Propriedades e Transformações da Matéria

UNIVERSIDADE FEDERAL DE JUIZ DE FORA - UFJF INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS  – ICE CURSO QUÍMICA LICENCIATURA  – MODALIDADE EAD DISCIPLINA QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I ACADÊMICOS: ANA PAULA ATHAYDE COELHO / MARÍLIA FIGUEIREDO VAZ PROFESSORA BÁRBARA LÚCIA DE ALMEIDA TUTORA PRESENCIAL CLAUDIA APARECIDA NUNES

1° RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL EXPERIMENTAL I: PROPRIEDADES E TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA

PÓLO PÓLO ILICÍNEA , 27 DE A BR IL DE 2014.

1. INTRODUÇÃO  A matéria que nos rodeia está em constante mudança, sofrendo inúmeras transformações. Um copo que parte, uma floresta que arde, o gelo das calotas polares que funde, tudo isto são exemplos de transformações que ocorrem todos os dias. Estas transformações podem ser Físicas ou Químicas. [1]  As transformações físicas da matéria ocorrem quando há por exemplo mudança de estado físico de um determinado material ou uma dissolução de um soluto num solvente. Neste tipo de transformação, não há formação de novas substâncias. [1]  As transformações Químicas ocorrem sempre que há formação de novos materiais, ou seja, a partir dos materiais iniciais formam-se outros materiais diferentes. Ocorre uma transformação química quando: Forma-se um sólido de cor diferente; Há mudança de cor da solução; Forma-se um gás; Há variação de temperatura do sistema; As substâncias iniciais desaparecem; Origina-se um cheiro característico. [1]  As transformações químicas ocorrem através de uma reação química que é um processo que leva à transformação de um conjunto de substâncias químicas para o outro. Classicamente, as reações químicas abrangem as mudanças que envolvem apenas as posições dos elétrons na formação e quebra de ligações químicas entre os átomos, sem alteração dos núcleos (sem alteração para os elementos presentes), e muitas vezes pode ser descrita por uma equação química. [2]  A substância (ou substâncias) inicialmente envolvida em uma reação química é chamada de reagente. As reações químicas são geralmente caracterizadas por uma alteração química, e estas produzem um ou mais produtos, que têm geralmente propriedades diferentes dos reagentes. Reações geralmente consistem de uma sequência de sue etapas individuais, as chamadas reações elementares, e as informações sobre o curso de ação exato é parte do mecanismo de reação. As reações químicas são descritas com equações químicas, as quais apresentam graficamente os materiais de partida e os produtos finais e, por vezes, os produtos intermediários e as condições reação.[2]  As reações químicas acontecem a um ritmo de reação característica a uma determinada temperatura e concentração de produtos químicos, e reações rápidas são frequentemente descritos como espontâneas, sem necessidade de entrada de energia extra que não seja a energia térmica. Reações não espontâneas acontecem tão lentamente que exigem a entrada de algum tipo de energia adicional (tal como o calor extra, luz ou eletricidade), a fim de acontecerem em escalas de tempo humanos.[2]      

2. OBJETIVOS O experimento objetivou a observação dos fenômenos relacionados com as mudanças do estado de agregação de alguns compostos, o estudo e realização de reações de óxidoredução, precipitação, evolação de gases, decomposição e desidratação, e também o estudo dos fenômenos de eflorescência, deliquescência, oxidação de sais, absorção de dióxido de Carbono e decomposição fotoquímica de sais.[3]

3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS Vide apostila de Química Inorgânica Experimental I, página 20 a 21.

4. DESCRIÇÃO DAS ATIVIDADES: Vide apostila de Química Inorgânica Experimental I, página 21 a 24.

5. RESULTADOS EXPERIMENTAIS 5.1. MUDANÇA DE ESTADO DE UMA SUBSTÂNCIA

5.1.1. FUSÃO DO NITRATO DE POTÁSSIO Observou-se que na primeira parte do experimento, onde se aqueceu o nitrato de potássio, uma mudança de estado do sólido para o líquido, com posterior retorno do líquido para o sólido quando se deixou esfriar. Após a adição da solução de ácido sulfúrico, não ocorreu nenhuma alteração visual, porém, ao adicionar o permanganato de Potássio primeiramente formou-se um anel violáceo e após agitação ocorreu a formação de uma solução violácea.  A foto 1 demonstra a etapa de fusão do nitrato de potássio, a foto 2, o momento de adição do permanganato de Potássio e a foto 3, o resultado final após mistura dos reagentes.

