Roteiros de Química

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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁCAMPUS PONTA GROSSA

ROTEIROS DE AULA PRÁTICA QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL

AULA PRÁTICA 1 – NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIOS

1. SEGURANÇA NO LABORATÓRIO QUÍMICO

CONDUTA NO LABORATÓRIO

Apesar do grande desenvolvimento teórico da Química, ela continua a ser uma ciência eminentemente experimental; daí a importância das aulas práticas de Química. A experiência treina o aluno no uso de métodos, técnicas e instrumentos de laboratório e permite a aplicação dos conceitos teóricos aprendidos.

O laboratório químico é o lugar privilegiado para a realização de experimentos, possuindo instalações de água, luz e gás de fácil acesso em todas as bancadas. Possui ainda local especial para manipulação das substâncias tóxicas, denominado capela, que dispõe de sistema próprio de exaustão de gases. O laboratório é um local onde há um grande número de substâncias que possuem os mais variados níveis de toxicidade e periculosidade. Este é um local bastante vulnerável a acidentes, desde que não se trabalhe com as devidas precauções. Abaixo, apresentamos alguns cuidados que devem ser observados, para a realização das práticas, de modo a minimizar os riscos de acidentes.

Antes, durante e após o Experimento

Não se entra num laboratório sem um objetivo específico, portanto é necessária uma preparação prévia ao laboratório: O que vou fazer? Com que objetivo? Quais os princípios químicos envolvidos nesta atividade?

Durante a realização dos experimentos são necessárias anotações dos fenômenos observados, das massas e volumes utilizados, do tempo decorrido, das condições iniciais e finais do sistema. Um caderno deve ser usado especialmente para o laboratório. Este caderno de laboratório possibilitará uma descrição precisa das atividades de laboratório. Não confie em sua memória, tudo deve ser anotado.

Após o experimento vem o trabalho de compilação das etapas anteriores através de um relatório. O relatório é um modo de comunicação escrita de cunho científico sobre o trabalho laboratorial realizado.

Pré-Laboratório

1. Estude os conceitos teóricos envolvidos, leia com atenção o roteiro da prática e tire todas as dúvidas.

2. Obtenha as propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos reagentes a serem utilizados. Essas instruções são encontradas no rótulo do reagente.

Pós-Laboratório

1. Lave todo o material logo após o término da experiência, pois conhecendo a natureza do resíduo pode-se usar o processo adequado de limpeza.

2. Guarde todo o equipamento e vidraria. Guarde todos os frascos de reagentes, não os deixe nas bancadas ou capelas. Desligue todos os aparelhos e lâmpadas e feche as torneiras de gás.

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INSTALAÇÕES E EQUIPAMENTOS DE SEGURANÇA

As instalações elétricas e hidráulicas devem ser aparentes ou sob piso falso, para facilitar a manutenção;

Em locais onde se trabalha com solventes orgânicos inflamáveis, as instalações elétricas devem ser à prova de explosão;

Os gases sob pressão devem passar por uma canalização visível; Os cilindros de gases de alimentação devem ser armazenados fora do laboratório, em área livre

bem ventilada e sinalizada; Bancadas e pisos devem ser construídos com materiais que dificultem a combustão e que sejam

resistentes ao ataque de produtos químicos; Deve existir uma capela, para se trabalhar com produtos voláteis e tóxicos; Os produtos químicos devem ser armazenados fora do laboratório, em local de boa ventilação,

livre do Sol e bem sinalizado; Aprenda a localização e a utilização do extintor de incêndio existente no laboratório. Este também

deve estar localizado em lugar de fácil acesso e sinalizado. Para se prevenir e contornar situações de emergência devem ser previstas instalações como:

Proteção contra incêndios (portas corta-fogo e sinalização de alarme, ventilação geral diluidora, para evitar a formação de misturas explosivas);

Chuveiro de emergência (deve ser instalado em local de fácil acesso e seu funcionamento deve ser monitorado);

Lava-olhos (seu funcionamento deve ser monitorado); Sinalização de segurança (faixas indicativas, cartazes e placas indicativas).

Medidas de Segurança Relativa a Operações Específicas

Antes de manusear um reagente químico qualquer, deve-se conhecer as propriedades químicas, físicas e toxicológicas deste, seu manuseio seguro e medidas de primeiros socorros em caso de acidente. Para isto deve-se consultar o Index Merck ou fichas toxicológicas dos produtos.

Leia os rótulos dos frascos dos reagentes antes de usá-los. Os rótulos devem ser periodicamente vistoriados e, nos casos de maior incidência, providenciar a

proteção com parafina ou película plástica. Nunca use um reagente que não esteja identificado, rotulado. Qualquer etapa de trabalho durante

a qual possa ocorrer desprendimento de gás ou vapores tóxicos dever ser feita DENTRO DA CAPELA;

Não trabalhar com material imperfeito ou defeituoso, principalmente com vidro que tenha ponta ou aresta cortantes;

NÃO SE DEVEM PIPETAR LÍQUIDOS COM A BOCA. Use a pêra de borracha; Nunca cheire um reagente diretamente. Os vapores devem ser abanados em direção ao nariz,

enquanto se segura o frasco com a outra mão; NUNCA despejar ÁGUA em cima de um ÁCIDO concentrado; Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para o seu lado, nem para o lado de outra

pessoa; Não aquecer nada em frascos volumétricos; Nunca acender um bico de gás quando alguém no laboratório estiver usando algum solvente

orgânico; Verifique as condições da aparelhagem. Evite montagens instáveis de aparelhos. Não use livros,

lápis, caixas de fósforos, etc, como suportes; Mantenha as bancadas sempre limpas e livres de materiais estranhos ao trabalho; Faça uma limpeza prévia, com água, ao esvaziar um frasco de reagente, antes de colocá-lo para

lavagem; Rotule imediatamente qualquer reagente ou solução preparada e as amostras coletadas; Use pinças e materiais de tamanho adequado e em perfeito estado de conservação; Limpe imediatamente qualquer derramamento de produtos de petróleo e reagentes.

