Reações Químicas
Aspectos Qualitativos

A matéria encontra-se em transformação permanente na Natureza. Sob a ação de agentes, a matéria pode sofrer alterações em seu estado físico ou químico. Uma transformação física não altera a identidade da substância ou matéria, a exemplo das mudanças de estado. Água gelada ou congelada, mesmo que sólida, ainda é água. Um pedaço de ferro pode ser triturado e ainda fundido, mas continua sendo ferro. Uma transformação química é mais fundamental, pois nela a substância ou matéria é destruída e outra ou outras novas são formadas. O exemplo perfeito é a exposição de um pedaço de ferro ao ar livre e chuva. Há uma combinação química do ferro com o oxigênio e água, formando óxido de ferro, ou ferrugem. A transformação química é denominada reação química. Assim, reação química é o processo pelo qual átomos ou grupos de átomos são redistribuídos, resultando em mudança na composição molecular das substâncias.

As substâncias que desaparecem durante essas reações recebem o nome de reagentes, e as que são formadas, produtos. Esses produtos obtidos dependem das condições sob as quais a reação química toma lugar.

Os experimentos a seguir serão analisados qualitativamente, ou seja, tentar-se-á identificar as substâncias que são formadas no final do experimento. Esta análise é comumente baseada em qualidades facilmente identificáveis, como cor, calor, insolubilidade. Com base nessa análise, poder-se-á separar as reações segundo a classificação científica de

• Reações de síntese ou adição

• Reações de análise ou decomposição

• Reações de deslocamento ou simples troca

• Reações de dupla troca

Material Utilizado

Tubo de ensaio, enxofre, bico de Bunsen, espátula, pinça de madeira.

Procedimento e Observação

Colocou-se uma quantidade de enxofre em um tubo de ensaio. Levou-se este tubo com auxílio da pinça à chama do bico de Bunsen. Ao se aquecer, o enxofre mudou de coloração, ficando mais escuro, ao mesmo tempo em que se liqüefazia. Após pouco tempo, houve desprendimento de vapor, certamente o gás de enxofre. O aquecimento foi interrompido após a liquefação e desprendimento do gás.

Aquecendo uma quantidade de enxofre agora numa espátula, sob o ambiente da capela, este também mudou de coloração, ficando mais escuro, e se liqüefez rapidamente. Mantendo o aquecimento, finalmente o enxofre entrou em combustão, mantendo uma coloração bem escura, "sumindo" da espátula após pouco tempo.

Discussão

O aquecimento do enxofre no tubo de ensaio mudou apenas seu estado físico, de sólido para líquido e então para vapor. Já o aquecimento diretamente na chama provocou a combustão desse enxofre, o que mudou sua composição química, destruindo o reagente inicial. A combustão é o processo de oxidação rápida de uma substância com a evolução simultânea de calor e freqüentemente, luz. Assim, é de se concluir que na combustão do enxofre produziu-se dióxido de enxofre, segundo a equação:

S + O₂ D ® SO₂

Material Utilizado

Pinça de metal e de madeira, tubo de ensaio, bico de Bunsen, béquer, pipeta e pêra, almofariz e pistilo, fita de magnésio (Mg) e sulfato de cobre pentaidratado (CuSO₄ . 5H₂O).

Procedimento e Observação

Levou-se com auxílio da pinça um pedaço de fita de magnésio à chama. Rapidamente e violentamente o magnésio entrou em combustão, produzindo brilho intenso e deixando uma cinza residual.

Após triturar o sulfato de cobre pentaidratado no almofariz, colocou-se o pó no tubo de ensaio e aqueceu-se o conjunto na chama do bico. Com o aumento da temperatura, o pó, que é inicialmente azulado, começa a ficar esbranquiçado, ao mesmo tempo em que há desprendimento de vapor, que inclusive se condensa nas paredes do tubo de ensaio. Após resfriamento, ao se adicionar algumas gotas de água com a pipeta no pó esbranquiçado, este novamente retorna à sua coloração azul.

Discussão

O magnésio apresentou-se como sendo um metal extremamente reativo. Sua combustão também pode ser definida como uma reação de síntese, pois o magnésio reagiu com o oxigênio para gerar óxido de magnésio, segundo a equação:

Mg + O₂ D ® 2MgO

Certamente este óxido é a cinza residual, observada no final do experimento.

