Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia- UESBDepartamento de Química e Exatas - DQE Disciplina: Química Geral Experimental ITurma: P02Docente: Nádia Aragão

Reações Químicas

Ariana Lorena de Novais Xavier

Jequié-BA

Novembro/2012

SUMÁRIO

1. INTRODUÇÃO..........................................................................................................3

2. OBJETIVOS..............................................................................................................5

3. MATERIAIS E MÉTODOS........................................................................................6

3.1 Materiais, soluções e reagentes.........................................................................6

3.2 Procedimento......................................................................................................7

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO................................................................................8

5. CONCLUSÃO.........................................................................................................13

6. ANEXOS.................................................................................................................14

7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS.......................................................................19

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1. INTRODUÇÃO

As reações químicas são fenômenos onde duas ou mais substâncias, ou reagentes, reagem entre si originando outras substâncias diferentes das iniciais, essas por sua vez denominadas produtos. Várias dessas reações químicas estão presentes diariamente em nossas vidas, a ferrugem e o fogo são alguns desses exemplos. Essas reações podem ser representadas através de equações, usando símbolos e números para descrever, respectivamente, os nomes e proporções das diferentes substâncias presentes numa reação química. Essas equações são de uso universal, podendo ser usadas em qualquer lugar do mundo da mesma forma, nelas os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação, enquanto que os produtos são colocados à direita.As reações químicas obedecem a duas leis: as ponderais e as volumétricas.As leis ponderais estudam as relações entre a massa dos reagentes e a massa dos produtos numa reação. As principais leis ponderadas são: as leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton. A lei de Lavoisier, ou da conservação da massa, como é conhecida, diz que a massa dos reagentes, num sistema fechado, é igual a massa dos produtos, obedecendo a frase que diz: “na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. A lei de Proust, ou das proporções constantes, diz que a proporção com que os elementos se combinam para formar uma substância é sempre constante. Já a lei de Dalton, conhecida como lei das proporções múltiplas, diz que uma mesma massa de uma determinada substância pode se combinar com massas diferentes de outras para formar produtos diferentes.

As leis volumétricas têm como objetivo o estudo dos volumes das substâncias gasosas que participam de uma reação química. Basicamente as leis volumétricas atendem a uma única lei formulada por Gay-Lussac,nela tem-se que em mesmas condições, de temperatura e pressão, os volumes dos reagentes e dos produtos numa reação estão em uma proporção de números pequenos e inteiros.

De acordo com esse critério, podemos ter os seguintes tipos de reação:

Reação de síntese: são aquelas representadas genericamente por uma do tipo A + B AB, onde AB podem ser substâncias simples ou compostas, formadas a partir da combinação dos seus reagentes. Porém quando os reagentes são simples denominamos reação de síntese total, quando pelo menos um dos reagentes é composto chamamos de síntese parcial; Reação de análise ou decomposição: são aquelas em que uma única substância é decomposta em duas ou mais substâncias distintas, sendo representado genericamente por uma equação do tipo AB A + B, onde

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AB pode ser substância simples ou composta. Essas por sua vez são divididas em três tipos: pirólise, eletrólise e fotólise que são provocadas por calor, eletricidade e luz respectivamente; Reação de deslocamento ou simples troca: são aquelas nas quais uma substância simples reage com uma substância composta, originando uma substância simples e outra composta, são representadas genericamente por uma equação do tipo A + BC AC + B, em que o elemento A é mais reativo que o seu íon correspondente, onde BC e AC são substâncias compostas, enquanto A e B são substâncias simples. Reação de dupla troca: ocorrem entre duas substâncias compostas. Nestas reações, conforme ilustra a equação genérica A+B- + C+D- AD + BC, duas substâncias trocam entre si dois elementos: os extremos unem-se entre si, ocorrendo o mesmo com os elementos centrais por consequência da oposição das cargas de cada elemento. O resultado dessa reação sempre apresentará a formação de um produto insolúvel (sal ou base), ou um produto gasoso (ácido ou base) ou um produto menos ionizado (ácido ou água)

 Reações de Oxidação-Redução: Os processos de oxi-redução formam uma classe muito importante de reações químicas. Estes processos ocorrem entre muitos compostos inorgânicos e orgânicos, sendo de extrema importância no que diz respeito a sistemas bioquímicos, onde proveem o mecanismo para a transferência de energia nos organismos vivos.Durante as reações redox, os elétrons não são observados como um produto, nem constituem necessariamente um reagente. Quando uma reação química envolve oxi-redução, o número total de elétrons perdidos no processo de oxidação tem que ser igual ao número total ganho durante a redução.