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Medidas de Segurança Relativas ao Pessoal

O laboratório é um local de trabalho sério; portanto, evite brincadeiras que dispersem sua atenção e de seus colegas.

O cuidado e a aplicação de medidas de segurança são responsabilidade de cada indivíduo. Cada um deve precaver-se contra perigos devido a seu próprio trabalho e ao dos outros. Consulte o professor sempre que tiver dúvidas ou ocorrer algo inesperado ou anormal.

Faça apenas a experiência prevista; qualquer atividade extra não deve ser realizada sem a prévia consulta ao professor.

Serão exigidos de todos os estudantes e professores o avental (bata), luvas e sapatos fechados. A não observância desta norma gera roupas furadas por agentes corrosivos, queimaduras, manchas, etc.

Planeje o trabalho a ser realizado. Ao se retirar do laboratório, verifique se há torneiras (água ou gás) abertas. Desligue todos os

aparelhos, deixe todos os equipamentos limpos e lave as mãos. Os alunos não devem tentar nenhuma reação não especificada pelo professor . Reações

desconhecidas podem causar resultados desagradáveis. É terminantemente proibido fumar, comer ou beber nos laboratórios . Não se deve provar qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva. Não deixar livros, blusas, etc., jogadas nas bancadas. Ao contrário, colocá-los longe de onde se

executam as operações. Ao verter um líquido de um frasco, evitar deixar escorrer no rótulo, protegendo-o devidamente; Em caso de derramamento de líquidos inflamáveis, produtos tóxicos ou corrosivos, tome as

seguintes providências: Interrompa o trabalho; Advirta as pessoas próximas sobre o ocorrido; Solicite ou efetue a limpeza imediata; Alerte seu supervisor; Verifique e corrija a causa do problema; Não utilize materiais de vidro quando trincados; Coloque todo o material de vidro inservível no local identificado como "sucata de vidro"; Não jogue caco de vidro em recipiente de lixo; Use luvas de amianto sempre manusear peças de vidro que estejam quentes; Use protetor facial e luvas de pelica quando agitar solventes voláteis em frascos fechados; Não utilize frascos Dewar de vidro sem que estejam envolvidos em fitas adesivas ou

invólucros apropriados; Não deixe frascos quentes sem proteção sobre as bancadas do laboratório; Coloque os frascos quentes sobre placas de amianto; Não use "frascos para amostra" sem certificar-se de que são adequados aos serviços a

serem executados e de que estejam perfeitamente limpos; Nunca inspecione o estado das bordas dos frascos de vidro com as mãos sem fazer uma

inspeção prévia visual; Tome cuidado ao aquecer recipiente de vidro com chama direta. Use sempre que possível,

uma tela de amianto; Não pressurize recipientes de vidro sem consultar seu supervisor sobre a resistência dos

mesmos.

INSTRUÇÕES PARA ELIMINAÇÃO DE RESÍDUOS DE LABORATÓRIO

Resíduos químicos perigosos são aqueles que podem provocar danos à saúde ou ao meio ambiente devido suas características químicas, conforme classificação da NBR 10.003 – ABNT. A finalidade destas indicações é transformar produtos químicos ativados em derivados inócuos para permitir o recolhimento e eliminação segura.

QUADRO RESUMO DE INCOMPATIBILIDADE DE PRODUTOS QUÍMICOS

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LEGENDA: E - Explosivo; F - Fogo; GI - Gás Inflamável; GT - Gás Tóxico; C - Geração de Calor; S - Solubilização de Toxinas.

Para que tais resíduos de laboratório posam ser eliminados de forma adequada é necessário ter-se à disposição recipientes de tio e tamanho adequados. Os recipientes coletores devem ser caracterizados claramente de acordo com o sue conteúdo, o que também implica em se colocar símbolos de periculosidade.

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BIBLIOGRAFIA:

1. CARVALHO,P.R. Boas Práticas Químicas em Biossegurança. Editora Interciência: Rio de Janeiro, 1999. 2. FEITOSA,A.C.; FERRAZ, F.C. Segurança em Laboratório. UNESP: Bauru, 2000.3. SAVARIZ, M. Manual de Produtos Perigosos: Emergência e Transporte. 2.ed., Sagra - DC Luzzatto: Porto

Alegre. 1994. 264p.4. SCHVARTSMAN, S. Produtos Químicos de Uso Domiciliar: Segurança e Riscos Toxicológicos, 2.ed. São

Paulo: ALMED, 1988. 182p.5. SEGURANÇA E SAÚDE NO TRABALHO. 8ed. São Paulo: IOB, 1997.360p.6. STELLMAN, J.M.; DAUM. S.M. Trabalho e Saúde na Industria II : Riscos Físicos e Químicos e Prevenção

de Acidentes. E.P.U. e EDUSP: São Paulo, 1975. 148p.

2. RISCOS, PRIMEIROS SOCORROS E EXTINTORES DE INCÊNDIO.

RISCOS MAIS COMUNS

Uso de substâncias TÓXICAS, CORROSIVAS, INFLAMÁVEIS e EXPLOSIVAS. Manuseio de material de vidro; Trabalho a temperaturas elevadas; Trabalho a pressões diferentes da atmosférica; Uso de fogo; Uso de eletricidade.

RISCOS QUÍMICOS

1- Formas de Agressão por Produtos Químicos:

Inalação Absorção cutânea Ingestão

2- Limites de Tolerância:

A ação e efeito dos contaminantes dependem de fatores como:

Tempo de exposição; Concentração e características físico-químicas do produto; Suscetibilidade pessoal; E outras...

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ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIOS E PRIMEIROS SOCORROS

QUEIMADURAS

Superficiais: quando atingem Algumas camadas da pele. Profundas: quando há destruição total da pele.

