materiais: Pinça metálica, bunsen, vidro de relógio.

• Procedimento: Depois de notadas as características físicas da fita de magnésio, esta foi segurada por uma extremidade com o auxílio de uma pinça metálica e aquecida a outra extremidade na chama do bunsen. Assim que se iniciou uma reação a fita de magnésio foi retida no cadinho.

• Resultados: Depois de queimado, a fita de magnésio que esta no cadinho se transforma em um pó branco e cinza. E enquanto estiver sendo segurado pela pinça, a fita de magnésio pega fogo, quando colocada no cadinho, o calor dissipa (se espalha) onde se tem o magnésio fundido ( ele para de pegar fogo). Os fatores importantes são a Forte emissão de luz e a liberação de calor.

Algumas características Físicas da fita de Magnésio: Brilho Metálico, Maleabilidade e Condutor de Eletricidade

Mg (s) + O2 (g) Monóxido de Magnésio

• Curiosidade: O claro que é emitido quando colocamos sob o cadinho é o flesh das antigas máquinas fotográficas.

3.3 Reação de Deslocamento Simples ou Troca Simples (Demonstrativo)

• Foram utilizados: Água, fenolftaleína, fragmento de sódio.

• Materiais: Béquer, tubo de vidro resistente, palito de fósforo.

• Procedimento: Foi colocado água em um béquer até preencher 2/3 de seu volume. Adicionado umas gotas de fenolftaleína à água, fixado a um suporte, um tubo de vidro resistente, que ficou aproximadamente com 4,0 cm de seu comprimento imerso na água. Foram pegos pequenos fragmentos de sódio e colocados no interior do tubo um a um. Iniciada a reação de liberação de gás, foi inserido um palito de fósforo em chama.

• Resultados: O fragmento de sódio reage com o oxigênio. O querosene impede o contato direto com a atmosfera. Na reação primária a água fica com uma cor rosa escuro e libera calor. Quando reage e pega fogo, por ser um processo muito rápido, ele faz barulho. E o sódio boia por ter a densidade muito maior que a densidade da água e por causa do hidrogênio que está grudado no sódio.

Fatores Importantes neste experimento: Libera gás, boia, emite vapor branco, cheiro de querosene, solta faísca e faz barulho.

Na(s) + H20(l) → NaOH + H2(g) – Reação primária

3.4 Reação e Deslocamento Duplo ou Troca Dupla

• Foram utilizados: BaO2 (pó branco), H2SO4, KmnO4

• Materiais: Tubo de ensaio.

• Procedimento: Foram adicionados ao tubo de ensaio contendo certa BaO2 (que é um pó branco), 2,0mL de H2SO4 1,0mol/L e agitado. Depois, adicionado lentamente gotas de solução de KMnO4 0,01mol.L-1 e agitado. Foi verificada a presença de um dos produtos formado.

• Resultados: 1º reação: reação de troca.

BA2+ O2-1(S) + H2SO4→ H2O2(aq) + BaSO4(S)

2º parte: uma única gota de permanganato e agitado. O permanganato entra em contato e descolore. (fica branco)

5H2O2-1 + 2Mn+7 O4-2 + 16H+ → 2Mn2+ + 5020(g) + 8H2O-2(l)

3º parte: Colocado excesso de permanganato o sistema não oxida e vai formar óxido de manganês.

H2O2(aq) + MnO4-(aq) + H+ → MnO2(S) + O2(g) + H2O(l)

4. CONCLUSÃO

Com os experimentos realizados em laboratório, podemos expandir o conhecimento sobre as reações químicas, e adquirimos conceitos mais completos a respeito destas reações. Que como já foi explicado 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.

5. ANEXOS

Reação de Decomposição

Figura 1 Figura 2

Reação de Síntese

Figura 3 Figura 4

Reação de Deslocamento Simples ou Troca Simples

Figura 5

Reação e Deslocamento Duplo ou Troca Dupla

Figura 6 Figura 7

PESQUISA

O que é CELOBAR ?

É um medicamento utilizado como meio de contraste no estudo radiológico do trato digestivo.

Composição

Sulfato de bário 150 g;

Carboximetilcelulose 2,05 g;

Veículo q.s. 150 ml.

Ação

CELOBAR Suspensão Oral é um contraste radiológico eficaz para os diversos segmentos do tubo digestivo, que assegura detalhes mais nítidos da mucosa e informações mais acuradas sobre possíveis processos patológicos.

Posologia

Os contrastes radiológicos devem ser usados de acordo com o critério do médico radiologista e o segmento do tubo digestivo a ser estudado.

Curiosidade

Caso da intoxicação por Celobar

Reportagem, Junho de 2003.

Um erro em uma indústria farmacêutica provoca intoxicação em dezenas de pessoas. Há uma morte confirmada e outras 15 suspeitas. A causa: um veneno chamado carbonato de bário (BaCO3). O Celobar -medicamento que causou a tragédia- deveria conter somente sulfato de bário (BaSO4). Mas, na tentativa de transformar o carbonato em sulfato, algum erro fez com que quase 15% da massa do Celobar comercializado fosse de BaCO3.

Pacientes tomam sulfato de bário para que os órgãos de seu sistema digestório fiquem visíveis nas radiografias. É o chamado contraste. O problema é que os íons Ba2+ são muito tóxicos. Quando absorvidos, causam vômito, cólicas, diarreia, tremores, convulsões e até a morte. Cerca de 0,5 g é dose fatal. Mas, se a toxicidade é do bário, por que o BaSO4 não é perigoso e o BaCO3 sim?

É que o BaSO4 praticamente não se dissolve na água. Sua solubilidade é de apenas 1,0 x 10-5 mol/L. Isso significa que só há 0,00137 grama de íons Ba2+ dissolvidos em um litro do medicamento. É muito pouco. O que os pacientes ingerem é uma suspensão aquosa desse sal em que a maior parte dele não está dissolvida.

Sem dissolução, não há, praticamente, dissociação do sal. É por isso que os íons Ba2+ não são liberados para serem absorvidos pelo organismo. Não há perigo. Ainda assim, só para garantir, essa suspensão costuma ser preparada em uma solução de sulfato de potássio (K2SO4), um sal bastante solúvel em água. A função desse sal é aumentar a concentração de íons SO42-. Desse modo, o equilíbrio da dissociação do sal é bem deslocado para a esquerda, diminuindo ainda mais a presença de Ba2+(aq) na suspensão.

Com o BaCO3 é diferente. Apesar de pouco solúvel em água, ele reage com o ácido clorídrico do nosso estômago - o que não acontece com o BaSO4- formando um sal solúvel, o cloreto de bário. Ao se dissolver, esse sal se dissocia, liberando íons bário para o organismo. O corpo absorve esses íons, e a intoxicação acontece. Triste é saber que uma simples gota de HCl, misturada ao Celobar, teria evitado a tragédia. Como você pode perceber pela reação acima, essa gota produziria bolhas de gás carbônico (CO2), o que evidenciaria a presença do veneno no medicamento.

Luís Fernando Pereira*

Especial para a Folha de S. Paulo

6. BIBLIOGRAFIA

[1] RUSSELL, J. B. “Química Geral”, 2. ed. Pearson , 1994. Acesso em: 13 out. 2011.

[2] O' CONNOR, R. “Introdução à química”. São Paulo, Harper & Row do Brasil, 1977. Acesso em: 13 out. 2011.

[3] Reportagem extraída do site www.uol.com.br

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