Reação Exotérmica: reação que libera calor. A + B → C + calor

Reação Endotérmica: reação que absorve calor. A + B + calor → C

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2. OBJETIVOS

Reconhecer e classificar os tipos de reações químicas envolvendo algumas

substancias.

Descrever uma reação química representada por uma equação química.

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3. MATERIAIS E MÉTODOS

3.1 Materiais, soluções e reagentes:

Tubos de ensaio

Espátula

Vidro de Relógio

Lixa

Bico de Bunsen

Solução de Fenolftaleína a 0,1% (m/v) alcoólica.

Fita de Magnésio.

Solução de Ácido Clorídrico 1:1 (v/v).

Ácido Clorídrico concentrado.

Solução concentrada de Hidróxido de Amônio.

Solução diluída de Hidróxido de Sódio (~0,001 mol/L)

Bicarbonato de Sódio ou Potássio

Dicromato de Amônio

Cobre Metálico

Nitrato de Prata

Iodeto de Sódio

Acetato de Chumbo

Cloreto de Sódio

Cloreto de Amônio

Água de Cal

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3.2 Procedimento:

3.2.1. Lixou-se um pedaço de fita de magnésio (~3cm).Observou-se a

aparência,esperou alguns segundos e verificou se houve modificação.

3.2.2. 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.

3.2.3 Lixou-se um pedaço de fita de magnésio (~3cm).Com uma pinça segurou-se a fita e aqueceu-a na chama do bico de Bunsen até se observar alguma transformação. Recolheu-se o produto dessa reação em um tubo de ensaio contendo água destilada e gotas de solução fenolftaleína a 0,1 % (m/v).

3.2.4 Molhou-se um bastão de vidro em HCl concentrado e aproximou-o

cuidadosamente da boca de um frasco contendo solução concentrada de

amoníaco.Observou-se a reação.

3.2.5 Colocou-se em um frasco de Erlenmeyer 20,00 ml de solução

diluída de hidróxido de sódio com algumas gotas de solução de fenolftaleína a 0,1%

(m/v),deixando passar lentamente uma corrente de gás carbônico.Observou-se a

reação.

3.2.6 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.Deixou-se o tubo em repouso durante alguns minutos,após esse tempo,agitou-

se e observou-se os fragmentos.

3.2.7 Adicionou-se uma solução a 1% (m/v) de iodeto de sódio a 1/4 do

volume de um tubo de ensaio,acrescentou-se o mesmo volume de solução a 1% (m/v)

de acetato de chumbo.Observou-se.

3.2.8 Adicionou-se uma solução a 1% (m/v) de cloreto de sódio a 1/4 do

volume de um tubo de ensaio,acrescentou-se o mesmo volume de solução a 1% (m/v)

de nitrato de prata.Observou-se.

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3.2.9 Adicionou-se em 1/4 do volume do tubo de ensaio uma solução a

1,00 mol/litro de ácido clorídrico.Um termômetro foi imerso afim de medir a sua

temperatura.Em outro tubo de ensaio colocou-se uma quantidade semelhante de

solução 1,00 mol/L de hidróxido de sódio,mediu-se a temperatura.O conteúdo de um

tubo foi adicionado sobre o outro,agitou-se e mediu-se a temperatura.

3.2.10 Adicionou-se água em 1/3 do volume do tubo de ensaio

limpo.Mediu-se a temperatura.Adicionou-se à água cerca de 1,00g de cloreto de

amônio,agitou-se e mediu-se a temperatura.

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO

4.1 Ao lixar a fita de magnésio, retirou-se a camada preta que são óxido produzidos durante a reação Mg com O2 presente no ambiente.Observou-se um brilho, que após alguns segundos em contato com o ar retomou a sua aparência original (fosca). Isto se deve ao fato que o magnésio reage com o oxigênio, produzindo o oxido de magnésio, conforme demonstra a reação abaixo.

2Mg + O2 ⟶ 2MgO

(Reação de síntese ou adição.)

4.2  Ao colocar a fita de magnésio lixada na solução de HCl, foi observado a corrosão da fita e liberação de pequenas bolhas, essas representam o gás hidrogênio liberado que acaba sendo reduzido na reação..

