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Química Geral Experimental – 2º Semestre de 2019

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS

INSTITUTO DE QUÍMICA

QUÍMICA GERAL

Curso – Física

Prof. Dra. Danielle Cangussu de Castro Gomes

2019-2


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Química Geral Experimental Prof. Dra. Danielle Cangussu

EMENTA

Propriedades das substâncias, Soluções, Reações Químicas, Equilíbrio Químico, Eletroquímica.

OBJETIVOS

Introduzir conceitos fundamentais de Química, com ênfase na correlação entre a estrutura da matéria e suas propriedades macroscópicas.

CONTEÚDO PROGRAMÁTICO

Noções elementares de segurança no laboratório.

Propriedades de substâncias iônicas, moleculares e metálicas: medida da condutividade elétrica de sólidos metálicos (em barra e em pó) e de soluções aquosas de substâncias iônicas e moleculares. Soluções: preparo de soluções (líquido + líquido e sólido + líquido) em diferentes concentrações e diluição de soluções. Reações químicas em solução aquosa: observação qualitativa das reações de precipitação, ácido-base, com desprendimento de gás e reações de oxirredução. Equilíbrio Químico: constantes de equilíbrio; reações reversíveis; princípio de Le Chatelier; influência da concentração e pressão no equilíbrio; energia livre e equilíbrio; influência da temperatura no equilíbrio. Reações de oxidação-redução: cálculos teóricos do potencial elétrico (ddp) de diversas pilhas e observação experimental das reações de oxirredução, tanto em condições padrão, quanto variando a concentração das soluções (equação de Nersnt). Eletroquímica: montagem de uma pilha de Daniell; realização de experimentos relacionados à corrosão (oxidação do ferro – na presença de umidade e ar) e proteção catódica (ferro protegido com zinco, magnésio e cobre) ou apenas demonstração dos sistemas previamente preparados.

SUGESTÕES DE BIBLIOGRAFIA

Kotz, J.C. e Treichel Jr., P. Química e Reações Químicas, 6ª ed., 2009; Mahan, B.M., Myers, R.J., Química um Curso Universitário, 4ª ed., Editora Edgard Blucher LTDA, 2000; - Atkins, P. E Jones, L., Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente, Artmed Editora S.A. 2001. - Atkins, P. E Jones, L. Chemistry: Molecules, Matter, and Change (W.H. Freeman and Company, New York, 3a. Ed.) 1999

Avaliação Unidade 1: Prova individual (10,0 pontos) + 2 Relatórios (10,0 pontos) média aritmética Unidade 2: Prova individual (10,0 pontos) + 2 Atividades (2,0 pontos) Média= (Unid 1+ Unid 2)/2

**Uso obrigatório de jaleco.


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CRONOGRAMA

Data Aula Assunto pg

27/08 1 Apresentação do curso; normas de segurança em laboratórios.

Equipamentos básicos de laboratório.

4-

18

03/09 2 Medidas Volumétricas 19

10/09 3 Propriedades das substâncias: Pontos de fusão, de ebulição,

densidade.

21

17/09 4 Relatório 1 (práticas 3) -

24/09 5 Propriedades de substâncias iônicas e moleculares 23

01/10 6 Soluções: Preparo e diluição – Fazer o Relatório 2 26

25/04 7 Soluções: Solubilidade 28

08/10 8 Reações Químicas - Entrega do Relatório 2 30

15/10 9 1ª Prova -

22/10 10 Conpeex - Atividade 1 -

29/10 11 Equilíbrio químico 32

05/11 12 Perturbação ao Equilíbrio químico 33

12/11 13 Estudo da reatividade de metais 35

19/11 14 Preparo do Experimento de corrosão 36

26/11 15 Leitura do experimento 14 – Atividade 2 36

03/12 16 2ª Prova -


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Roteiro para elaboração de relatórios

Noções Gerais

Tão importante quanto realizar o experimento proposto é a apresentação do Relatório

Técnico-Científico, que constitui em um dos principais instrumentos de avaliação desta

disciplina. Portanto, entre os objetivos dessa disciplina está a introdução à redação do relatório

científico.

O relatório de atividades deve em primeiro lugar, retratar o que foi realmente realizado no

experimento, sendo de fundamental importância a apresentação de um documento bem

ordenado e de fácil manuseio. Além disso, deve ser o mais sucinto possível e descrever as

atividades experimentais realizadas, a base teórica dessas atividades, os resultados obtidos e

sua discussão, além da citação da bibliografia consultada.

O relatório deve ser redigido de uma forma clara, precisa e lógica. Redija sempre de forma

impessoal, utilizando-se a voz passiva no tempo passado. Ex. a massa das amostras sólidas

foi determinada utilizando-se uma balança.

Devem ser evitados expressões informais ou termos que não sejam estritamente técnicos

(Não utilize em hipótese alguma adjetivo possessivo, como por exemplo, minha reação, meu

banho, meu qualquer coisa). É bastante recomendável efetuar uma revisão do relatório para

retirar termos redundantes, clarificar pontos obscuros e retificar erros no original.

Uma atenção especial deve ser dada aos termos técnicos, resultados, fórmulas e

expressões matemáticas. As ilustrações (tabelas, fórmulas, gráficos) deverão vir na sequência

mais adequada ao entendimento do texto e seus títulos e legendas devem constar

imediatamente abaixo.

Tópicos de Composição:

1. Capa: identificação da universidade, unidade acadêmica e curso; título do relatório

(experimento); identificação dos autores e data.

2. Sumário (opcional)

3. Resumo (opcional)

4. Introdução

5. Materiais e Métodos

6. Resultados e Discussão

7. Conclusões

8. Referências bibliográficas

Para organizar o conteúdo de cada tópico do relatório, convém que você veja seu trabalho

de laboratório como resposta a uma pergunta. Depois, tente responder:

a. qual é a pergunta?


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b. como você procurou a resposta para essa pergunta?

c. quais foram seus achados?

d. o que significam esses achados?

Você responde qual é a pergunta no tópico Introdução; você diz como você procurou a

resposta para a pergunta no tópico Materiais e Métodos ou Experimental; você mostra o que

achou e discute o que significam seus achados no tópico Resultados e Discussão. Então veja

o que você deve escrever em cada tópico.

Introdução

A Introdução deve dar ao leitor a informação necessária para entender de que assunto

trata o seu relatório, sem precisar recorrer a outras fontes. Para ajudar você a escrever a

Introdução, aqui estão algumas perguntas que, se bem respondidas, darão forma a esse

tópico.

a. de que assunto trata o seu trabalho?

b. por que é importante tratar esse assunto?

c. como você tratou o assunto?

d. qual é o seu objetivo?

Materiais e Métodos ou Parte Experimental

No tópico Materiais e Métodos você deve dar informação suficiente para que outro

pesquisador possa reproduzir seu trabalho. Isso porque só é considerado científico o trabalho

que é passível de reprodução. Mas, para que possa ser reproduzido por colega de igual

competência, seu trabalho precisa ser bem descrito. Comece descrevendo todos os materiais

utilizados. Enfim, convêm descrever:

a. tipo de instrumental utilizado;

b. especificações técnicas, quantidade, fonte ou método de preparação dos materiais;

c. equipamentos.

Resultados e Discussão

O tópico Resultados e Discussão é de certa maneira a mais difícil de escrever.

É nesse tópico que você mostra o que realmente conseguiu de resultado, também é nesse

tópico que você explica seus resultados... Então, muito capricho!

Comece apresentando os dados sem, no entanto, descrever métodos que você já

descreveu – ou deveria ter descrito – no tópico Materiais e Métodos. Ou seja, faça apenas

uma rápida apresentação. E não sobrecarregue seu leitor com pormenores desnecessários. Se

você fez poucas determinações, coloque-as no texto. Se você fez muitas determinações,

arranje-as em tabelas e gráficos.


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Para ajudar você na redação desse tópico, aqui está uma sugestão: escreva procurando

dar respostas às seguintes perguntas:

a. que significam seus dados?

b. até que ponto seus resultados estão de acordo com os resultados apresentados na

literatura científica?

c. Que razões tem você para acreditar que seus resultados comprovam determinada teoria?

d. Que tendências e generalizações sugerem seus dados?

e. Que solução você conseguiu para o seu problema? Qual é a importância dessa solução?

Conclusões

Neste item deverá ser feita uma avaliação global do experimento realizado, são

apresentados os fatos extraídos do experimento, comentando-se sobre as adaptações ou não,

apontando-se possíveis explicações e fontes de erro experimental. Não é uma síntese do que

foi feito e também não é a repetição da discussão.