A) QUEIMADURAS TÉRMICAS - causadas por calor seco (chama e objetos aquecidos)

A1) Tratamento para queimaduras leves - pomada picrato de butesina, paraqueimol, furacim solução, etc.

A2) Tratamento para queimaduras graves - elas devem ser cobertas com gaze esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 1%, ou soro fisiológico, encaminhar logo à assistência médica.

B) QUEIMADURAS QUÍMICAS - causadas por ácidos, álcalis, fenol, etc.

B1) Por ácidos: lavar imediatamente o local com água em abundância. Em seguida, lavar com solução de bicarbonato de sódio a 1% e, novamente com água. (ATENÇÃO: no caso de contato da pele com ácido sulfúrico concentrado, primeiramente enxugue a região com papel absorvente, para somente depois lavá-la com água)

B2) Por álcalis: lavar a região atingida imediatamente com água. Tratar com solução de ácido acético a 1% e, novamente com água;

B3) Por fenol: lavar com álcool absoluto e, depois com sabão e água;

ATENÇÃO: Não retire corpos estranhos ou graxas das lesões. Não fure as bolhas existentes. Não toque com as mãos a área atingida. Procure um médico com brevidade.

C) QUEIMADURAS NOS OLHOSLavar os olhos com água em abundância ou, se possível, com soro fisiológico, durante vários minutos, e em seguida aplicar gazes esterilizada embebida com soro fisiológico, mantendo a compressa, até consulta a um médico.

ENVENENAMENTO POR VIA ORAL

A droga não chegou a ser engolida: Deve-se cuspir imediatamente e lavar a boca com muita água. Levar o acidentado para respirar ar puro.

A droga chegou a ser engolida: Deve-se chamar um médico imediatamente. Dar por via oral um antídoto, de acordo com a natureza do veneno.

INTOXICAÇÃO POR VIA RESPIRATÓRIA

Retirar o acidentado para um ambiente arejado, deixando-o descansar.Dar água fresca. Se recomendado, dar o antídoto adequado.

ATENÇÃO: "A CALMA E O BOM SENSO DO QUÍMICO SÃO AS MELHORES PROTEÇÕES CONTRA ACIDENTES NO LABORATÓRIO".

EXTINTORES DE INCÊNDIO

Os aparelhos extintores são os vasilhames fabricados com dispositivo que possibilitam a aplicação do agente extintor sobre os focos de incêndio. Normalmente os aparelhos extintores recebem o nome do agente extintor que neles contém. Os aparelhos extintores destinam-se ao combate imediato de pequenos focos de incêndio, pois, acondicionam pequenos volumes de agentes

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extintores para manterem a condição de fácil transporte. São de grande utilidade, pois podem combater a maioria dos incêndios, cujos princípios são pequenos focos, desde que, manejados adequadamente e no momento certo.

O êxito no emprego dos extintores depende dos seguintes fatores:

a) distribuição adequada dos extintores pela área protegida;b) manutenção periódica dos extintores;c) treinamento de pessoal para manuseio dos extintores.

Quanto ao tamanho, os extintores podem ser:

a) portáteis;b) sobre rodas (carretas).

TIPOS DE EXTINTORES DE INCÊNDIO.

I- EXTINTOR DE PÓ QUÍMICO SECO

O agente extintor pode ser o BICARBONATO DE SÓDIO ou de POTÁSSIO que recebem um tratamento para torná-los em absorvente de umidade. O agente propulsor pode ser o GÁS CARBÔNICO ou NITROGÊNIO. O agente extintor forma uma nuvem de pó sobre a chama que visa a exclusão do OXIGÊNIO; posteriormente são acrescidos à nuvem, GÁS CARBÔNICO e o VAPOR DE ÁGUA devido a queima do PÓ.

II- EXTINTOR DE GÁS CARBÔNICO (CO2)

O GÁS CARBONICO é material não condutor de ENERGIA ELÉTRICA. O mesmo atua sobre o FOGO onde este elemento (eletricidade) esta presente.

Ao ser acionado o extintor , o gás é liberado formando uma nuvem que ABAFA E RESFRIA. É empregado para extinguir PEQUENOS focos de fogo em líquidos inflamáveis (classe B) e em pequenos equipamentos energizados (classe C).

III- EXTINTOR DE ÁGUA PRESSURIZADA - PRESSÃO PERMANENTE

Não é provido de cilindro de gás propelente, visto que a água permanece sob pressão dentro do aparelho. Para funcionar, necessita apenas da abertura do registro de passagem do líquido extintor.

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IV- EXTINTOR DE ÁGUA - PRESSÃO INJETADA

Fixado na parte externa do aparelho está um pequeno cilindro contendo o gás propelente, cuja a válvula deve ser aberta no ato da utilização do extintor, a fim de pressurizar o ambiente interno do cilindro permitindo o seu funcionamento.

O elemento extintor é a água, que atua através do resfriamento da área do material em combustão. O agente propulsor (propelente) é o GÁS CARBÔNICO (CO2}

COMO UTILIZAR OS EXTINTORES DE INCÊNDIO

- Retirar o pino de segurança quebrando o lacre.- Acionar a válvula dirigindo o jato para a base do fogo.- Pode ser usado em qualquer tipo de incêndio.ONDE USAR OS AGENTES EXTINTORES

Agente extintor é todo material que, aplicado ao fogo, interfere na sua química, provocando uma descontinuidade em um ou mais lados do tetraedro do fogo, alterando as condições para que haja fogo. Os agentes extintores podem ser encontrados nos estados sólidos, líquidos ou gasosos. Existe uma variedade muito grande de agentes extintores. Citaremos apenas os mais comuns, que são os que possivelmente teremos que utilizar em caso de incêndios. Exemplos: água, espuma (química e mecânica), gás carbônico, pó químico seco, agentes halogenados (HALON), agentes improvisados como areia, cobertor, tampa de vasilhame, etc, que normalmente extinguem o incêndio por abafamento, ou seja, retiram todo o oxigênio a ser consumido pelo fogo.