FOTO 1: Fus ão do Nit rato de P ot áss io 

FOTO 2: Ad ição d o P erm ang anat o 

FOTO 3: Mistura final dos reagentes

5.2. ENSAIOS POR VIA SECA E ÚMIDA 5.2.1. DECOMPOSIÇÃO DO NITRATO DE POTÁSSIO  As observações detectadas durante a realização desta etapa do experimento são correspondentes as mesmas identificadas durante a realização da fusão do nitrato de potássio, descrito no item 5.1.1. Fusão do Nitrato de Potássio.  A diferença encontrada esteve na etapa final, onde após agitação para a mistura dos reagentes, a solução ao invés de ficar violácea, ficou marrom claro, conforme pode ser observado através da foto 4.

FOTO 4: So lu ção fin al d a d eco m po si ção do Nit rato de Po táss io

5.2.2. APARENTE SUBLIMAÇÃO Durante o aquecimento do Cloreto de Amônio no tubo de ensaio, observou-se a formação de uma espécie de “fumaça”, que conforme a temperatura ia subindo, a substância era

consumida, identificando o processo de sublimação. Identificou-se também uma ressublimação nas paredes do tubo de ensaio em função de se encontrarem mais frias. O processo pode ser apresentado pela foto 5.

FOTO 5: Su blim ação d o Clor eto de A mônio

5.2.3. DESIDRATAÇÃO DE SAIS Na primeira parte do experimento, onde se proporcionou o aquecimento do Sulfato de Cobre (II) pentahidratado, identificou-se uma mudança da coloração azul para o branco e a formação de condensado nas paredes do tubo de ensaio. As alterações podem ser identificadas nas fotos 6 e 7. Na segunda etapa, durante o aquecimento do Cloreto de Níquel (II) hexaidratado, ocorreuse uma mudança de estado físico, passando do sólido para o líquido e alteração de cor, partindo de verde escuro para laranja claro, que pode ser observado na foto 8. Após a adição de uma gota de água, a coloração da substância retornou para verde escuro, conforme foto 9.

FOTO 6: Aq uecim ento Sulfato de Cobre (II) Sulfato

FOTO 7: Resultado do Aqu ecimento do

FOTO 8: A qu ecim ent o Cl or eto d e Níqu el (II) FOTO 9: Rei dr atação d o Cl or eto d e Níqu el (II)

5.2.4. DECOMPOSIÇÃO DO HIDROGENOCARBONATO DE SÓDIO Durante o aquecimento do Bicarbonato de Sódio, observou-se apenas que a substância ficou mais seca. Após a adição da solução de ácido clorídrico, identificou-se efervescência, que pode ser mostrado pela foto 10.

FOTO 10: Ef erves cênc ia d o Bic arbo nat o de Sód io após ad ição do Ácid o Clo rídric o.

5.2.5. CREPITAÇÃO Com o aquecimento do Cloreto de Sódio, observou-se a ocorrência de barulho, que corresponde a ruptura dos cristais. Ocorreu também a formação de um pouco de condensação nas paredes do tubo de ensaio.

5.3. EFLORESCÊNCIA, DELIQUESCÊNCIA, OXIDAÇÃO DE SAIS, ABSORÇÃO DE DIÓXIDO DE CARBONO E DECOMPOISÇÃO FOTOQUÍMICA DE SAIS. 5.3.1. EFLORESCÊNCIA DE SAIS HIDRATADOS Para os sais hidratados, observou-se que alteraram um pouco sua coloração, o que indica a perda parcial de moléculas de água.