Referências

É de grande importância, também, a citação de referências bibliográficas que foram

utilizadas como fonte de consulta.

UM EXEMPLO DE UM BOM RELATÓRIO SÃO OS ARTIGOS DA QUÍMICA NOVA.

http://quimicanova.sbq.org.br/index.php

ORIENTAÇÕES DE SEGURANÇA [Texto produzido pela CISSP-IQ (2017-2018)]

1. Regras e segurança no laboratório

Laboratórios de química são lugares de trabalho que necessariamente não são

perigosos, porém são considerados áreas de risco que podem trazer diversos problemas para

a saúde dos usuários caso não haja o devido cuidado. Deve-se então utilizar normas de

conduta para assegurar a integridade das pessoas, instalações e equipamentos.

Um laboratório bem organizado e bem gerenciado, representa risco mínimo a

segurança e a saúde de quem os utiliza. Por isso, é importante que todas as pessoas que

trabalham neste ambiente tenham uma noção clara dos riscos existentes e de como minimizá-

los.

As normas gerais de segurança que serão apresentadas aqui devem ser

compreendidas e seguidas por todos (estudantes, docentes e técnicos) para tornarem seu

http://quimicanova.sbq.org.br/index.php


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trabalho no laboratório o mais seguro possível, a fim de evitar lesões para si e para os outros

ao seu redor.

Desta forma, qualquer pessoa que não seguir as Normas de Segurança está sujeita as

seguintes medidas disciplinares:

1. Impedimento de participar de aula prática pelo professor da disciplina;

2. Advertência verbal pela Administração do IQ;

3. Advertência escrita pela Administração do IQ.

Nunca é demais repetir: O MELHOR COMBATE AOS ACIDENTES É A PREVENÇÃO.

1.1. Normas de segurança pessoal

Usar óculos de segurança, exceto quando a remoção for autorizada pelo professor ou

técnico.

Usar protetor facial quando solicitado pelo professor ou técnicos.

Usar luvas ao manipular reagente perigoso ou tóxico.

Usar jaleco fechado com manga longa, preferencialmente, de algodão.

Usar calçado fechado que cubra completamente os pés e o calcanhar, bem como calça

comprida jeans ou de algodão.

Usar cabelos presos.

Remover adereços tais como: brincos e colares longos, anéis e pulseiras.

Não comer ou beber no laboratório.

Não usar fones de ouvido.

Não deixar livros, bolsas, agasalhos sobre as bancadas e locais de circulação.

Não usar lentes de contato.

Lavar as mãos antes de sair do laboratório.

Informar ao professor ou técnico de laboratório de qualquer acidente.

1.2. Normas de segurança química

Certificar-se de que todos os produtos químicos estão claramente rotulados com o nome da

substância, a concentração, a data e o nome do responsável.

Considerar todos os produtos químicos como perigosos.

Não expor solventes orgânicos à faísca elétrica ou à chama, pois estes são inflamáveis. SE

NÃO HOUVER INDICAÇÃO NOS FRASCOS, ASSUMA QUE TODOS OS SOLVENTES

ORGÂNICOS SÃO INFLAMÁVEIS.

Não levar à boca e não permitir que nenhuns produtos químicos (sólidos, líquidos ou

gasosos) entrem em contato com sua pele, pois podem ser tóxicos, venenosos ou

corrosivos.


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Nunca pipetar com a boca. Utilizar a pera de sucção (também conhecida como pipetador de

três vias).

Ser cuidadoso ao realizar procedimentos de transferência, destilação e aquecimento de

líquidos.

Não devolver os produtos químicos usados ao recipiente de estoque, ao menos, que seja

orientado pelo professor ou técnico.

Nunca aquecer um sistema fechado – o mesmo atuará como uma BOMBA!

Nunca adicionar água em ácido concentrado. Sempre despejar lentamente o ácido sobre a

água.

Manter e manipular ácidos e bases concentradas bem como substâncias voláteis e

inflamáveis somente dentro da câmara de exaustão (Capela) com o sistema de exaustão

ligado.

Realizar procedimentos que liberam gases ou produzem aerossóis dentro da Capela.

Ao aquecer tubos de ensaio contendo substâncias químicas, manter a extremidade aberta

do tubo na direção oposta ao seu rosto e aos das demais pessoas.

1.3. Outras orientações de segurança

Professor e técnico:

Certificar-se de que os corredores, os chuveiros de segurança e as portas não estão

obstruídos.

Certificar-se que todas as orientações de segurança sobre o experimento foram fornecidas e

compreendidas pelos alunos.

Aluno:

Certificar-se de estar familiarizado com todas as informações de segurança que lhes foram

fornecidas sobre cada experimento antes de iniciá-lo.

Perguntar ao professor ou ao técnico de laboratório caso você não tenha certeza de como

realizar o experimento de forma segura.

Informar o professor ou o técnico de laboratório caso um equipamento falhe durante o uso.

Nunca tentar consertar o problema sozinho.

Informar imediatamente o professor ou técnico de laboratório quando houver derramamento

de reagentes para que a limpeza seja feita de forma adequada.

Descartar os resíduos gerados no experimento conforme as instruções fornecidas no

Manual de Laboratório da disciplina ou informadas pelo professor ou técnico de laboratório.

Deixar todas as vidrarias, equipamentos e ferramentas limpos assim como foram

encontrados.


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1.4. Comportamento de risco

Remover produtos químicos ou equipamentos do laboratório sem autorização do professor

ou técnico de laboratório.

Realizar experimentos sem a presença ou autorização do professor ou técnico de

laboratório.

Deixar experimentos sem vigilância durante o andamento.

Trabalhar fora do horário da aula, exceto em circunstâncias excepcionais com prévia

autorização do professor ou técnico de laboratório.

Fazer brincadeiras dentro do laboratório.

Utilizar vidraria quebrada ou equipamentos danificados.

Realizar experimentos de forma acelerada.

Se sentir muito seguro e subestimar as normas de segurança.

Não utilizar os Equipamentos de Proteção Individual (EPI) e Equipamentos de Proteção

Individual (EPC) obrigatórios.

Adaptar equipamentos inadequados ao procedimento.

2. Informações de segurança de produtos químicos

As informações de perigo de qualquer produto químico devem ser conhecidas

anteriormente à sua manipulação no laboratório. Tais informações são sistematizadas pelo

Sistema Globalmente Harmonizado de Classificação e Rotulagem de Produtos Químicos

(GHS) e normatizadas pela Associação Brasileira de Normas Técnicas (ABNT), norma ABNT-

NBR 14725, que traz orientações por meio de palavras de advertência, frases de perigo, frases

de precaução e pictogramas padronizados, a serem utilizados mundialmente nos rótulos e nas

Fichas de Informação de Segurança de Produtos Químicos (FISPQ ou MSDS/SDS do inglês,

Material Safety Data Sheet).

A FISPQ é um instrumento de comunicação dos perigos e possíveis riscos de um

produto químico, levando em consideração o seu uso previsto. Essas fichas devem ser

consultadas anteriormente ao uso, armazenamento ou transporte de qualquer produto químico

e são encontradas nos sites de empresas que fabricam, transportam e armazenam produtos

químicos como, por exemplo, os disponíveis no site da CISSP-IQ, www.cissp.quimica.ufg.br.

Além disso, os perigos associados aos produtos químicos devem ser informados no

rótulo do produto, por meio de seus pictogramas de perigo, normatizado pela ABNT-NBR

14725. O desenho e a modulação destes pictogramas devem ser elaborados conforme a

ABNT-NBR 7500. Os pictogramas de alerta de perigo mais comuns em rótulos de produtos

químicos e suas interpretações estão no quadro a seguir:

http://www.cissp.quimica.ufg.br/


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Pictograma Classe de Perigo

Explosivo; Auto-reativo; Peróxido orgânico.

Gás sob pressão.

Inflamável; Auto-reativo; Pirofórico; Auto-aquecimento; Emite gás inflamável; Peróxido orgânico.

Oxidante.

Corrosivo à pele; Causa danos severos aos olhos; Corrosivo aos metais.

Tóxico agudo (severo)

Irritação da pele e dos olhos; Sensibilizante da pele; Tóxico a órgão alvo específico (única exposição); Tóxico agudo (prejudicial); Prejudicial à camada de ozônio.

Carcinogênico; Sensibilizante respiratório; Tóxico reprodutivo; Tóxico a órgão alvo específico (exposições repetidas); Mutagênico a células germinativas; Perigo por aspiração.

