QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL PARTE I: FORMAÇÃO CLORETO DE COBRE PARTE II: LIGAÇÕES QUÍMICAS

Objetivo. Introdução. e 06 5. Materiais e Métodos. Descrição do Experimento. C + O2 → CO2 2. Reação de decomposição: É o inverso da de Síntese, uma única substância origina duas ou mais. A → B + C Exemplo: Nos airbags acionados, ocorre a rápida decomposição de um composto de sódio (NaN3(s)), produzindo gás nitrogênio e sódio. NaN3 (s) → 2 N2 (g) + 2 Na(s) 3. Reações de dupla troca: duas substâncias compostas reagem originando outras duas. Óxido básico + Ácido → Sal + H2O: O óxido básico apresenta caráter iônico, em que o metal terá geralmente carga +1 e +2. Ao reagir com a água, origina bases. E ao reagir com ácidos, origina sal e água. Exemplos: Na2O + H2O → 2NaOH; Na2O + 2HNO3 →2NaNO3 + H2O 6.

Óxido ácido + Base → Sal + H2O: O óxido ácido apresenta caráter covalente, e geralmente é formado por ametais. Por exemplo, a produção da amônia ocorrendo em recipiente fechado, sob pressão e temperatura constantes: N + 3H 2NH O processo é dinâmico, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos. Consideremos a reação hipotética entre a mols de A e b mols de B, formando c mols de C e d mols de D: aA + bB cC + dD Inicialmente, observando uma determinada quantidade de A e B e concentrações de C e D nulas. No decorrer da reação, as concentrações de A e B diminuem e de C e D aumentam. A velocidade da reação inversa, que é nula a princípio, cresce continuamente com o tempo.

A velocidade da reação direta diminui e da inversa aumenta, até que atinjam a igualdade. Existem três fatores que provocam essas alterações, eles são: concentração, pressão e temperatura. Examinemos resumidamente cada um deles: 1. Concentração: Se, em uma reação em equilíbrio, com temperatura constante, aumentarmos a concentração de um, ou de todos os reagentes, a reação será deslocada no sentido direto, pois para entrar em um novo equilíbrio o sistema terá que gerar mais produtos. O contrário também ocorre: se aumentarmos a concentração dos produtos a reação se deslocará no sentido inverso, fornecendo mais reagentes. Pressão: Se aumentarmos a pressão de uma reação gasosa em equilíbrio, sem alterarmos a temperatura, ocorrerá uma contração do volume.

Conclusão Parte I: Após realização do experimento, concluímos a veracidade do Princípio de Le Chatelier, já que ao utilizar a temperatura para alterar o sistema em equilíbrio da solução de Sulfato de Cobre + Cloreto de Sódio, ocorreu uma busca de um novo estado de equilíbrio, onde evidenciamos uma mudança na coloração de azul (coloração inicial) para verde (coloração durante aquecimento), favorecendo a reação no sentido endotérmico, ou seja, formação do cloreto de cobre. É válido ressaltar que a solução ao se resfriar novamente, voltou a sua coloração inicial (azul), favorecendo a reação no sentido exotérmico, ou seja, formação do sulfato de cobre. Lembrando que essa reação só foi possível devido a solvatação da rede cristalina de NaCl, liberando íons Cl- no meio e os tornando disponíveis para o estabelecimento do equilíbrio químico com o sulfato de cobre.

Este fato deve-se a solubilidade dos ions Cl – no meio aquoso. É importante evidenciar a associação das substâncias presentes nesta primeira parte do experimento ao tipo de ligação predominante na estrutura do material, que neste caso seriam as ligações iônicas. com. br/quimica/tipos-reacoes-quimicas-2. htm>. Acessado em: 08 de setembro de 2018. • Website MUNDO EDUCAÇÃO. Disponível em:http://educacao. globo. com/quimica/assunto/equilibrio-quimico/equilibrio-quimico-e-constante-de-equilibrio. html>. Acessado em: 08 de setembro de 2018.