5.3.2. DELIQUESCÊNCIA DE SAIS Para este experimento, trocou-se o cloreto de cálcio anidro por Hidróxido de Sódio pois o reagente requisitado para realização do experimento encontrava-se líquido, em função das suas condições de armazenamento. Ocorreu dissolução parcial do Hidróxido de Sódio, indicando incorporação de moléculas de água, conforme pode ser observado pela foto 11.

FOTO 11: Deliqu escênc ia do Hidr óxido d e Sódio

5.3.3. OXIDAÇÃO DE SAIS  Ao deixar o sulfato de ferro II exposto ao ambiente, observou-se uma mudança de coloração de verde-azulado para verde bem claro, voltado para o amarelo. Após a adição do tiocianato de Amônio, ocorreu a formação de uma solução marrom escuro, conforme pode ser mostrado na foto 12:

FOTO 12: Sulfato d e Ferro II + Tiocianato d e Am ônio

5.4. ABSORÇÃO DE DIÓXIDO DE CARBONO 5.4.1. HIDRÓXIDO DE SÓDIO  A exposição do hidróxido de sódio ao ar promoveu uma incorporação de água, transformando-o em uma solução. Após a adição da solução de ácido clorídrico, identificou-se a formação de um sal, proveniente da reação ácido-base.

5.4.2. ÁGUA DE BARITA – Ba(OH)2  Ao promover-se o borbulhamento da água de barita, identificou-se uma alteração na coloração da solução de transparente para branca. Ao adicionar a solução de ácido nítrico no sobrenadante de água de barita, obtido após o processo de centrifugação, ocorreu efervescência.

5.5. DECOMPOSIÇÃO FOTOQUÍMICA DE SAIS Quando se realizou a adição de Nitrato de Prata à solução de Cloreto de Cálcio, formou-se uma solução branca. A solução que permaneceu no escuro ocorreu escurecimento.

6. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS Na etapa de fusão do Nitrato de Potássio, o aquecimento até uma temperatura de aproximadamente 334°C, que se trata do ponto de fusão da mesma, ocorreu alteração no estado físico da substância. A adição de ácido sulfúrico promoveu a ocorrência de uma reação exotérmica: 2 KNO3 + H2SO4  K2SO4 + 2 HNO3 Na decomposição do Nitrato de Potássio, quando ele é fortemente aquecido ocorre uma decomposição térmica com formação de nitrito de potássio (KNO2) e oxigênio (O 2): 2 KNO3  2 KNO2 + O2 Posterior a reação, procedeu-se a análise para identificação do íon nitrito, através da acidificação do meio com solução de ácido sulfúrico e identificação da coloração pela utilização de Permanganato de Potássio. A formação na interfase de um anel é característica da presença do íon, o que pôde ser observado na prática. Em relação a aparente sublimação do Cloreto de Amônio, ocorre uma reação química de decomposição através da formação de uma fumaça densa, e os produtos desta decomposição são o ácido clorídrico e a amônia: NH4Cl(S)  HCl(g) + NH3(g) É característica deste composto a decomposição facilitada através do aquecimento, o que permitiu a visualização do fenômeno na execução do experimento.  As reações de desidratação de sais, quando se promoveu o aquecimento do Sulfato de Cobre (II) pentahidratado, formou-se uma substância branca acinzentada, característica do sal sulfato de cobre II monohidratado, que pode ser obtido através do aquecimento da substância inicial: CuSO4.5H2O  CuSO4.H2O + 4H2O Já, na desidratação do cloreto de níquel (II) (NiCl2.6H2O), ocorre da mesma maneira que o Sulfato de Cobre (II), passando da substância hidratada para seu formato mais próximo no anidro, o que explica a alteração de coloração de verde escuro para verde amarelado.  Após a adição de gotas de água às duas substâncias retornaram ao seu formato hidratado, voltando à coloração inicial.