Tóxico à vida aquática (agudo); Tóxico à vida aquática (crônico).

Adaptado de: Quim. Nova, Vol. 40, No. 3, 353-361, 2017

3. Procedimentos em caso de acidentes no laboratório

Qualquer acidente, por menor que seja, deve ser informado ao professor ou técnico de

laboratório. A Comissão de Saúde e Segurança do Servidor Público do Instituto de Química

(CISSP-IQ) deve ser notificada logo após o ocorrido por meio do formulário disponível na

página www.cissp.quimica.ufg.br, ou pelo canal de comunicação da CISSP-IQ no campo FALE

CONOSCO. A notificação de acidentes é importante para que a comissão possa melhor


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identificar as situações de risco e propor iniciativas à comunidade do IQ que possam eliminar

ou minimizar tais riscos.

A seguir, estão descritos procedimentos básicos em caso de acidentes com produtos

químicos e queimaduras, bem como informações sobre procedimentos em caso de incêndio.

3.1. Acidente com produto químico ou queimadoras

Em caso de qualquer tipo de acidente que ocorra contato com produto químico ou

queimadura, a recomendação é lavar imediatamente o local atingido com água corrente em

abundância durante cinco minutos. Se necessário, use o chuveiro ou lava olhos de emergência.

Em seguida, encaminhar imediatamente o acidentado ao serviço médico.

3.2. Princípio de Incêndio

Instruir alguém para chamar o corpo de bombeiros. Evacue o laboratório e solicite a uma

pessoa para contatar os serviços de emergência assim que ela sair com segurança. Mesmo

que você seja capaz de extinguir o incêndio, é importante que o corpo de bombeiros seja

acionado no caso de algum imprevisto.

Localizar os extintores de incêndio mais próximo. No IQ, os extintores estão localizados

nos corredores.

Localizar uma saída de emergência. Antes de usar o extintor para apagar um incêndio,

procure a saída mais próxima e posicione-se com as costas viradas na direção dela. Dessa

forma, será possível escapar mais rápido no caso de uma emergência.

Trabalhe com extintor a uma distância segura das chamas. Antes de descarregar o

extintor, posicione-se de modo que você fique a uma distância de 2 m a 3 m na chama.

Utilizar sempre o extintor de pó-químico. Nunca utilize água.

4. Bibliografia

Leila K. Uema e Marcela G. Ribeiro, Pictogramas do GHS e sua aplicação como ferramenta de comunicação de perigos para estudantes de graduação, Quim. Nova, Vol. 40, No. 3, 353-361, 2017.

ASSOCIAÇÃO BRASILEIRA DE NORMAS TÉCNICAS. NBR 14725: Produtos químicos - Informações sobre segurança, saúde e meio ambiente Parte 2: Sistema de classificação de perigo. Rio de Janeiro, p. 98. 2009.

ASSOCIAÇÃO BRASILEIRA DE NORMAS TÉCNICAS. NBR 14725: Produtos químicos - Informações sobre segurança, saúde e meio ambiente Parte 3: Rotulagem. Rio de Janeiro, p. 53. 2012.

ASSOCIAÇÃO BRASILEIRA DE NORMAS TÉCNICAS. NBR 14725: Identificação para o transporte terrestre, manuseio, movimentação e armazenamento de produtos. Rio de Janeiro, p. 47. 2004.

AULA 2: EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO


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5. Equipamentos básicos de laboratório

5.1. Vidrarias e equipamentos usuais em laboratórios de química:

A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a utilização de uma

variedade de equipamentos de laboratório com finalidades específicas. O objetivo desta aula é

apresentar os materiais utilizados rotineiramente em um laboratório e introduzir algumas

técnicas específicas.

A seguir são apresentadas as principais vidrarias e equipamentos que serão utilizados nas

aulas práticas:

Espátula: Retirada de porções de reagentes

sólidos.

Vidro de relógio: pesagens e transporte de

substâncias

Tubo de ensaio: testes de

reações químicas.

Béquer: usado para transferência de líquidos,

aquecimento de líquidos

Proveta: medida aproximada de

volumes de líquidos.

Bastão de vidro: agitar soluções, transporte

de líquidos, filtração e outros fins.


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Pipeta Volumétrica: medida de

volumes fixos de líquidos.

Pipeta Graduada: medida de volumes de

líquidos.

Funil de vidro: transferência de líquidos

e em filtrações em laboratório

Funil de Buchner: usado em filtrações à

vácuo.

Funil de decantação: separação

de líquidos imiscíveis.

Almofariz e pistilo: triturar e pulverizar

sólidos

Erlenmeyer: titulações. Kitassato: filtrações à vácuo


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Balão volumétrico: preparo de soluções. Bureta: medidas precisas de líquidos e em

análises volumétricas.

Condensadores: condensar os gases

ou vapores na destilação.

Balão de fundo redondo: aquecimento de

líquidos, em destilações, etc.

Mufa: prender a garra no suporte universal Garra: prender vidrarias no suporte universal

Suporte Universal: prender vidrarias. Termômetro: medida de temperatura.


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Adaptador de três vias:

usado em destilações.

Pinça de madeira: segurar tubos de ensaio

durante aquecimentos diretos no Bico de

Bunsen.

Bico de Bunsen:

aquecimento em laboratório.

Tripé de ferro: usado para sustentar a tela de

amianto.

Coluna: cromatografia. Extrator de Soxhlet: extração contínua.

Pisseta: lavagens, remoção

de precipitados e outros fins.

Trompa de vácuo: usado em conjunto com o

kitassato e funil de Buchner.

1

2

3

45 6

7

8

9

1 10

2

3

45 6

7

8

9

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Balança: pesagem de materiais

e reagentes.

Chapa aquecedora e agitador magnético:

aquecimento e agitação.


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5.2. Processos físicos mais utilizados em laboratórios de química

(a) Filtração simples e a vácuo

A filtração simples é o processo usado para a separação de uma mistura heterogênea

sólido-líquido. Na filtração à vácuo de uma mistura sólido-líquido usa-se um funil chamado de

funil de Buchner, cujo fundo é perfurado e sobre o qual se coloca o papel de filtro.

(b) Destilação Simples e Fracionada

Destilação simples é um processo de separação de misturas homogêneas de substâncias

de pontos de ebulição distantes. A destilação fracionada é um processo de separação de

misturas homogêneas de líquidos de pontos de ebulição próximos.

Destilação Simples Destilação Fracionada Rota-evaporador

vácuo

Filtração Simples Filtração à Vácuo


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(c) Decantação

O processo de decantação é utilizado na separação de dois líquidos não miscíveis.

(d) Centrifugação

É o processo usado para acelerar a sedimentação das fases.

Centrífuga

5.3. Medidas volumétricas

Um comerciante de ouro precisa fazer medidas muito próximas da real, pois um pequeno

erro pode representar um grande prejuízo. Por outro lado, receitas culinárias utilizam medidas

como colher de sopa, colher de chá. Se a colher estiver mais cheia, ou menos cheia, haverá

diferença na quantidade medida, porém, o sabor não será alterado substancialmente. Assim,

as medidas usadas por um ourives e por um chefe de cozinha não serão as mesmas. Ao

realizar uma medida em um laboratório, é necessário ter-se ideia de quão boa é essa medida.

O rigor na certeza da medida dependerá do tipo de experimento a ser realizado. Existem duas

medidas muito úteis para se avaliar medições: a exatidão e a precisão.

Dizer que uma medida é exata significa que ela se aproxima do valor verdadeiro. Dizer que

uma medida é precisa significa que, ao se repetir a medição por diversas vezes, sempre se

chegará a valores muito próximos entre si, mas não necessariamente próximos do valor

verdadeiro. A figura abaixo ilustra a diferença entre exatidão e precisão, supondo que o círculo

mais interior represente o valor verdadeiro, e as manchas pretas os valores medidos.


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BALÃO VOLUMÉTRICO – É utilizado no preparo e na diluição de soluções. Como o volume

nominal dos balões volumétricos é geralmente calibrado a 20o C, não é recomendado colocar

soluções aquecidas no seu interior, nem submetê-los a temperaturas elevadas. Como o traço

de aferição está localizado em um local de diâmetro pequeno, o pescoço do balão, esta é uma

vidraria precisa. Caso o balão tenha sido calibrado recentemente, e não tiver sido exposto ao

calor, ele será exato.

PROVETA – frasco destinado a medidas aproximadas de volume. Podem ser encontradas em

diversos volumes. Não é precisa.