Classes de Incêndio

Agentes ExtintoresÁgua Espuma Pó Químico Gás Carbônico (CO2)

AMadeira, papel,

tecidos etc.SIM SIM SIM* SIM*

BGasolina, álcool, ceras, tintas etc.

NÃO SIM SIM SIM

CEquipamentos e

Instalações elétricas

energizadas.

NÃO NÃO SIM SIM

* Com restrição, pois há risco de reignição. (se possível utilizar outro agente)

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BIBLIOGRAFIA:

1- CARVALHO,P.R. Boas Práticas Químicas em Biossegurança. Editora Interciência: Rio de Janeiro, 1999,

2- FEITOSA,A.C.; FERRAZ, F.C. Segurança em Laboratório. Editora UNESP: Bauru, 2000.3- GONÇALVES, D;WAL, E; ALMEIDA, R.R. Química Orgânica Experimental. MacGraw-Hill: São

Paulo, 1988. 269p.4- SAVARIZ, M. Manual de Produtos Perigosos: Emergência e Transporte. 2.ed, Sagra - DC

Luzzatto: Porto Alegre, 1994. 264p.5- SCHVARTSMAN, S. Produtos Químicos de Uso Domiciliar: Segurança e Riscos Toxicológicos.

2.ed. ALMED: São Paulo, 1988. 182p.6- SEGURANÇA E SAÚDE NO TRABALHO. 8.ed. IOB: São Paulo, 1997. 360p.7- STELLMAN, J.M.; DAUM. S.M. Trabalho e Saúde na Industria II : Riscos Físicos e Químicos e

Prevenção de Acidentes. E.P.U. e EDUSP: São Paulo, 1975. 148p.8- www.quimica.ufpr.br/~ssta/extintores.html, acessado em 15/03/2004.9- www.puc-rio.br/parcerias/cipa/saud_extintor.html, acessado em 15/03/2004.

AULA PRÁTICA 2 – EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIOS

Esta prática tem por objetivo identificar e conhecer as aplicações dos principais utensílios do laboratório químico.

Almofariz e Pistilo: Aparelho usado na trituração e pulverização de sólidos. Anel ou

Argola: Empregado como suporte do funil de filtração simples ou do funil de separação de

líquidos imiscíveis.

1. Balão de fundo chato: Empregado para aquecimento ou armazenamento de líquidos ou solução.

2. Balão de fundo redondo: Usado para aquecimento de líquidos e reações com desprendimento gasoso.

3. Balão volumétrico: Usado para preparação de soluções. Não deve ser aquecido.4. Bastão de vidro ou Bagueta: É um bastão maciço de vidro. Serve para agitar e facilitar

as dissoluções, mantendo as massas líquidas em constante movimento. Também auxilia na filtração.

5. Bico de Bunsen: É a fonte de aquecimento mais usado no laboratório.6. Bureta: Serve para dar escoamento a volumes variáveis de líquidos. Não deve ser

aquecida. É constituída de tubo de vidro uniformemente calibrado, graduado em décimos de mililitro. É provida de um dispositivo que permite o fácil controle de escoamento.

7. Cadinho: Usado para calcinação (aquecimento a seco muito intenso) de substâncias. Pode ser aquecido diretamente a chama do bico de Bunsen, apoiado sobre triângulo de porcelana, platina, amianto, etc.

8. Condensador: Utilizado em destilações. Tem por finalidade condensar os vapores dos líquidos.

9. Copo de Béquer: Serve para dissolver substâncias, efetuar reações químicas. Pode ser aquecido sobre o tripé com tela de amianto. Dessecador: Usado para resfriamento de substâncias em atmosfera contendo baixo teor de umidade.

10. Erlenmeyer: Utilizado para titulações, aquecimento de líquidos, dissolução de substâncias e realização de reações químicas. Pode ser aquecido sobre o tripé com tela de amianto.

11. Espátula: Material de aço ou porcelana, usado para transferência de substâncias sólidas. Deve ser lavada e enxugada após cada transferência.

12. Estante para tubos de ensaio: Suporte para tubos de ensaio.13. Funil comum: Usado para transferência de líquidos.

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14. Funil de Büchner: Usado na filtração a vácuo.15. Funil de decantação ou de separação: usado para separação de líquidos imicíveis.16. Argola para funil:17. Garra de condensador: Usada para prender o condensador a haste do suporte ou

outras peças como balões, elenmeyer, etc.18. Kitassato: Usado em conjunto com o funil de Büchner na filtração a vácuo.19. Barrilete: Frasco utilizado para armazenamento de água destilada em laboratório.20. Mufla: Suporte para a garra de condensador.21. Pêra de segurança: Usada para pipetar soluções.22. Pinça de madeira: Usada para prender tubos de ensaio durante o aquecimento direto

no bico de Bunsen.23. Pinça metálica: Usada para manipular materiais aquecidos, como cadinhos, béqueres,

etc.24. Pipeta graduada: Consiste de um tubo de vidro estreito geralmente graduado em 0,1

ml. É usada para medir pequenos volumes líquidos. Encontra pouca aplicação sempre que se deseja medir volumes líquidos com maior precisão. Não deve ser aquecida.

25. Pipeta volumétrica: É constituída por um tubo de vidro com um bulbo na parte central. O traço de referência é gravado na parte do tubo acima do bulbo. É usada para medir volumes de líquidos com elevada precisão. Não deve ser aquecida.

26. Pissete: Usada para lavagem de materiais ou recipientes através de jatos de água destilada, álcool ou outros solventes.

27. Proveta ou cilindro graduado: Recipiente de vidro ou plástico utilizado para medir e transferir volumes de líquidos. Não deve ser aquecida.

28. Suporte universal: Utilizado em várias operações como: filtrações, suporte para condensador, sustentação de peças, etc.