2HCl(l) + Mg(s)⟶ MgCl2(aq) + H2 (g)

Simples Troca

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O magnésio reage com o ácido clorídrico, "cedendo" seus elétrons para o cloro,

pois este é mais eletronegativo. Forma-se assim o cloreto de magnésio. O hidrogênio

livre do ácido combinou-se na molécula de gás hidrogênio, saindo do tubo. Tem-se

então aqui o magnésio deslocando o hidrogênio do ácido, formando dele 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.

4.3 Ao ser levada à chama a fita de magnésio lixada,foi observado um brilho intenso

já que essa, em contato com fogo libera energia luminosa, deixando um resíduo

branco.O magnésio apresentou-se como sendo um metal extremamente reativo. Sua

combustão também pode ser definida como uma reação de combinação e

decomposição, pois o magnésio reagiu com o oxigênio para gerar óxido de magnésio

2Mg + O2 ⟶ 2MgO

(Reação de síntese ou adição)

O resíduo foi coletado e colocado em um tubo de ensaio contendo solução de água

com fenolftaleína. Houve mudança de coloração de incolor para rosa, indicando que o

resíduo é uma base.

Mg+H2O ⟶ MgOH+H2

(Simples Troca)

4.4 Por se tratar de um ácido tóxico, a reação foi produzida na capela. Assim,ao

aproximar o bastão de vidro com HCl do frasco contendo amoníaco, observou-se a

passagem de uma “fumaça” branca, essa seria o cloreto de amônia que se forma a

partir da reação de HCl com NH3. O NH3 se desprende da solução NH4OH e a reação

com o ácido clorídrico acontece na fase gasosa.

HCl (g) + NH3 (g) ⟶NH4Cl (s)

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4.5. Após ter misturado uma solução diluída de hidróxido de Sódio com algumas gotas de fenolftaleína observou-se uma coloração rósea devido ao meio básico. Utilizando o canudo, se introduz (através do sopro) gás carbônico na solução. Notou-se uma mudança na coloração, pois, o gás Carbônico acidificou o meio tornando-a incolor.. Esse aumento de concentração faz com que o equilíbrio de hidrólise se desloque no sentido dos reagentes, consumindo íons OH– e, consequentemente, tornando incolor a solução.

4.6 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.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:

2AgNO3 + Cu ⟶ Cu(NO3)2 + Ag

(Reação de simples troca)

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.

4.7 O acetato de chumbo sendo acrescentado a uma solução de iodeto de sódio formou uma mistura onde foi observado a formação de um precipitado de cor amarela. Notando que a coloração amarela é característica do chumbo em meio aquoso, indicando a baixa solubilidade do iodeto na solução final.

Pb(C2H2O2) + 2NaI 2Na(C2H2O2) + PbI↓

(Reação de dupla troca)

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4.8 Preparou-se uma solução de nitrato de prata (AgNO3) em um tubo de ensaio. Acresceu-se uma solução de cloreto de sódio (NaCl). 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.

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)

(Reação de dupla troca)

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.

4.9 O Em um tubo de ensaio, adicionou-se uma solução de acido clorídrico e com auxilio de um termômetro, tomou-se a temperatura. Em um outro tubo de ensaio, adicionou-se uma solução de hidróxido de Sódio tomou-se a temperatura.Juntou-se essas duas substâncias e mediu-se a temperatura final da reação. Esta foi de 31oC.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.Os resultados das temperaturas obtidas se encontram na tabela 1.

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A reação entre o Ácido clorídrico (HCl) e a base Hidróxido de sódio (NaOH) é considerada dupla troca porque o produto H2O é menos ionizado (+ fraco) que os reagentes (HCl e NaOH), mais também é considerada exotérmica pois a liberação de calor.

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

4.10 Adicionou-se o cloreto de amônio na água destilada, agitou-se, observou-se que a temperatura aumentou, pois sua dissolução do cloreto provoca diminuição da temperatura, sendo um processo endotérmico, com isso o aumento a temperatura da solução devido a solubilidade do NH4Cl(aq).O resultado da temperatura obtida se encontra na tabela 1.

Tabela 1.Resultados das Medidas de Temperaturas em Grau Celsius.