BÉQUER – recipiente com ou sem graduação. Sua graduação fornece uma medida grosseira

de volume. Usado no preparo de soluções, na pesagem de sólidos e no aquecimento de

líquidos, bem como em reações de precipitação e recristalização.

ERLENMEYER – recipiente com ou sem graduação, esta fornece uma medida grosseira de

volume. Esse recipiente é largamente utilizado na análise titulométrica, no aquecimento de

líquidos e na dissolução de substâncias. Da mesma forma que o béquer, não é exato nem

preciso.

PIPETAS – instrumento para medida e transferência de determinados volumes de líquidos.

Existem basicamente dois tipos de pipetas: as volumétricas e as graduadas. As primeiras são

utilizadas para escoar volumes fixos, enquanto as graduadas são utilizadas para escoar

volumes variáveis de líquidos. As volumétricas são mais precisas e exatas, porém, menos

versáteis. A precisão das graduadas depende do volume que se quer transferir. A transferência

de volumes maiores implica em maior precisão.

BURETA – Permite o escoamento de líquido e é muito utilizada em titulações. Possui uma

torneira controladora de vazão na sua parte inferior. Por ser usada em experimentos onde o

volume deve ser medido com rigor, as buretas são bem calibradas pelo fabricante, e, se bem

cuidadas, são vidrarias exatas e precisas. A imprecisão fica maior quando se mede volumes

muito pequenos. Quando se realiza uma titulação, onde o volume gasto deve ser em torno de

20 mL, usa-se uma pipeta de 25,0 mL de capacidade. O uso de uma de 50 mL ou mais

aumentaria o erro da medida e, portanto, a imprecisão.


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Experimento 1: MEDIDAS VOLUMÉTRICAS

Para medir volumes de líquidos são usadas vidrarias que nos fornecem medidas com

exatidão, com aproximação e medidas grosseiras. Enfim, há vidrarias com exatidão e precisão

distintas.

A exatidão de uma vidraria está associada à sua calibração. O fabricante deverá ter feito

uma rigorosa marcação dos volumes, em conformidade com o valor real. Uma proveta, por

exemplo, onde os traços de aferição estejam colocados nos lugares certos é uma proveta

exata. A calibração periódica de vidrarias é sempre desejável devido à variação, com o tempo,

da resposta da maioria dos instrumentos, resultante do desgaste, da corrosão ou da

manutenção inadequada. Já a precisão de uma vidraria está associada ao seu formato.

Geralmente, provetas não são vidrarias precisas. Isto porque essa vidraria é muito larga à

altura dos traços de aferição. Dificilmente o experimentador terá acuidade visual suficiente para

conseguir medir um valor com precisão, já que uma pequena diferença de altura da coluna de

líquido, de uma medição para outra, implicará numa grande diferença de volume, já que o tubo

é grosso. Por outro lado, uma pipeta volumétrica é uma vidraria precisa, pois o diâmetro da

mesma no local onde está o traço de aferição é bem pequeno. Um experimentador, ao variar,

de uma medida para outra, 0,5 mm, estará variando um valor muito pequeno de volume. Se

fosse uma proveta, por ser larga, haveria uma variação volumétrica muito maior. Por isso, a

pipeta volumétrica é mais precisa que a proveta e que pipeta graduada. Porém, ela só será

exata se o fabricante tiver feito uma correta marcação do traço de aferição.

Durante o tempo, em laboratórios credenciados, faz-se a calibração das vidrarias exatas,

pois o vidro pode ter sofrido alguma dilatação. Se o traço de aferição não estiver correto,

apaga-se e coloca-se outro. Para certificar-se do valor correto, pode-se pesar a quantidade de

água transferida por uma vidraria, usando uma balança calibrada. Como a densidade da água

em várias temperaturas é conhecida, pela massa da alíquota transferida sabe-se o volume

transferido. Compara-se esse volume com o volume indicado pela vidraria, para saber se a

vidraria está exata. Para saber se a vidraria é precisa, pode-se pesar várias alíquotas iguais e

ver se os valores são semelhantes.

Procedimento experimental

1. Medir e transferir o volume total de uma pipeta graduada para uma proveta. Conferir os

volumes. Fazer o mesmo com uma pipeta volumétrica.

2. Coloque 100 mL de água em um béquer graduado e transfira-o para um balão

volumétrico de 100 mL. Observe a variação de volume.

3. Repita o mesmo procedimento anterior passando água de um erlenmeyer para um

balão volumétrico.

4. Repita o mesmo procedimento anterior passando água de um proveta para um balão

volumétrico.


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5. Meça o peso das vidrarias da tabela abaixo, cuidadosamente secas. Coloque 50 mL de

água destilada em cada recipiente e pese-os novamente (usar os traços de aferição da própria

vidraria para fazer a medição). Anote os resultados na tabela abaixo.

6. A fim de comparar a exatidão das várias vidrarias utilizadas na medição de volumes,

preencha o quadro abaixo. O erro percentual é o Volume real, encontrado pela pesagem,

dividido pelo volume teórico, indicado pela vidraria, vezes 100%.

Vidraria

Massa

Vidraria

Seca (g)

Massa Vidraria

+ 50 mL de

H2O (g)

Massa de

H2O (g)

Volume de H2O

(mL)*

Erro

percentual

Proveta

50 mL

Balão

50 mL

Béquer

100 mL

7. Meça a massa de 50 mL de água, medidas por um béquer de 100 mL. Esvazie o

béquer, seque-o, e meça novamente por mais duas vezes. Repita o procedimento,

usando uma proveta de 100 mL, anote os dados na tabela abaixo. Compare a precisão

das vidrarias.

8. Massa de 50 mL de água

Vidraria valor 1 valor 2 valor 3

Proveta 100 mL

Béquer

100 mL

Erro % = (valor teórico-valor real/valor real)*100


21

Experimento 2: PROPRIEDADES DAS SUBSTÃNCIAS

Introdução

Uma substância pode ser identificada por um conjunto de propriedades classificadas como

extensivas e intensivas. As propriedades extensivas são aquelas que dependem da quantidade

de matéria presente na amostra como, por exemplo, a massa e o volume. As propriedades

intensivas são aquelas que independem da quantidade de matéria e sim da natureza da

substância, como por exemplo, a temperatura, a pressão e a entalpia molar. Por isso, são

muitas vezes chamadas de propriedades características de uma substância, utilizadas,

frequentemente, na determinação do seu grau de pureza.

Algumas dessas propriedades estão listadas a seguir:

Ponto de fusão: o ponto de fusão é a temperatura na qual uma substância sólida, em

condições de equilíbrio, passa para o estado líquido. No caso de uma “substância pura”, o

intervalo de temperatura desde o momento inicial da fusão (aparecimento de uma fase líquida)

até a sua completa fusão não deve exceder a 0,5 °C. Substâncias contendo impurezas não

possuem um ponto de fusão definido, mas um intervalo com vários graus de temperatura.

Ponto de ebulição: o ponto de ebulição é, por definição, a temperatura na qual a pressão

de vapor de um líquido torna-se igual à pressão atmosférica, quando essa é de 760 mm Hg.

Densidade (): a densidade é uma propriedade física específica que pode ser usada para

identificar substâncias, visto que raramente diferentes substâncias têm a mesma massa

específica. É a razão entre a massa da substância (m) e o seu volume (V). V

m A massa

específica pode ser expressa em kg/L ou g/mL


1. Determinação do ponto de ebulição

Num tubo de ensaio limpo e seco coloque de 3 a 4 mL de acetona. Prenda um tubo capilar

(parte aberta para baixo) ao termômetro e insira no tudo de ensaio. Coloque o conjunto num

béquer contendo água e aqueça lentamente. Observe a formação de bolhas no capilar, quando

a saída das bolhas ficarem ininterruptas, anote a temperatura.

2. Determinação do ponto de fusão

Encha cerca de ¼ de um tubo capilar, fechado numa das extremidades, com naftaleno em

pó e amarre-o junto ao bulbo de um termômetro, como mostrado na Figura 1. Mergulhe o bulbo

do termômetro num béquer contendo água e aqueça lentamente. Observe e anote as

temperaturas inicial e final de fusão.


22

Figura 1. Aparelho para determinação do ponto de ebulição.

3. Densidade

A) Densidade de sólidos

Pese numa balança semi-analítica um pedaço de um sólido fornecido pelo

professor/técnico (alumínio, cobre, zinco). Adicione água em uma proveta de 10 mL, até a

metade. Adicione o sólido pesado e meça a diferença de volume. Anote seus resultados e

calcule a massa específica do sólido.