29. Tela de amianto: Usada para distribuir uniformemente o calor recebido pela chama do bico de Bunsen.

30. Termômetro: Usado para medir a temperatura durante o aquecimento em operações como: destilação simples, fracionada, etc. Triângulo de porcelana: Suporte para cadinhos em aquecimento direto no bico de Bunsen.

31. Tripé de ferro: Suporte para tela de amianto ou triângulo de porcelana. Usado em aquecimento.

32. Tubo de ensaio: Empregado para fazer reações em pequena escala, notadamente em teste de reações. Pode ser aquecido, com cuidado, diretamente sobre a chama do bico de Bunsen.

33. Vidro de relógio: Peça de vidro de forma côncava. É usado para cobrir béqueres, em evaporações, pesagens de diversos fins. Não pode ser aquecido diretamente na chama do bico de Bunsen.

34. Dessecador:35. Estufa:36. Balança:37. Manta:

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AULA PRÁTICA 3 – MEDIDAS DE MASSA, VOLUME E TÉCNICA DE TITULAÇÃO

INTRODUÇÃO EXATIDÃO E PRECISÃO

Todas as generalizações e leis científicas são baseadas na regularidade derivada de observações experimentais. Portanto é necessário para qualquer cientista levar em consideração as limitações e confiabilidade dos dados a partir dos quais são tiradas as conclusões.

Um erro de medida ocorre quando há uma diferença entre o valor real e o valor experimental. Vários fatores introduzem erro sistemático ou determinado (erros no sistema que podem ser detectados e eliminados). Por exemplo: equipamentos não calibrados, reagentes impuros e erros no equipamento. A medida é também afetada por erros indeterminados ou aleatórios (erros que estão além do controle do operador). Estes incluem o efeito de fatores como: pequenas variações de temperatura durante uma experiência, absorção de água enquanto estão sendo pesadas, diferenças em julgamento sobre a mudança de cor do indicador ou perda de pequenas quantidades de material ao transferir, filtrar ou em outras manipulações. Erros aleatórios podem afetar uma medida tanto uma direção positiva quanto negativa. Assim um resultado poderá ser ligeiramente maior ou menor do que o valor real. Duas ou mais determinações de cada medição efetuadas na esperança de que erros positivos e negativos se cancelem. A precisão de uma medida se refere à concordância entre diferentes determinações de uma mesma medida. Você pode encontrar que um mesmo objeto tenha 1,0 m, 1,2 m ou 0,9 m para cada uma das operações de medida que realizar. Como erros aleatórios não podem ser completamente eliminados, a perfeita precisão ou reprodutibilidade nunca é esperada. Exatidão é uma concordância entre o valor medido e o real. Para calcular o erro em uma medida deve-se saber o valor real. Isto raramente é possível, pois normalmente não se sabe o valor real. O melhor a fazer é projetar instrumentos de medida e realizar medidas de forma a tornar o desvio tão pequeno quanto ao instrumento utilizado que pode não estar calibrado corretamente. A precisão depende mais do operador e a exatidão depende tanto do operador quanto do instrumento da medida.

Determinação da massa

A massa de um corpo é determinada por comparação entre massas conhecidas, com a utilização de balanças. O procedimento é dito pesagem.

Há uma grande variedade de balanças de laboratório, desde as mais grosseiras até as de mais alta sensibilidade. É comum encontrar balanças com precisão de (+-) 0,1g e balanças analíticas (carga máxima de 160g, com precisão de (+-) 0,0001g.

Cuidados gerais com as balanças de laboratório:

Deve ser mantida limpa. Caso algum material cai sobre o prato ou outra parte da balança, deve ser removido imediatamente.

Os reagentes não devem ser colocados diretamente sobre o prato da balança, mas em recipientes apropriados (béquer, vidro de relógio)

Os objetos a serem pesados devem estar a temperatura ambiente Terminada a pesagem, todos os objetos devem ser removidos dos pratos.

Etapas envolvidas na utilização de uma balança são, em resumo:

Acerto de nível; Acerto do zero; Pesagem propriamente dita Leitura da massa do objeto, no painel da balança.

Os dispositivos da balança que acionam as massas aferidas podem variar de uma balança para outra.

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Determinação de volume

De um modo geral para mediadas aproximadas de volumes de líquidos, usam-se cilindros graduados ou provetas, enquanto para medidas mais precisas, usam-se pipetas, buretas e balões volumétricos, que constituem o chamado material volumétrico. Aparelhos volumétricos são calibrados pelo fabricante e a temperatura padrão de calibração é de 20ºC.

A medida de volume do líquido é feita comparando-se o nível do mesmo com os traços marcados na parede do recipiente. A leitura do nível para líquidos transparentes deve ser feita na parte inferior do menisco, estando a linha de visão H do operador perpendicular a escala graduada, para evitar erro de leitura.

A posição do menisco é obtida mantendo o olho no mesmo plano que a parte superior da linha de graduação, mantendo o plano de visão coincidente com esse mesmo plano P.

Técnica de titulação Coloca-se em um erlenmeyer a amostra a ser titulada, cuja massa ou volume deve ser conhecido com exatidão. Conforme o caso adiciona-se a seguir as substâncias que forem necessárias (indicador).

Separadamente coloca-se a solução que será usada como titulante, em uma bureta, conforme as recomendações. Acerta-se o zero. Em seguida, coloca-se o erlenmeyer sob a bureta, e deixa o titulante escoar, gota a gota. Controla-se a torneira da bureta com a mão esquerda e agita-se continuamente o erlenmeyer com a mão direita. Observa-se atentamente a solução do erlenmeyer. Cada gota do titulante, caindo na solução, provoca uma alteração visual (geralmente mudança de cor) que desaparece com a agitação. À medida que se aproxima o ponto final da titulação, a alteração demora mais tempo para desaparecer. Diminui-se a velocidade de adição do titulante, de modo que a gota se misture completamente com a solução antes de cair outra gota. Quando ocorrer uma alteração permanente na solução, interrompe-se a adição de titulante e lê-se o volume de líquido da bureta.