Ambiente Água destilada pura

Água destilada com cloreto de amônia

HCl mol-1 NaOH 1,0mol-1

Mistura do HCl e NaOH

26°C 30°C 26°C 28°C 30°C 31°C

- - - - - -

Fonte: Dados obtidos no Laboratório de Química Geral,2012

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5. CONCLUSÃO

De acordo com os experimentos realizados, foi possível concluir que as

reações químicas são processos nos quais uma ou mais substâncias se

combinam e reagem, podendo fazer com que haja o surgimento de novas

substâncias. Foram analisadas reações de simples troca ou deslocamento,

dupla troca, oxidação-redução e reações endotérmicas e exotérmicas e, a partir

da realização dessas reações, constatou-se que reações químicas ocorrem por

diversos motivos como por dissociação de íons ou transferência de elétrons, por

exemplo, e que cada uma tem suas particularidades no que diz respeito as suas

propriedades físicas e químicas. Foi constatado também que, durante a

realização das reações, os indicadores como mudança de cor, formação de

precipitado, liberação de gases e variação de temperatura, mostram, de fato,

que houve uma reação química, alcançando, assim, os objetivos posteriormente

traçados para a prática.

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6. ANEXOS

ANEXO A – Questionário:

1) Faça um resumo dos tipos de reação química que você aprendeu nesta

aula,dando um exemplo de cada um.

2) Classifique e esquematize todas as reações estudadas

3) Qual o significado as palavras exotérmico e endotérmico?O que é água de

cal?

4) Na síntese do óxido de magnésio, você queimou esse metal.Qual a

substância química sem a qual as combustões não ocorreriam?

5) O que é pirólise? E eletrólise?

6) Pegue 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?

7) Classifique as reações:

a) 2H2O2 ⟶ 2H2O+O2b) 2H2O2 ⟶ 2H2Oc) 2KCl+F2 ⟶ 2KF+Cl2d) Ca(OH)2+H2SO4 ⟶ CaSO4+2H2Oe) Na2SO4+BaCl2 ⟶ BaSO4+2NaClf) H2+I2 ⟶ 2HIg) C+O2 ⟶ CO2+94 Kcalh) Zn+CuSO4 ⟶ ZnSO4+Cui) C+2S+21Kcal ⟶ CS2j) HBr+NaOH ⟶ NaBr+H2O+13,7Kcal

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ANEXO B – Respostas:

1) Reação de Síntese ou Combinação Direta é a reação onde duas ou mais substâncias se combinam diretamente para formar um novo composto químico.

Ex: 2H2 + O2 2H2O

Reação de Decomposição é a reação onde um composto químico se quebra (decompõe) em duas ou mais substâncias. Se a decomposição requer uma fonte de calor, a mesma é chamada decomposição térmica.

Ex: 2H2O2 2H2O + O2

Reação de Simples Troca é a reação onde um elemento substitui outro em um composto químico para produzir um novo composto e o elemento deslocado.

Ex: 2KCl + F2 2KF + Cl2

Reação de Dupla Troca é a reação onde dois compostos químicos trocam seus radicais para formar dois novos compostos.

Ex: Na2SO4 + BaCl2 BaSO4 + 2NaCl

2)

a) 2Mg + O2 2MgO (reação de síntese ou adição)

b) 2HCl + Mg Mg Cl2 + H2 (g) (reação de simples troca)

c) Mg+H2O ⟶ MgOH+H2 (Simples Troca)

d) HCl (g) + NH3 (g) ⟶NH4Cl (s)

e) 2AgNO3 + Cu ⟶Cu(NO3)2 + Ag (Reação de simples troca)

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f) Pb(C2H2O2) + 2NaI ⟶2Na(C2H2O2) + PbI↓ (Reação de dupla troca)

g) AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) (Reação de dupla troca)

h) HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

3) Exotérmico: é formado pela palavra grega: exo, que significa “fora de”, e

therme, que quer dizer “calor”; Liberação de calor.Endotérmico: é formado

pela palavra grega: endon, que significa “dentro”, e therme, que quer dizer

“calor”; Absorção de calor. Água de cal: Solução aquosa de hidróxido de

cálcio [Ca(OH)2] apresenta caráter alcalino, também usada em análise

qualitativa para identificação de gás carbônico e carbonatos.

4) A combustão resulta da colisão entre as moléculas de oxigênio e

combustível. O ar é usado na maior parte das combustões industriais como

comburente.O mais comum dos comburentes é o oxigênio, pois intensifica a

reação química. Porém há casos isolados de combustões em que o

comburente é o cloro, onde o bromo produz chama verde, e se combinado

com o cloro fica azulado; ou o enxofre que produz chama amarela.