Referências

1. GESBRETCHT, E. et al. Experimentos de Química, técnicas e conceitos básicos.

Editora Moderna Ltda. São Paulo, 1979.

2. MITCHELL, R.S. Journal of Chemical Education, 1991, 68(11), 941.


23

Experimento 3: PROPRIEDADES DE SUBSTÂNCIAS IÔNICAS E MOLECULARES Substâncias podem ser classificadas em dois importantes grupos, de acordo com seu

comportamento quando se passa corrente elétrica por uma solução que as contenha: as que

conduzem, e as que não conduzem corrente elétrica. As primeiras são chamadas eletrólitos e

incluem a maior parte das substâncias inorgânicas, como ácidos, bases e sais; as últimas são

designadas não-eletrólitos, com muitos exemplos entre as substâncias orgânicas, como a

sacarose, o etanol, a glicerina, etc. Há, contudo, substâncias orgânicas que são eletrólitos,

como os ácidos carboxílicos.

O requisito para uma substância ser um eletrólito é que haja a formação de espécies

carregadas, cátions e ânions, quando ela se dissolve. Quando se dissolvem, sólidos iônicos se

dissociam. O sal KCl, por exemplo, que quando no estado sólido existe na forma de cristais,

quando se dissolve em água forma íons K+ e Cl-. Não há ionização, porque os átomos

constituintes já eram íons no próprio sólido. Há apenas separação desses íons, e destruição da

estrutura cristalina, ou seja, dissociação. Eletrólitos que não são sais quando se dissolvem

sofrem ionização. O ácido acético, por exemplo, gera os íons CH3COO- e H+. Serão essas

espécies carregadas, chamadas íons, que conduzirão a corrente elétrica. A sacarose, que não

é um eletrólito, quando se dissolve em água não gera íons. As moléculas se mantém intactas

após a dissolução.

Se uma substância se dissolver mas estiver apenas parcialmente dissociada, ela

conduzirá corrente elétrica em uma extensão menor, e pode ser classificada como um eletrólito

fraco. Eletrólitos fortes (ácidos fortes, bases fortes e a maioria dos sais) se dissociam quase

completamente, mesmo em soluções concentradas. Eletrólitos fracos (ácidos fracos, bases

fracas) têm alta dissociação somente quando estão em baixas concentrações.

Em soluções aquosas, uma quantidade muito pequena de íons H+ e OH- estará

presente devido à auto-ionização da água. Essa ionização acontece em uma extensão muito

baixa, e normalmente é negligenciada. Assim, quando se diz que uma solução é eletrolítica,

não se está considerando os íons provenientes da água pura. Refere-se, sim, à condutividade

devida à presença de sais na água, e, assim, mesmo a água potável é uma solução eletrolítica,

pois contém eletrólitos. Deve-se notar que uma substância que se comporta como eletrólito em

água, por exemplo o cloreto de sódio, pode deixar de ser eletrolítica em outro solvente, como o

éter ou hexano.

Procedimento

Medidas qualitativas e quantitativas da condutividade de soluções.

Prática a ser demonstrada pelo professor.

Realize as medidas qualitativas e quantitativas dos itens a-h, a seguir.


24

Para a medida quantitativa, utilize um condutivímetro. Atente-se para o fato de esse

equipamento mudar a escala de medição automaticamente.

Para a medida qualitativa, mergulhe dois eletrodos de cobre, previamente limpos, lavados e

secos e conecte a fonte de corrente, como mostrado na Figura a seguir. Verifique a

condutividade elétrica da água pela intensidade da luz emitida pela lâmpada. Supondo que a

luminosidade da lâmpada quando os eletrodos estão em curto circuito seja igual a um valor de

condutividade 10, estime os valores dessa propriedade para cada caso.

Arranjo a ser utilizado nas medidas de condutividade das soluções.

a. Adicione 30 mL de água destilada a um béquer e insira os eletrodos do dispositivo na

solução.

b. Repita o procedimento acima, usando água da torneira. *

c. Adicione, ao béquer contendo água, uma ponta de espátula de sacarose; agite até

haver a dissolução completa do sólido e meça a condutividade da solução;

d. Transfira cerca de 30 mL de solução 1,0 mol/L de ácido acético para um béquer de 100

mL e meça a condutividade da mesma; guarde essa solução;

e. Repita o procedimento acima utilizando uma solução de hidróxido de amônio 1,0 mol/L;

f. Misture as soluções utilizadas em d e e e verifique a luminosidade da lâmpada.

Compare com os resultados obtidos acima;

g. Repita o procedimento utilizando uma solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L;

h. Lave o béquer com água, seque e transfira um volume de ácido acético glacial (ácido

acético anidro) suficiente para cobrir cerca de 0,5 cm da extremidade dos eletrodos de

cobre. Meça a condutividade. Em seguida, faça medidas durante a adição de água

destilada (porções de 5 mL com agitação). Compare com o resultado em d. (cuidado:

ácido acético glacial é corrosivo).

* Obs.: Embora a lâmpada não tenha acendido, o multímetro registrou um valor de

condutividade para a água. O não acendimento da lâmpada, nos dois casos, não indica

que a água não conduz corrente elétrica. Indica que a quantidade de corrente transmitida

é insuficiente para acender esse tipo de lâmpada. É suficiente, contudo, para dar um


25

grande choque elétrico em uma pessoa. O corpo humano é mais sensível à eletricidade

que as lâmpadas incandescentes.

Condutividade em função da concentração de eletrólitos.

Experimento a ser realizado pelos alunos, usando um condutivímetro.

1. Com uma proveta, adicione aproximadamente 12 mL de uma solução de ácido acético 1

mol/L e 40 mL de água destilada a um béquer de 100 mL. Agite com um bastão de vidro,

e meça a condutividade.

2. Com uma pipeta graduada, adicione 3 mL de uma solução de hidróxido de amônio 1

mol/L ao béquer do item 1. Agite com um bastão de vidro. Meça a condutividade.

3. Repita o procedimento do item 2 por mais 4 vezes. Anote o valor na tabela abaixo.

Discuta com o grupo as causas do comportamento da condutividade.

Quantidade adicionada de NH4OH Condutividade

0 mL

3 mL

6 mL

9 mL

12 mL

15 mL

18 mL


26

Experimento 4: SOLUÇÔES - PREPARO E DILUIÇÃO

Objetivos

Preparar uma soluções de NaOH e de HCl. Treinar a técnica de pesagem, de leitura do

volume no balão.

Soluções

Uma solução é formada quando uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias

forma uma única fase. Nessa mistura, o soluto é a substância dissolvida na outra substância, o

solvente. O solvente é o responsável pela dissolução. Nem toda mistura homogênea é uma

solução. As misturas capazes de causar espalhamento da luz não são soluções. Logo, uma

solução não pode ser turva. Nas soluções, os solutos estão dispersos no solvente a nível

molecular. Isto significa que uma dispersão só pode ser considerada solução quando o

tamanho de partícula for menor que 1nm. Os coloides apresentam tamanho de partículas

maior que 1nm e menor que 1000 nm. Enquanto as suspensões apresentam tamanho de

partículas maiores que 1000 nm.

Uma técnica para a identificação de misturas coloidais consiste em fazer passar

através da mesma, um feixe de luz que, ao atravessá-la, vai sofrer uma dispersão formando

uma luz difusa; este efeito é conhecido como o efeito de Tyndall, conforme é mostrado na

Figura abaixo:

As soluções podem ser classificadas:

Quanto ao estado físico: sólidas, líquidas ou gasosas;

Quanto à condutividade elétrica: eletrolíticas ou não eletrolíticas;

Quanto à proporção soluto/solvente: diluída, concentrada, insaturada, saturada e

supersaturada.

As propriedades das soluções dependem de sua concentração. Em química, a quantidade

de soluto dissolvido numa unidade de volume ou de massa da solução ou do solvente se

denomina concentração.


27

Concentração em gramas por litro

Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m), expressa em

gramas, e o volume (V), da solução em litros:

Concentração em quantidade de matéria (Molaridade)

É a relação entre a quantidade de matéria, em mols, do soluto (n) e o volume da solução

(V), expresso em litros.

Composição percentual

Essa unidade de concentração relaciona a massa (m) ou o volume (V) do soluto com a

massa ou o volume do solvente ou da solução, conduzindo a notações tais como:

10% (m/m); 10% (m/V); ou 10% (V/V)


Preparação de 100 mL da solução de NaOH 0,1 molL-1

Inicialmente realize o cálculo da massa de hidróxido necessário para o preparo da

solução. Pese a massa calculada num vidro de relógio ou béquer pequeno. Com segurança,

evite que a pesagem seja muito demorada. Dissolva essa massa em água destilada, com

auxílio de um funil transfira a mistura para o balão volumétrico de 250 mL. Completar o volume

da solução com água destilada até a marca da aferição do balão, tampar e agitar para

completa homogeneização.