OBJETIVOS

1) Manipular corretamente a vidraria disponível para determinação de volume.2) Analisar a exatidão dos recipientes volumétricos.3) Relacionar as medidas de massa e volume com uma propriedade específica de substâncias.4) Realizar uma titulação ácido base.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Materiais:Pipeta graduada 10 mLProveta 50 mLBéquer de 50 mL e de100 mLBalão volumétrico de 50 mLBureta de 50 mLErlenmeyer de 250 mL

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1)Meça 10 mL de água utilizando uma pipeta graduada, existente na sua bancada. Transfira a água para uma proveta e anote o volume. Repita o procedimento, transferindo a água para um béquer. Repita todo o procedimento, utilizando 40 mL de água. Discuta as diferenças de volume observadas com as diferentes vidrarias.

2) Medidas de Massa e Volume:

2.1. Peça ao seu professor instruções sobre o uso da balança, antes de pesar os seguintes recipientes secos: proveta de 50 mL; balão volumétrico de 50 mL, béquer de 100 mL.

2.2. Coloque cuidadosamente 50 mL de água destilada em cada recipiente referido no item anterior e pese-os novamente. Anote os resultados na tabela abaixo. Calcule a densidade da água em cada caso. Anote a temperatura da sala da balança.

2.3. Compare os resultados, obtidos por você com os dos colegas.

3) Determinação de ácido presente em amostras de refrigerante por titulação.

Procedimento:

Pipetar 10 mL da amostra 1 de refrigerante fornecida pelo professor e colocar em um erlenmeyer, adicionar 100 mL de água destilada. Agitar vigorosamente para eliminar todo o CO2

presente. Adicionar 2 gotas do indicador fenolftaleína. Colocar na bureta NaOH a 0,1 M e realizar a titulação até o ponto de equivalência ( mudança da coloração).

Repetir o mesmo procedimento com a amostra 2 de refrigerante.

1) Baseado numa inspeção visual da vidraria de laboratório, situe-as em um dos grupos seguintes: "mais exatas" e "menos exatas"

2) Por que é aconselhável fazer mais de uma determinação de cada medida?3) A fim de comparar a exatidão das várias vidrarias utilizadas na medição de volumes,

preencha o quadro abaixo.

4) Qual das amostras de refrigerante tem maior quantidade de ácido? Como você chegou a esta conclusão?

Vidraria Massa vidraria

seca (g)

Massa vidraria + 50 mL de H2O

Massa de

H2O (g)

Volume de H2O (mL)*

Densidade da Água

g/mL

Proveta

50 mL

Balão

50 mL

Béquer

100 mL

*Considere a densidade da água e a massa obtida no experimento sendo D= m/V

(D: densidade; m: massa; V: volume)

Questões adicionais:

1. Desenhe uma pipeta graduada, uma pipeta volumétrica e uma de escoamento total.

2. Cite os erros mais comuns na leitura de volume.

3. Qual a diferença entre exatidão e precisão?

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BIBLIOGRAFIA:

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.

AULA PRÁTICA 4 – MANUSEIO DE BICO DE BUNSEN E TRANSIÇÕES ELETRÔNICAS: ENSAIO DE CHAMA

Objetivo

Aprender a operar o bico de Bunsen.

Introdução Teórica

O bico de Bunsen é utilizado em laboratório como fonte de calor para diversas finalidades, como por exemplo, no aquecimento de soluções aquosas não inflamáveis, na secagem de sais hidratados, em calcinações, no estiramento e preparo de peças de vidro entre outros.

O gás combustível é geralmente o G.L.P (gás liquefeito de petróleo) e o comburente, via de regra, é oxigênio do ar atmosférico, que em proporção otimizada permite obter uma chama de alto poder energético.

A Figura 1 mostra um esquema do bico de Bunsen.

Figura 1 – Esquema do bico de Bunsen (FONTE: SANTOS, F.K.G., ROCHA, M.V.P., SILVA, M.L.P.)

Como pode ser visualizado na Figura 1, com o regular de ar primário parcialmente fechado, distingui-se três zonas de chama:

a) Zona Externa: apresenta cor violeta-pálido, quase invisível, e nela os gases sofrem combustão completa, resultando CO2 e H2O. Esta zona é denominada zona oxidante;

b) Zona Intermediária: é a região mais luminosa, e caracterizada por combustão incompleta, devido à deficiência do suprimento de O2. O carbono forma CO (monóxido de carbono) o

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qual decompõe-se pelo calor, resultando diminutas partículas de C (carbono) que, incandescente dão luminosidade à chama. Esta zona é denominada zona redutora.

c) Zona Interna: é limitada por uma “casca” azulada , contendo os gases que ainda não sofreram combustão. Esta zona é denominada zona neutra.

Dependendo do ponto da chama, a temperatura pode atingir 1560 oC.

Procedimento Experimental

1.Fechar a janela do bico de Bunsen. Em seguida, abra a torneira do gás e acenda o bico. Observar a combustão incompleta do gás (chama amarela);

2.Abrir gradativamente a janela do bico. Observe as alterações que ocorrem nas cores da chama;

3. Às vezes, quando se utiliza o bunsen, é necessário reduzir a intensidade da chama. Isso é feito diminuindo-se a entrada de gás, operação que pode provocar a queima do gás dentro do cilindro, produzindo um ruído característico e aquecendo a peça. Caso isso ocorra, feche a torneira do gás e regule a entrada de ar; após acenda novamente o fogo;

4. Para apagar o fogo, feche a janela do bico e reduza a chama girando a torneira do gás até fechá-la.

Segunda Etapa: Transições eletrônicas: ensaio de chama

Objetivo: Identificar alguns metais através de sua radiação visível

Introdução:

Em 1913, o cientista dinamarquês Niels Henrik David Bohr (1885-1962) elaborou uma nova teoria sobre a distribuição e o movimento dos elétrons. Quando um elétron recebe energia suficiente do exterior, ele salta para outra órbita. Este salto do elétron pode ser utilizado para ensaios preliminares numa análise química, como o chamado teste ou análise de chama.