5) Pirólise é um processo onde ocorre uma ruptura da estrutura

molecular original de um determinado composto pela ação docalor em um

ambiente com pouco ou nenhum oxigênio. Este sistema é bastante utilizado

pela indústria petroquímica e na fabricação de fibra de carbono. A eletrólise é

um processo que separa os elementos químicos de um composto através do

uso da eletricidade. De maneira sumária, procedem-se primeiro à

decomposição (ionização ou dissociação) do composto em íons e,

posteriormente, com a passagem de uma corrente contínua através destes

íons, são obtidos os elementos químicos. Em muitos casos, dependendo da

substância a ser eletrolisada e do meio em que ela ocorre, além de formar

elementos ocorre também à formação de novos compostos. O processo da

eletrólise é uma reação de oxirredução oposta àquela que ocorre numa

célula galvânica, sendo, portanto, um fenômeno físico-químico não

espontâneo.

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6. 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)2Quando 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 + H2OO sal obtido é o carbonato de cálcio, como é um sal

muito pouco solúvel em água, é o responsável pela turvação da solução.A

precipitação é a formação de um sólido durante a reação química. O sólido formado

na reação química é chamado de precipitado. 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. A formação do precipitado

é um sinal de mudança química. Na maioria das vezes, o sólido formado "cai" da

fase, e se deposita no fundo da solução (porém ele irá flutuar se ele for menos

denso do que o solvente, ou formar uma suspensão).

A Salificação ou 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.É importante destacar que essas reações químicas só acontecem em

meio aquoso, pois é preciso primeiro acontecer à ionização dos compostos.

Pode ser subdividida em:

Neutralização Total: Após o término da reação, todos os hidrogênios e

hidroxilas se neutralizaram.Neutralização Parcial: Após o término da reação,

sobram cátions hidrogênio ou ânions hidroxilas. Quando na fórmula do sal

houver íons hidroxilas, será chamado de sal básico, de reação básica ou

hidróxisal e quando houver íons hidrogênio na fórmula do sal formado na

reação, será chamado de sal ácido, de reação ácida ou de hidrogeno sal.

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Por que quando sopramos uns dos gases expelidos é o gás carbônico, que é um óxido ácido e os óxidos ácidos reage com base dando um sal mais água. A precipitação é a formação de um sólido durante a reação química. Reação de neutralização é uma reação entre um ácido e uma base formando sal e água. Essa reação também pode ser chamada de reação de salificação, pois forma um sal. A reação a ser trabalha é de neutralização total, ou seja, todos os H+ do ácido e todos os OH- da base reagem.

7. Classifique as reações:

a) 2H2O2 ⟶ 2H2O+O2 : Decomposição

b) 2H2O2 ⟶ 2H2O: Síntese

c) 2KCl+F2 ⟶ 2KF+Cl2 : Deslocamento

d) Ca(OH)2+H2SO4 ⟶ CaSO4+2H2O : Dupla troca

e) Na2SO4+BaCl2 ⟶ BaSO4+2NaCl : Dupla troca

f) H2+I2 ⟶ 2HI : Síntese

g) C+O2 ⟶ CO2+94 Kcal : Exotermica

h) Zn+CuSO4 ⟶ ZnSO4+Cu : Deslocamento

i) C+2S+21Kcal ⟶ CS2 : Endotérmica

j) HBr+NaOH ⟶ NaBr+H2O+13,7Kcal : Exotermica e Dupla troca

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7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

6.1. RUSSELL, J. B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Pearson Makron Books,

1994. V.1.

6.2. REAÇÕES QUIMICAS – V. 3. Disponível em:

<http://www.infoescola.com/quimica/leis-das-reacoes-quimicas-leis-ponderais/>.Acesso

em 09 dez. 2012.

6.3. BROWN, T... Química, a ciência central. Trad. Robson Matos. São

Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.

6.4. KOTZ, C. John; TREICHEL, Paul, M, Jr. Química geral e Reações

Químicas. Vol 1. 6ª edição. São Paulo: Ed. Cengage Learning, 2009.

6.5.REAÇÕES QUÍMICAS - LEIS PONDERAIS DAS REAÇÕES QUIMICAS –

V. 3. Disponível em: <http://www.algosobre.com.br/quimica/reacoes-quimicas.html>

Acesso em 09 dez..2012

6.6. BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E. Química Geral. Ed. 2. LTC, 2011. V.1

6.7. FELTRE, R. Fundamentos da Química. 1º ed. São Paulo: Ed. Moderna, 1990.

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