Na decomposição do hidrogenocarbonato de Sódio, o aquecimento proporciona uma decomposição térmica, que pode ser expresso pela seguinte reação: 2 NaHCO3(s)  Na2CO3(s)  + CO2(g)  + H2O(g) Esta decomposição ocorre em temperatura relativamente baixa, em torno de 100°C. Com a adição da solução de ácido clorídrico é possível identificar o gás carbônico formado através da reação com o carbonato de sódio e ocorre a formação de Cloreto de Sódio: Na2CO3(s) + 2 HCl(aq)  2 NaCl(aq)  + CO2(g)  + H2O(l) Os produtos foram observados com a efervescência ao adicionar o ácido. Para identificação do fenômeno da crepitação, promoveu-se o aquecimento do cloreto de sódio, pois é uma substância que apresenta elevado ponto de fusão, encontrando-se este em torno de 801°C. Através do aquecimento, inicia-se um processo de liberação de energia interna, provocando variação de entalpia no sistema. Ocorre uma ruptura dos cristais para que ocorra esta liberação, o que gera a ocorrência do barulho. Realizando-se a etapa do experimento de eflorescência de sais, observou-se a formação de uma superfície esbranquiçada sobre os sais deixados sobre o papel filtro. As substâncias em questão liberam espontaneamente água solvatada em função de um aumento na pressão de vapor dentro do retículo em relação a pressão de vapor no meio externo, o que por gradiente de pressão, a água tende a ir para o meio naturalmente. [4]  A deliquescência, na qual se realizou com o Hidróxido de Sódio em substituição ao Cloreto de Cálcio, é característica da substância em se dissolver na própria água absorvida através do meio em que se encontra, formando-se uma forma líquida. Pôde-se observar claramente a ocorrência do processo.  A oxidação do sulfato de ferro II, quando exposto ao ambiente ocorreu uma alteração de cor do verde mais escuro para o verde mais claro, voltado para o amarelado. Ao adicionar a solução de Tiocianato de Amônio, ocorreu um escurecimento da solução em função da seguinte reação: FeSO4 + NH4SCN  FeSCN + NH4SO4 Na etapa de absorção de dióxido de carbono, com o hidróxido de sódio, o tempo em que ele permaneceu exposto ao ar, permitiu a ocorrência de deliquescência, onde a substância absorveu umidade do meio e se dissolveu. Ao adicionar-se ácido clorídrico à solução básica de NaOH, ocorreu uma reação de neutralização, que gerou a formação de um sal, conforme porde ser mostrado abaixo: HCl + NaOH  NaCl + H2O Com a água de Barita, o borbulhamento da solução proporcionou o aumento da viscosidade da solução e precipitação do BaCO 3. O hidróxido de bário reage com o gás carbônico inserido através do sopro pelo canudo, por uma reação de dupla troca, o que gera carbonato de bário, que é um sal insolúvel que precipita em água: Ba(OH)2  H2O + BaCO3 Por fim, na decomposição fotoquímica de sais, através da mistura da solução de nitrato de prata com a solução de cloreto de cálcio, ocorre precipitação do sal e mudança de coloração em função da quebra das moléculas pela luz . Em presença de luz, o AgCl se decompõe e passa para Ag0 (Prata Metálico).

7. CONCLUSÃO Por meio das reações químicas, algumas características foram identificadas que são específicas de cada elemento, substância ou composto, como por exemplo, as modificações de cores, reações exotérmicas, endotérmicas, precipitação, crepitação e liberação de gases.  As reações químicas são evidenciadas por mudanças que ocorrem e podem ser identificadas por meio destas características. Além disso, algumas características são pontos

de identificação de substância, por suas particularidades nas reações ou exposição a condições adversas. Todas as condições e transformações da matéria propostas pelos experimentos foram evidenciadas e permitiu uma análise e estudo das reações.

8. REFERÊNCIAS [1] Transformações Físicas e Químicas. Disponível em . Acesso em Abr. 2014. [2] Reações Químicas | Tipo de reações químicas. Disponível em .Acesso em Abr. 2014. [3] AYALA, José Danilo. Química Inorgânica experimental I. Belo Horizonte: Editora UFMG, 2006. [4] Higroscopia.  Disponível em .  Acesso em Abr. 2014.