Seu princípio fundamenta-se nas diferentes transições permitidas dos elétrons nos diferentes elementos. Sabe-se que ao excitar um átomo, por meio de chama ou descarga elétrica, seus elétrons absorvem energia em quantidades discretas, saltando para níveis mais elevados. O átomo com seus elétrons excitados tende a retornar a seu estado fundamental (todos os elétrons estão nos níveis mais baixos disponíveis), emitindo energia na forma de radiação eletromagnética (luz ou calor), correspondente ao que absorvera na etapa anterior. Em razão da diferença na estrutura dos elementos, os saltos sofridos pelos elétrons de átomos de elementos diferentes serão diferentes e conseqüentemente as energias absorvidas na excitação e liberadas no retorno ao estado fundamental serão diferentes. Este fato leva a que os espectros emitidos pelos diversos elementos sejam diferentes. Se o comprimento de onda da radiação estiver na faixa de 400 a 760 nm, observaremos a emissão de luz visível.

Comprimentos de onda aproximados das cores:

Violeta 400-450 nm amarelo 570-590 nm

azul 450-500 nm alaranjado 590-620 nm

Verde 500 – 570 nm vermelho 620-760 nm

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Em geral, os metais, sobretudo os alcalinos e alcalinos terrosos são os elementos cujos elétrons exigem menor energia para serem excitados, por isso foram escolhidos sais de vários destes elementos para a realização deste experimento.

Alguns cátions e suas respectivas colorações de chama:

Cátion Cor da chama Cátion Cor da chamaNa+ Amarelo ouro Cu++ verde ou azulK+ lilás Pb++ azul fracoCa++ combinação do alaranjado com verde; Zn++ Verde esbranquiçadoBa++ Verde-limão

Obs: A análise quantitativa pode ser feita por fotometria de chama, que é uma técnica de emissão atômica para determinar íons metálicos. A determinação é feita pela medida da emissão presente na chama de soluções contendo estes íons. A solução é aspirada na chama, que evapora o solvente e excita elétrons da camada de valência dos íons metálicos. A fotometria de chama é uma técnica simples, relativamente barata, sendo muito utilizada para análises clínicas, biológicas e ambientais.

Materiais e Reagentes

Bico de Bunsen Cloreto de potássio, KClPinça de madeira e fio de níquel-cromo Cloreto de cálcio, CaCl2Ácido clorídrico, HCl, 6 mol/L Cloreto de bário, BaCl2Cloreto de lítio, LiCl Cloreto cúprico, CuCl2Cloreto de sódio, NaCl

Procedimento Experimental Dobrar uma das pontas do fio níquel- cromo, formando uma alça; Em uma placa de porcelana, adicionar soluções aquosas dos sais; Mergulhar a ponta do fio de níquel-cromo no HCl e aquecer o fio na região mais quente

da chama, até nenhuma cor visível aparecer; Mergulhar a ponta dobrada do fio na solução aquosa e retornar à chama; Observar a cor da chama produzida pelo metal e anotar no quadro do relatório; Repetir as operações descritas para as demais amostras.

Perigo: ácido clorídrico tem forte efeito corrosivo na pele e em mucosas em geral. Os gases desprendidos, se inalados, podem afetar a mucosa nasal e os pulmões.

1. Complete a tabela a seguir:

Amostra Coloração cátion Comprimento de onda aprox.1- LiCl2- NaCl3 - KCl4 - CaCl25 - BaCl26 - CuCl2

Questões:

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1) Qual dos íons é responsável pela coloração da chama, o cátion ou o ânion?2) Por que utilizamos ácido clorídrico nos testes com amostras sólidas?3) Discutir as diferenças possíveis dos tipos de chama produzidas num bico de gás,

considerando as proporções relativas dos gases.

Referências Bibliográficas:CHORNOBAI, C.A. Notas de aula de química geral e experimental. UTFPR – Campus Ponta Grossa.SANTOS, F.K.G., ROCHA, M.V.P., SILVA, M.L.P., SANTOS, Z. M. Laboratório de química geral. Universidade Federal Rural do Semi-Árido, Mossoró – RN.

AULA PRÁTICA 5 – POLARIDADE MOLECULAR E SOLUBILIDADE DE SUBSTÂNCIAS

Objetivo: Verificar a polaridade de algumas substâncias, baseado na natureza iônica, polar ou apolar e como isto influi na solubilidade em determinados solventes.

Introdução: As substâncias iônicas são compostos formados por partículas com carga elétrica positiva (cátions) e por partículas com carga elétrica negativa (ânions), sendo que estas partículas se mantêm ligadas umas às outras por força de natureza elétrica.

Isto não ocorre com as substâncias moleculares ou covalentes. Neste caso, as moléculas não são partículas com cargas elétricas, embora apresentem pólos elétricos (moléculas polares) ou não (moléculas apolares).

As moléculas apolares não sofrem desvios por ação dos campos elétricos. As moléculas polares são desviadas pela ação de campos elétricos.

Por causa das atrações de natureza elétrica, pode-se estabelecer a seguinte regra geral: compostos iônicos e compostos covalentes polares são solúveis em solventes polares, mas são insolúveis em solventes apolares.

O envolvimento das partículas do soluto pelas moléculas do solvente chama-se solvatação.

A figura abaixo, Fig. 5.1, mostra o envolvimento dos cátions Na+ e dos ânions Cl- pelas moléculas de H2O. A molécula de água é fortemente polarizada, apresentando o átomo de oxigênio como pólo negativo e os átomos de hidrogênio como pólos positivos, Fig. 5.2.