Para o sulfato de cobre pentaidratado, temos que o aquecimento da substância levou a água combinada com o sulfato de cobre a evaporar, desidratando assim o sal. Forma-se assim o sulfato de cobre anidro. Ao se pingar algumas gotas de água no sal desidratado, este novamente absorve a água e retoma sua coloração azul, formando o hidrato. O hidrato é um cristal consistindo de uma substância sólida combinada quimicamente com água numa proporção definida. Podemos ilustrar o processo de desidratação e hidratação conforme as equações abaixo:

CuSO₄ + 5H₂O à CuSO₄ . 5H₂O

CuSO₄ . 5H₂O D ® CuSO₄ + 5H₂O(g)­

Material Utilizado

Béquer, tubo de ensaio, pipeta e pêra, vidro de relógio, pinças, bico de Bunsen, bastão de vidro, termômetro. As diversas substâncias serão relacionadas em cada experimento. Estes experimentos e sua discussão serão separados em blocos individuais.

Procedimento e Observação (a)

Colocou-se 1 ml de solução de nitrato de prata (AgNO₃) em um tubo de ensaio. Acresceu-se 1 ml de 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 de algumas partículas no fundo do tubo de ensaio. Não houve tempo para uma precipitação completa.

Adicionou-se logo após hidróxido de amônio concentrado, agitando-se o tubo de ensaio. Rapidamente o líquido leitoso ficou com aspecto límpido, o que evidencia uma reação com a(s) substância(s) ali contidas. O precipitado ficou solúvel.

Discussão (a)

Ao se juntar o AgNO₃ e o NaCl, houve uma reação produzindo cloreto de prata e nitrato de sódio. A equação abaixo ilustra isso:

AgNO_3(aq) + NaCl_(aq) à AgCl_(s)¯ + NaNO_3(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 NO₃^- permanecem 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.

Na adição do hidróxido de amônio, este provavelmente reagiu com o precipitado (AgCl), formando um sal complexo de prata e amônio quaternário tipo Ag(NH₃)₂ ⁺ Cl^-, além de H₂O. Senão vejamos:

AgCl + 2NH₄OH à Ag(NH₃)₂Cl + 2H₂O

Permanecendo ainda o NaNO₃ na solução. Como todos esses compostos são solúveis, não se observaria nenhum precipitado, o que de fato ocorreu.

Procedimento e Observação (b)

Em um tubo de ensaio com solução de ácido clorídrico 1mol/litro (1/3 do tubo), adiciona-se um pedaço de magnésio, previamente lixado para livrá-lo de impurezas e de oxidação.

Numa reação moderada, a fita de magnésio começou a se decompor, e bolhas de um gás surgiram, saindo do tubo para o ambiente. Houve também aquecimento do líquido no tubo de ensaio.

Discussão (b)

Temos aqui a seguinte equação:

2HCl + Mg à MgCl₂ + H_2(g)­

O magnésio reage com o ácido clorídrico, "cedendo" seus elétrons para o cloro. Forma-se assim o cloreto de magnésio. O hidrogênio livre do ácido combina-se na molécula de gás hidrogênio, saindo para fora do tubo. Tem-se então aqui o magnésio deslocando o hidrogênio do ácido, formando dele uma outra substância simples, o gás hidrogênio. Esta reação recebe o nome de reação de deslocamento ou simples troca, pois uma substância simples reage com uma substância composta, "deslocando" desta uma nova substância simples.

Procedimento e Observação (c)

Mistura-se agora, num tubo de ensaio, 2 ml de solução de nitrato de prata com duas gotas de ácido clorídrico 0,1 mol/litro. Observa-se a formação de um líquido leitoso, agitando-se o tubo. Ao se deixar o tubo de ensaio em repouso por algum tempo após a agitação, notou-se a formação nas paredes do tubo de um precipitado branco, e algum dele no fundo do tubo. Não houve a formação de uma mistura com duas fases bem definidas, talvez devido a falta de tempo para que o sólido se precipitasse completamente, mas sem dúvida notou-se a presença de um sólido após a reação.

Discussão (c)

Temos aqui novamente uma reação de dupla troca, conforme abaixo:

AgNO₃ + HCl à AgCl¯ + HNO₃

O cloreto de prata, sendo sólido e insolúvel, precipita-se, ficando o ácido nítrico em meio aquoso.

Procedimento e Observação (d)

Em uma solução de sulfato de cobre, coloca-se um pedaço de zinco metálico. Após um tempo, percebe-se um escurecimento do pedaço de zinco metálico. A reação é lenta. Ao se sacudir o recipiente, pedaços marrons se soltam do zinco metálico, que é prateado. O líquido do recipiente também fica azulado.

Discussão (d)

Seja esta reação ilustrada pela equação abaixo:

Zn_(s) + CuSO_{4 (aq)} à ZnSO_{4 (aq)} + Cu_(s)

Em tese, estando o zinco à frente do cobre na fila de reatividade de metais, o zinco tem maior tendência de ceder elétrons que o cobre, ou seja, o zinco reduz o cobre. O cobre então é deslocado para fora do sal, ficando na forma de cobre metálico de nox zero (tinha nox +2 quando no sal), enquanto o zinco liga-se ao ânion sulfato, formando o sulfato de zinco. Esta é mais uma reação de deslocamento.