Preparação da solução de ácido clorídrico - (cuidado: ácido clorídrico concentrado é

altamente tóxico e corrosivo).

Utilizando os dados do rótulo (36,5-38% HCl, MM 36,46 g/mol e densidade de 1,19

g/mL), calcule o volume de ácido concentrado necessário para preparar 100 mL de solução 1

mol/L. Mostre o seu trabalho ao professor. Será confiável fazer tal medida? Sendo assim,

calcule o volume de ácido concentrado necessário para preparar 250 mL de solução 1,0 mol/L.

Partindo desta solução (1,0 mol/L), calcule o volume necessário para preparar 100 mL da

solução 0,1 mol/L. Meça esse volume com uma proveta e transfira para um balão volumétrico

de 100 mL, que já tenha cerca de 40 mL de água destilada. Lave algumas vezes a proveta

usada com um pouco de água destilada transferindo sempre para o balão. Agite

cuidadosamente o balão e adicione água até completar os100 mL. Feche o balão e agite para

homogeneizar a solução.

** Armazenamento de solução de NaOH em frasco plástico porque NaOH ataca o vidro (NaOH

reage com os silicatos que constituem o vidro).

C (g/L) =m (g)

V(L)

C (mol/L) = V(L)

n n =mM


28

Experimento 5: SOLUÇÕES - SOLUBILIDADE

A solubilidade é definida como sendo a quantidade máxima de soluto que pode ser

dissolvido numa certa quantidade de solvente, a uma dada temperatura, e é representada por

S. Na ausência de indicações contrárias, admite-se que o solvente é a água e a temperatura é

de 25°C. A solubilidade de um dado soluto depende da natureza do solvente e da temperatura.

Define-se o coeficiente de solubilidade (CS) como a máxima quantidade de um dado soluto que

pode ser totalmente dissolvida numa quantidade pré-fixada de um determinado solvente, a uma

dada temperatura. Por exemplo, o CS do cloreto de sódio em água é 35,7 g /100 mL de H2O, na

temperatura de 0oC.

Para um determinado solvente e temperatura, as soluções podem ser classificadas em:

soluções saturadas – são aquelas que estão em equilíbrio com um excesso de

soluto. A concentração de uma solução saturada é igual à solubilidade;

soluções insaturadas – são aquelas em que a concentração do soluto é menor

que a sua solubilidade, ou seja, mais soluto pode ser adicionado à solução antes

que esta venha a estar saturada;

soluções supersaturadas – são aquelas que, em algumas condições, apresentam

uma concentração de soluto temporariamente maior que a sua solubilidade.

A adição de uma pequena quantidade de soluto a uma solução é uma maneira simples

de distinguir entre soluções saturadas, insaturadas e sobressaturadas. Se a solução está

insaturada, o soluto adicionado dissolve-se, aumentando a concentração da solução. Se a

solução está saturada, a adição de soluto não produz alteração na concentração da solução.

Quando a solução está sobressaturada, a adição de soluto puro provoca a precipitação do

soluto adicional.

Alguns solutos são infinitamente solúveis em um dado solvente, ou seja, o soluto e o

solvente se misturarão em qualquer proporção, isto ocorre quando as forças intermoleculares

existentes são semelhantes. Entretanto, outros solutos têm solubilidade tão baixa que não são

mensuráveis por métodos diretos, neste caso, imagine uma força do tipo dipolo-dipolo e dipolo

induzido, a diferença é significativa e a solubilidade não ocorrerá. Embora não haja nenhum

soluto completamente insolúvel, este termo é usualmente utilizado para uma substância cuja

solubilidade é extremamente baixa.


29

Procedimento Experimental – Será realizado um dos experimentos abaixo.

Solubilidade de Líquidos em Líquidos

Adicione algumas gotas de acetato de etila, éter etílico e álcool etílico em 3 mL de água.

Agite o tubo e observe. Repita a etapa anterior, usando a acetona como solvente. Anote as

observações.

Solubilidade de Sólidos em Líquidos - Curva de solubilidade do KCl

Materiais necessários: chapa de aquecimento, banho-maria, tubo de ensaio grande, béquer,

proveta graduada de 10 mL, balança analítica e termômetro. Cloreto de amônio (NH4Cl)

- Em um tubo de ensaio de aproximadamente 20 mL, coloque aproximadamente 3,2 g de

cloreto de amônio e adicione 5,0 mL de água destilada.

- Aqueça o sistema em banho maria, agitando até que todo o sólido se dissolva.

- Retire do aquecimento, continue agitando e anote a temperatura em que o sólido começa a

cristalizar. Resfrie em banho de gelo, se necessário.

- Repita o procedimento adicionando água destilada conforme tabela abaixo.

Volume de água

(mL)

Temperatura

(ºC)

Solubilidade de NH4Cl (g/100g

H2O)

5,0

6,0

6,5

7,0

7,5

Construa um gráfico de solubilidade e compare o perfil da curva dos seus dados com o gráfico

abaixo.


30

Experimento 6: REAÇÕES QUÍMICAS

Introdução

A matéria, sob a ação de agentes físicos e/ou químicos, encontra-se em permanente

transformação. Certas transformações conduzem a variações drásticas na composição química

das espécies, por meio de ruptura e formação de ligações interatômicas, quase sempre

acompanhadas de trocas energéticas com o ambiente. São transformações geralmente

descritas através de equações químicas e recebem a denominação específica de reações

químicas.

Transformações de estado, como por exemplo, fusão, ebulição, sublimação, condensação

e solidificação, também envolvem ruptura e formação de ligações, porém não alteram a

composição química das espécies. Nesse caso, as ligações rompidas ou formadas são

ligações do tipo intermoleculares ou, mais genericamente, interpartículas (partículas, no caso,

podem ser moléculas ou íons).

A estequiometria de uma reação química relaciona-se com as informações quantitativas

que podem ser tiradas da mesma. Os cálculos estequiométricos baseiam-se nas proporções

fixas existentes entre as espécies envolvidas nas reações químicas.

De modo geral, numa reação química, a massa, os átomos e as cargas se conservam.

Assim, uma equação química “balanceada ou equilibrada” mostrará as quantidades relativas de

reagentes e produtos envolvidos na reação. Os coeficientes numéricos da equação se referem

à proporção de mols envolvidos entre as espécies na reação.

Objetivos

Desenvolver a capacidade de observação de experimentos, correlacionando-os. Utilizar

tabelas na resolução de problemas de laboratório.


A) Reações onde se formam produtos pouco solúveis.

a. Coloque, em um tubo de ensaio, 4-5 gotas de solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L e

observe o seu aspecto. Adicione 1 gota de solução de nitrato de prata. Guarde esse tubo e

examine-o após 30 minutos.

b. Adicione, em um tubo de ensaio, os mesmos reagentes usados no item anterior. Após

isso, coloque, gota a gota, solução de hidróxido de amônio 30%, agitando o tubo após cada

adição. Deixe de adicionar hidróxido de amônio quando observar mudança do sistema. Não

despreze o conteúdo desse tubo. Anote as suas observações e justifique-as.

c. Coloque, em um tubo de ensaio, algumas gotas de solução de cloreto de bário e

adicione gotas de solução de sulfato de sódio. Observe e interprete.

B) Reações onde se formam produtos pouco dissociados


31

a. Coloque 5 gotas de ácido nítrico 1 mol/L em um tubo de ensaio. Dobre o volume obtido

com água destilada e agite a solução com o auxílio de um bastão de vidro. Determine, através

de um papel indicador, o caráter ácido-básico da solução. Marque o valor obtido e conserve o

conteúdo do tubo.

b. À solução obtida no item anterior adicione o conteúdo de uma “ponta de espátula” de

acetato de sódio. Agite bem o tubo até dissolver o sal e determine novamente o caráter ácido-

base desta mistura. Compare com o resultado obtido na experiência anterior, procurando sentir

o odor que deve se desprender da mistura recentemente preparada.

c. Coloque algumas gotas de solução de carbonato de sódio 5 mol/L, em um tubo de

ensaio, adicione gotas de ácido nítrico 1 mol/L e agite. Observe e interprete.

C) Reações em que se formam complexos

a. Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de solução de sulfato de cobre 0,1 mol/L.

Adicione aos poucos e agitando, hidróxido de amônio 30 %. Anote a mudança no aspecto da

solução antes e depois da adição da base.

b. Coloque em um tubo de ensaio 4 gotas de solução de nitrato de ferro(III) 1 mol/L e

dobre o volume com água destilada. Junte 2 gotas de tiocianato de potássio 1 M e agite.

Observe o que ocorre.

a. gotas de solução de permanganato de potássio 1 mol/L e agite. Observe e interprete.

Bibliografia R.A. Burns, Fundamentals of chemistry (2ª ed., Prentice Hall) 1995

J.B. Russell, Química Geral (1ª ed, Mc graw-Hill) 1982

J.C. Kotz e P.Treichel, Jr., Química & reações químicas (3ª ed., LTC), vol. 1, 1996;

B.H. Mahan, Química: um curso universitário (4ªed., Edgard Blucher) 1997;


32

Experimento 7: EQUILÍBRIO QUÍMICO Objetivos

Comprovar experimentalmente a existência do estado de equilíbrio químico. Observar a

obediência dos sistemas em equilíbrio ao princípio de Le Chatelier. Estudar o efeito da

temperatura no valor da constante de equilíbrio de uma reação.

Introdução

As reações químicas, assim como as mudanças de fase, são reversíveis.

Consequentemente haverá condições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e

produtos coexistem em equilíbrio. A primeira característica do estado de equilíbrio é ser

dinâmico; trata-se de uma situação permanente mantida pela igualdade das velocidades de

duas reações químicas opostas. A segunda generalização é que os sistemas tendem a atingir

um estado de equilíbrio espontaneamente. Um sistema pode deslocar-se do equilíbrio somente

por alguma influência externa e, uma vez deixado a si próprio, o sistema perturbado voltará ao

estado de equilíbrio.


Equilíbrio entre um sólido e um líquido

a. Coloque ~10 gotas de água em um tubo de ensaio e ~10 gotas de etanol em outro.

Adicione alguns cristais de sacarose em ambos os tubos e agite. O que você observou? Qual

dos tubos está em equilíbrio com respeito à dissolução?

b. Prepare novamente 2 tubos de ensaio, um contendo etanol e o outro água. Adicione

alguns cristais de NaCl a ambos e agite. Qual das soluções é saturada? Quais equilíbrios se

verificam nestas soluções?

c. Acrescente mais alguns cristais de NaCl à solução insaturada que você preparou no

item anterior. Agite até dissolver. Adicione etanol a esta solução, com um conta-gotas, agitando

a cada gota. O que ocorreu? Por quê?

Equilíbrio entre dois líquidos

a. Prepare um tubo de ensaio contendo ~20 gotas de água destilada e outro tubo

contendo ~20 gotas de n-butanol. Adicione gota a gota n-butanol ao primeiro tubo e água ao

segundo tubo, até observar separação de fases. O que ocorreu? Por quê? O estado final é

igual em ambos os tubos?


33

Experimento 7: PERTUBAÇÃO AO EQUILÍBRIO QUÍMICO

Introdução

Em 1884, o químico francês Henri Lê Châtelier sugeriu que os sistemas em equilíbrio

tendem a compensar os efeitos de influências perturbadoras. O princípio se aplica a todos os

tipos de equilíbrios dinâmicos e pode ser enunciado assim: quando um sistema em equilíbrio é

submetido a uma força, ele tenderá a se ajustar, reagindo de maneira a minimizar o efeito da

força.

Experimento 1

- coloque duas gotas de solução de 2,0 mol L-1 de tiocianato de potássio (KSCN) num tubo de

ensaio;

- acrescente uma gota de solução de 0,7 mol L-1 de nitrato férrico (Fe(NO3)3);

- adicione água destilada até encher o tubo e agite bem;

- divida a solução do tubo em 4 tubos de ensaio;

- ao primeiro tubo adicione 2 a 3 gotas de solução de tiocianto de potássio;

- ao segundo, adicione 2 a 3 gotas de solução de nitrato de potássio (KNO3);

- ao segundo, adicione 2 a 3 gotas de solução de nitrato férrico.

Experimento 2

- coloque 1,0 mL de solução saturada de carbonato de sódio (Na2CO3) em um tubo de ensaio;

- adicione 1,0 mL de solução 1,0 mol L-1 de HCl e observe;

Experimento 3

- tome 4 tubos de ensaio e numere-os de 1 a 4; aos tubos 1 e 2 adicione 1,0 mL de ácido

acético (CH3COOH) 6,0 mol L-1;

- ao tubo 3 adicione 1,0 mL de ácido acético 0,01 mol L-1;

- ao tubo 4 adicione 1,0 mL de água destilada;

- acrescente a cada tubo 1,0 gota de alaranjado de metila;

- ao tubo 1 adicione algumas gotas de solução 1,0 mol L-1 de acetato de sódio.

Avaliando os resultados

Experimento 1

Compare e descreva as cores das soluções dos três tubos com o quarto que serve como

referência.


34

Escreva a equação para a reação entre o tiocianato de potássio e o nitrato férrico sabendo-se

que a coloração vermelha produzida é devida à formação do íon complexo hexatiocianoferrato

[Fe(SCN)6]3-.

Escreva a relação para a constante de equilíbrio dessa reação

Explique em termos de equilíbrio a mudança de cor observada em cada tubo.

Experimento 2

Escreva a equação correspondente à reação observada.

Como a liberação de um gás alterará o equilíbrio da reação?

Experimento 3

A concentração de íons hidrogênio, aumentou ou diminuiu no tubo 1? Justifique.

Quem é o responsável pela mudança de cor? O íon sódio ou o íon acetato? Explique em

termos de equilíbrio.

- Qual o efeito da temperatura sobre o valor da constante de equilíbrio?

- Como relacionar energia e equilíbrio químico?


35

Experimento 8: ESTUDO DA REATIVIDADE DE METAIS

Objetivo

Construir uma pequena fila de reatividade de metais e mostrar que o poder oxidante ou redutor

de cátions metálicos é relativo (comparativo).

Série Eletroquímica de metais e potenciais de redução

Quando alguns metais são colocados em contato com uma solução de ácido clorídrico

concentrado pode ocorrer ou não liberação de bolhas de gás hidrogênio e a velocidade com

que essas bolhas se formam dão uma idéia da reatividade do metal com o ácido.

Abaixo temos a série eletroquímica de alguns metais em ordem crescente de suas

tendências a se oxidarem (note que o hidrogênio também está incluído nesta listagem).

Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au

Maior reatividade, Menor nobreza

ouro < platina < prata < mercúrio < cobre < hidrogênio < chumbo < estanho < níquel < cobalto

<ferro < cromo < zinco < manganês < alumínio < magnésio < sódio < cálcio < potássio

Os metais após o magnésio são tão reativos que eles reagem diretamente com água

fria.

Temos como alguns exemplos de reações de oxido-redução do nosso cotidiano a

fotossíntese onde as moléculas de clorofila utilizam energia luminosa para produzir o gás

oxigênio, o metabolismo da glicose no organismo ou o processo de produção do ferro a partir

da hematita (minério de ferro).

Material e reagentes

• tubos de ensaio

• espátulas

• raspas de cobre (Cu), ferro (Fe), zinco (Zn), magnésio (Mg) e alumínio (Al)

• solução de ácido clorídrico (HCl) 6 mol/L

• frascos conta-gotas com soluções 1 mol/L de:

- cloreto de magnésio (MgCl2)

- sulfato de alumínio (Al2(SO4)3)

- sulfato de zinco (ZnSO4)

- sulfato de cobre (CuSO4)

- cloreto ferroso (FeCl2)

Procedimento Experimental

Colocar ¼ de espátula de raspas de magnésio em cada tubo de vidro


36

Colocar 8 a 10 gotas de cada uma das soluções nos tubos.

Observar e anotar na tabela a seguir o símbolo (X) caso tenha ocorrido a reação.

Repetir o mesmo procedimento para os outros metais e anotar na tabela

Mg Al Zn Fe Cu

MgCl2

Al(SO4)3

ZnSO4

FeCl2

HCl

CuSO4

AgNO3

Questões

Que evidência você utilizou para avaliar a ocorrência ou não de reação?

1. Qual dos metais reagiu com todas as soluções?

2. Escrever a equação química para cada reação que ocorreu no experimento, indicando os

agentes redutor e oxidante.