A crosta marrom que se formou em volta do pedaço de zinco metálico no experimento é precisamente o cobre metálico, produto da reação. Cobre tem coloração marrom. É interessante notar que nem todo o pedaço de zinco foi consumido na reação, durante o tempo observado. A coloração azulada do líquido remanescente é provocada pelo cobre em suspensão na água.

Procedimento e Observação (e)

Coloca-se 2ml de nitrato de prata em um tubo de ensaio. Introduz-se neste tubo um pedaço de cobre metálico. Observa-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 então formaram-se, impregnados às paredes do cobre.

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.

Discussão (e)

A exemplo da reação anterior, 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:

2AgNO₃ + Cu à Cu(NO₃)₂ + Ag

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.

Procedimento e Observação (f)

Junta-se um pequeno pedaço de alumínio a 3ml de ácido clorídrico 1 mol/litro em um tubo de ensaio. Durante cerca de 15 a 20 minutos em que o tubo de ensaio ficou em análise, não observou-se nenhuma alteração de cor, temperatura, formação de precipitado ou alteração no alumínio.

Discussão (f)

Apesar de que a teoria indica que o alumínio reagiria com o ácido clorídrico, pois está o alumínio à frente do hidrogênio na lista de reatividade de metais, isso não se confirmou durante o tempo desse experimento. Dessa reação obter-se-ia cloreto de alumínio e gás hidrogênio.

Uma ilustração interessante dessa reação, encontrada em http://www.almaden.ibm.com/st/people/kasai/Ahclal.gif, indica tanto a possibilidade de deslocamento do hidrogênio, com a formação de um composto ternário.

Procedimento e Observação (g)

Mediu-se a temperatura de 2 ml de hidróxido de sódio 0,1 mol/litro em um tubo de ensaio, obtendo-se 25^oC. Ainda com o termômetro, tomou-se a temperatura de 2 ml de ácido clorídrico 0,1 mol/litro num outro tubo, obtendo-se novamente 25^oC. Juntou-se essas duas substâncias e mediu-se a temperatura final da reação. Esta foi de 25^oC.

Repetiu-se todo o procedimento, desta vez substituindo-se os reagentes por concentrações de 6 mol/litro. As temperaturas iniciais de cada composto foi de 25^oC. A temperatura final quando os dois compostos foram misturados foi de 45^oC.

Discussão (g)

Temos aqui que a primeira mistura não produziu nenhuma alteração de temperatura observável, enquanto que a segunda mistura, com os reagentes em maior concentração, produziu um aquecimento, ou seja, liberação de calor.

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.

O inverso é factível, ou seja, uma reação onde a energia interna dos reagentes é menor que a dos produtos, resultando numa "falta" de energia, que tem de ser fornecida aos reagentes de forma que se processe a reação. Assim, essa reação absorve calor, levando o nome de reação endotérmica.

Fosse a reação acima uma reação endotérmica, e havendo calor suficiente para reagir ao menos alguma quantidade dos reagentes, notar-se-ia uma diminuição da temperatura da mistura. Ao toque dos dedos, o tubo de ensaio ficaria "frio".

Nota: Em tese, a primeira mistura deveria também haver produzido alguma alteração de calor, menor que a segunda, tendo em vista a menor concentração dos reagentes. Isso não se observou, porém.

Procedimento e Observação (h)

Tomou-se cinco tubos de ensaio, numerados de 1 a 5, e em cada um foi colocado o seguinte:

• Tubo 1: 2ml de ácido clorídrico 6 mol/L

• Tubo 2: 2ml de ácido acético 6 mol/L

• Tubo 3: 2ml de ácido clorídrico 1 mol/L

• Tubo 4: 2ml de ácido clorídrico 0,1 mol/L

• Tubo 5: 2ml de ácido acético 1 mol/L

Em cada tubo colocou-se um fragmento de pó de carbonato de cálcio. As velocidades de reação encontradas foram:

• Tubo 1: reação rápida, com formação de gás e desaparecimento do carbonato de cálcio.

• Tubo 2: mais lenta, com formação de bolhas de gás mais pronunciadas.

• Tubo 3: pouco mais lenta que Tubo 2, com formação de bolhas ainda mais pronunciadas.

• Tubo 4: extremamente lenta, sequer houve completa reação com o carbonato de cálcio.

• Tubo 5: reação bastante similar em velocidade às reações 2 e 3.

Discussão (h)

Aumentando a concentração do ácido clorídrico, aumentou-se concomitantemente a velocidade da reação. Então, a concentração de um reagente influi diretamente na velocidade de uma reação. Isso pode ser entendido se considerarmos que numa solução mais concentrada que outra, as moléculas da solução mais concentrada estão mais próximas, o que permitirá aumentar a freqüência de choques ou contatos destas moléculas com a do outro reagente. Assim, a reação será mais veloz. Se as moléculas estão muito dispersas, ou pouco concentradas, o choque ou encontro entre elas e o outro reagente será menos freqüente: reação mais lenta.

Procedimento e Observação (i)

Em um tubo de ensaio, colocou-se 2ml de sulfato ferroso (FeSO₄) 1 mol/litro. Adicionou-se 3 gotas de ácido sulfúrico (H₂SO₄) concentrado, tornando a solução mais ácida. Após, adicionou-se gota a gota permanganato de potássio (KMnO₄), agitando-se o tubo.

O sulfato ferroso tem uma coloração verde pálida. O permanganato de potássio tem cor violeta-vermelha profunda. Ao se adicionar o permanganato ao sulfato, esta solução de sulfato torna-se gradativamente marrom-alaranjada. A cada gota aplicada, o vermelho do permanganato some, dando lugar ao marrom-laranja já existente no tubo. Após aproximadamente 7 gotas, o permanganato não mais muda de cor ao cair no líquido, e cada gota excedente começa a colorir a solução no tubo de vermelho-violeta.

Discussão (i)

A equação abaixo ilustra a reação experimentada:

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

Note-se acima a formação de três sais diferentes, e que o número de oxidação (nox) do manganês e do ferro mudam.

Os íons ferrosos têm coloração verde pálida. Ao se adicionar o permanganato de potássio, o átomo Mn⁺⁷ do íon permanganato, que tem cor vermelho-violeta, é reduzido para o íon Mn⁺², que é incolor. Ao mesmo tempo os íons ferrosos são substituídos por íons férricos (Fe⁺³), que têm coloração marrom-alaranjados. A cada adição de uma gota de permanganato de potássio, mais íons ferrosos são oxidados. Quando todos os íons ferrosos são oxidados para íons férricos, os íons permanganato adicionados não são mais reduzidos, somente emprestando sua coloração violeta à solução.

Aqui, os íons permanganato agiram como oxidantes (pois receberam elétrons) e os íons ferrosos agiram como redutores (pois doaram elétrons, ou seja, reduziram os íons permanganato). Este é um exemplo de reação de oxi-redução ou redox.

Observe-se que, em se conhecendo os volumes de ácido sulfúrico, quantidade da solução e de posse da equação acima, é possível calcular a concentração de Ferro II na amostra usada. Toma-se a quantidade de gotas usadas de permanganato até que essas não mais mudem de cor ao cair na amostra, e faz-se os cálculos estequiométricos necessários. Uma reação bastante parecida com esta é abundante na literatura, usando ao invés de sulfato ferroso, o peróxido de hidrogênio (H₂O₂) como redutor.

Procedimento e Observação (j)

Colocou-se uma solução de KI a 0,25% (2ml) num tubo de ensaio. Igual volume de solução de nitrato plumboso Pb(NO₃)₂ foi posteriormente misturado.

Com a mistura, formou-se uma solução de cor amarela. Ao aquecer o tubo na chama do bico de Bunsen, a cor amarela foi gradativamente sumindo, até que próximo à ebulição, esta sumiu quase que completamente, tornando a solução incolor. Uma pequena parte de água evaporou. O aquecimento foi interrompido imediatamente após a ebulição.

Discussão (j)

Vejamos a equação da reação:

2KI + Pb(NO₃)₂ à PbI₂ + 2KNO₃

Uma reação de dupla troca, formando como produtos o iodeto de chumbo ou plumboso e o nitrato de potássio. A coloração amarela é típica do chumbo no meio aquoso. Assim, a cor amarela logo após a mistura indica uma baixa solubilidade do iodeto plumboso na solução final, existindo assim mais partículas sólidas deste sal em suspensão ou em precipitado.

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. Ao realizar o experimento e então estudar a teoria que explica os fatos observados, mantém-se vívida na mente a imagem de tudo o que é previsto na teoria, acontecendo na prática.

Uma reação clássica de formação de precipitado pode ser realizada e vislumbra-se o sólido formando-se no fundo do recipiente. A reação exotérmica de um ácido com uma base é provada experimentalmente, com auxílio do termômetro.

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.

Feltre, Ricardo. (1990). Fundamentos da Química; vol. Único, 1. Edição; Ed. Moderna Ltda., São Paulo.

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