3. Escrever, em ordem crescente de reatividade, os metais testados no experimento.

4. Consultar a tabela de reatividade dos metais e comparar com seus resultados.

Bibliografia

1. P.W. Atkins e L. Jones, Princípios de Química - Questionando a vida moderna e o meio

ambiente, Bookman, Porto Alegre, 2001. 2. J.C. Kotz e P. Treichel Jr., Química e reações

químicas, vol. 1 e 2, LTC Livros Técnicos e Científicos Ed. S.A., São Paulo, 2000. 3. Este

roteiro foi adaptado do material didático Experimentoteca- CDCC-USP.

Experimento 9 - CORROSÃO

O Homem usa os metais há milhares de anos e a nossa tecnologia moderna é

extremamente baseada no emprego dos metais e suas ligas. Apesar do seu emprego na prática, muitos metais se deterioram atacados pelo meio

ambiente onde são usados mas se forem convenientes protegidos seu uso se torna tecnicamente correto e consegue-se excelente duração. Por isso, o estudo da corrosão tem inúmeras justificativas tanto razões técnicas como econômicas especialmente numa época em


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que as condições do meio ambiente, poluído e corrosivo, estão se agravando em nosso planeta.

Corrosão é o ataque (reação química) de um corpo sólido (objeto peça) por meio de uma ação química ou eletroquímica, provocada pelo meio ambiente. É um fenômeno que ocorre espontaneamente.

Esta reação que geralmente ocorre na superfície do metal provoca seu desgaste e leva finalmente ate sua destruição por redução de suas dimensões pela mudança na sua composição química ou seu aspecto externo.

Estudaremos o caso mais frequente de corrosão que é a corrosão úmida ou eletroquímica do ferro, que é o material mais intensamente usado na pratica.

O ferro, quando exposto á atmosfera, oxigênio, umidade, chuva etc. se enferruja mudando no aspecto metálico (com brilho cinzento) para se tornar um óxido de cor vermelha que hidratado vai até tornar inteiramente amarelo. Quimicamente dizendo que o ferro se oxidou e o seu estado de oxidação varia de zero no metal até 2+ e 3+ nos óxidos formados. A ligação química mudou da metálica para a iônica.

A solução eletrolítica (água de chuva, ou produtos químicos, água do mar e etc) quando em contato com a superfície do metal forma uma pilha eletroquímica, tendo regiões que agem como ânodo, onde ocorre a oxidação do metal, e regiões que agem como ânodo, onde ocorre a oxidação do metal e regiões que agem como cátodo, onde ocorre a redução (figura 1)


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MATERIAIS E REAGENTES Tubo de ensaio (11) Suporte para tubos de ensaio Proveta Béquer de 250 mL HNO3 Conc. H2SO4 Conc. SOLUÇÕES -HCl 6 mol L-1 -HCl 3 mol L-1 -H2SO4 1: 5 -HNO3 1: 5 -NaOH 0,1 mol L -NaCl a 5 % -Lâmina de ferro e cobre unidas por um fio de cobre

Catodo

2H2O + O2 + 4e-

4 OH- Eo= + 0,401 V


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-Lâminas de ferro e aço inoxidável -Bombril -Solução de NaCl contendo K3Fe(CN)6 e fenolftaleina 1000 ml de NaCl a 3% p/v -10 mL de solução de fenolftaleina 1% p/v 10 mL de solução 1N de ferricianeto de potássio. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1 - CORROSÃO DO FERRO NA ATMOSFERA

Coloque um pedaço de bombril no fundo de uma proveda e encha a com água, fazendo com que a mesma entre na malha do bombril. Emborque esta proveta em um béquer contendo e deixe o ar penetrar cerca de 10 cm. Marque o nível de água na proveta datando. Após uma semana observe novamente o conjunto. Qual a variação do nível da água? - Qual a relação dos volumes de ar, inicial e final? - Como isso é explicado? PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 2- CORROSÃO ÚMIDA DO FERRO

Para comparação da influencia da natureza do meio são escolhidos diferentes reagentes em diferentes concentrações.

Pegue 6 pequenas laminas de ferro, limpe as cuidadosamente usando bombril e mergulhe as nas seguintes soluções: -Água de torneira -HCl 3 mol L-1 -HCl CONC. -NaOH 0,1 molL-1 -HNO3 1:5 -NaCl 5% agua salgada -Somente lâmina de ferro

Após uma semana verifique os resultados. Para cada experiência descreva a alteração da solução e da lâmina explicando o que ocorreu. Retire as lâminas lave-as e verifique se ocorreu corrosão. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 3 - CORROSÃO NA LINHA D’ ÄGUA: Mergulhe uma lamina de ferro parcialmente nas soluções seguintes: 3.1 - Água de torneira 3.2 - Água salgada solução de NaCl a 5% -Tampar os 2 tubos de ensaio. Após uma semana, observe a corrosão nas partes de acima e abaixo da linha d água. Explique. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4- VERIFICAÇÃO DAS ÁREAS ANÓDICAS E CATÓDICAS.

Colocar numa placa de ferro limpa (decapada com HCl lavada e seca) ou colocar 2 gotas de solução de NaCl contendo ferricianeto de potássio e fenolftaleina (indicador ferroxilica). Decorrendo alguns minutos, pode-se observar o que foi indicado na figura 3.


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Como se explica o ocorrido? PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 5- CORROSÃO SOB TENSÃO A tensão interna do material resulta da aplicação de um esforço atuante ou pode ser a tensão residual resultante de um esforço sofrido pela peça esmagamento, solda etc. que é o caso do prego, onde a cabeça e ponta foram esmagadas na sua fabricação. Mergulhe um prego grande nas seguintes soluções: 5.1. Água salgada 5.2. HCl 1:1 Após uma semana, observe a cabeça do prego. Compare com o corpo do prego e explique o ocorrido. MÉTODO DE PREVENÇÃO DE CORROSÃO a) Introdução

Um metal ou uma liga metálica exposta a ação do ambiente, sofre modificações deteriorização em sua propriedades metálicas transformando se em compostos do metal sem as propriedades que satisfaçam os fins a que se destinam. Por exemplo, o ferro em contato com o ar e a água, enferruja. MATERIAL + AGENTE DE PROCESSO = PRODUTO DE + E METÁLICO DE CORROSÃO EXPONTÂNEA CORROSÃO E = Energia

Este fenômeno, conhecido como corrosão, merece estudos tanto no sentido de conhecer seus mecanismos, para termos uma idéia do que isto representa para a industria, observa-se que: a) um quarto da produção mundial de ferro e gasta para substituir o destruído pela corrosão. b) redução dos rendimentos. c) contaminação de produtos


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d) problemas de segurança: vazamentos de fluidos inflamáveis. Os meios corrosivos mais importantes são: - Atmosfera: gases (CO, CO2, SO2, H2S, NO2), umidade, partículas em suspensão - Água: gases dissolvidos, matéria orgânica e bactérias. - Solo: acidez, porosidade, umidade. - Em todos esses ambientes podemos ter o fator poluição química como um agravante.

Quase sempre um processo de corrosão é devido ao fluxo de elétrons que se desloca de uma área da superfície metálica para outra. REGIÃO ANÓDICA REGIÃO CATÓDICA

Este movimento de elétrons é devido a diferença de potencial, de natureza eletroquímica, que se estabelece entre as regiões se o metal estiver num meio corrosivo com exemplo a água, os íons formados se dissolvem na mesma acelerando ainda mais a ação corrosiva. MATERIAIS E REAGENTES - Béquer de 250 mL - Bastão de vidro - Placas de petri - ágar-ágar - Prego - tira de zinco tira ou fio de cobre - tira ou fio de magnésio (livre de material oxidado) - Solução de fenolftaleína a 1% - Solução de ferricianeto de potássio 0.1 mol L-1 PROCEDIMENTO

Em um béquer, aquecer ate ferver 75 mL de água destilada. Adicionar 1,125 g de agar-agar em pó. Agitar ate dissolução total. Retirar do aquecimento, acrescentar 3,75 gotas de ferricianeto de potássio e 2,5 gotas de fenolftaleina. Homogeneizar o sistema. Preparar as placas de petri com o meio ainda quente de acordo com a figura .. Para o item (a), envolver um prego com zinco, outro com cobre e um terceiro com magnésio. Para o item (b), colocar um prego normal e outro tensionado (dobrado). Obs: Os pregos deverão estar livres de corrosão e secos.


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Deixar as placas de petri em repouso esfriando. Observar durante a semana atentamente e anotar os seguintes dados sobre cada prego: placa (a) 1 prego com tira de zinco: 2 prego com tira de cobre: 3 prego com tira de magnésio: placa (b) 1 prego normal: 2 prego tensionado

Date post:	18-Oct-2020
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