Figura 5.1

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Figura 5.2

Material e reagentes

3 Buretas de 50 ml Bastão de plástico (caneta esferográfica)

3 Suportes com garra Conta gotas

3 Tubos de ensaio Óleo comestível

Espátula Água destilada

Bastão de vidro Álcool

Béquer de 100ml hexano

Estante para tubos de ensaio Iodo


Ação de um campo elétrico

1. Monte 3 buretas nos suportes, colocando sob cada uma delas o béquer (Fig. 5.3)

Figura 5.3

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2. Carregue com 25 ml a primeira bureta com água, a segunda com álcool e a terceira com hexano.

3. Abra a torneira da bureta com água, de modo a deixar correr um fio de água mais fino possível (um fio, e não gota a gota) de uma altura aproximada de 10cm entre o bico da bureta e a boca do béquer.

4. Agora, atrite um bastão de plástico (caneta esferográfica) contra o cabelo ou contra uma flanela e chega-a para bem perto do fio de água (sem encostar). O que observou?

5. Repita os passos 3 e 4 para a bureta com álcool. O que observou?

6. Repita os passos 3 e 4 para a bureta com hexano. O que observou?

Podemos então pensar que as moléculas de água e de álcool________________________________

enquanto as moléculas de hexano______________________________________________________

Solubilidade x polaridade

1. Numere 3 tubos de ensaio

2. Utilizando as buretas, coloque água no primeiro tubo até 1/3 do volume; no segundo, álcool; no terceiro, hexano, sempre na mesma proporção (Fig. 5.4).

Figura 5.4

3. Coloque 3 gotas de óleo comestível em cada um dos 3 tubos.

4. Agite bem cada tubo isoladamente

Quais os solventes que solubilizaram o óleo?

Quais os solventes que não solubilizaram o óleo?

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Pode-se concluir que as moléculas de óleo são polares ou apolares?

5. Jogue fora o conteúdo dos 3 tubos de ensaio e lave-os

6. Repita os passos 1 e 2.

7. Coloque uma pitada de cloreto de sódio em cada um dos 3 tubos (procure colocar a mesma quantidade em cada tubo)

8. Agite muito bem e observe

O cloreto de sódio é mais solúvel em_______________________________________________:

depois em ____________________________________________________________________;

e, por último, em _______________________________________________________________

Sendo um composto iônico, o NaCl é mais solúvel nos solventes mais polares. Então, dos 3 solventes utilizados:

_______________________é mais polar; ________________________é o menos polar: _______________________é apolar.

9. Repita os testes de solubilização, colocando um cristal de I2 nos 3 tubos de ensaio.

O iodo é mais solúvel em _______________________________________________:é menos solúvel em___________________________________________________________________

Então as moléculas de iodo são polares ou apolares?

Questões adicionais:

1. Como poderemos constatar experimentalmente se um solvente líquido é polar ou apolar?

2. Como poderemos prever, experimentalmente, a natureza polar, pouco polar ou apolar de certas substâncias?

3. Que tipos de substâncias devem ser solúveis em água?

4. Que tipos de substâncias devem ser solúveis em hexano?

5. Elabore uma explicação teórica para mostrar que as moléculas de iodo são apolares.

6. Quando ocorre a ligação covalente polar? Pg164 Feltre (eletronegatividade / polaridade das ligações e das moléculas, cap. 7 geometria molecular).

7. O que é eletronegatividade?

8. Como é a diferença de eletronegatividade nas ligações apolares?

9. Qual é o valor da diferença de eletronegatividade que pode caracterizar uma ligação iônica?

10. De que depende o momento dipolar?

11. Quando uma molécula será apolar?

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AULA PRÁTICA 6 – REATIVIDADE DOS METAIS

Objetivo:

Comparar o caráter metálico e a conseqüente reatividade de algumas substâncias químicas.

Introdução:Eletropositividade ou caráter metálico é a tendência dos átomos em ceder elétrons do nível

mais externo. À medida que a capacidade de ceder elétrons aumenta, os metais tornam-se mais reativos.

Esta propriedade periódica está intimamente relacionada com o raio atômico. Assim, quanto menor o raio atómico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que vai adquirir, portanto menor a sua eletropositividade.

Na tabela periódica, o elemento de maior eletropositividade é o Fr; e é também o mais reativo.

Os valores da eletropositivade são determinados quando os átomos estão combinados. Por isso, os gases nobres, que em condições normais são inertes, não apresentam valor de eletropositividade.

As reações envolvem uma competição relativa das substâncias, por elétrons. O resultado desta competição determina o sentido em que as transformações ocorrem espontaneamente.

Entre todas as substâncias envolvidas numa reação, há aquelas com maior afinidade por elétrons e também há aquelas espe´cies químicas com uma afinidade mínima por elétrons.

Assim, na reação representada pela equação:

2 HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)

Também representada pela semi-reação:

2 H+(aq) + Zn(s) → Zn+2

(aq) + H2 (g)

O íon hidrogênio tem maior afinidade por elétrons do que o íon Zn+2 e a reação ocorre exatamente no sentido indicado, sem que a reação inversa ocorra apreciavelmente. Em outras palavras, os íons H+ têm uma afinidade por elétrons suficientemente forte para retirá-los dos átomos de zinco.

É possível arranjar os elementos químicos numa série, de acordo com suas tendências relativas para ganharem ou perderem elétrons. Sendo assim, entre os metais:

Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au ∙ Não-metais F,O,Cl,Br,I,S

Maior reatividade, Menor nobreza

Materiais e reagentes:

Tubos de ensaio Sódio metálicoPipeta graduada Solução aquosa de ácido clorídrico, HCl, 1 mol/LLâmina de ferro Solução aquosa de nitrato de prata, AgNO3, 0,01mol/LLâmina de cobre Solução aquosa de sulfato de cobre II, CuSO4, 0,10 mol/LLâmina de magnésio Solução aquosa de cloreto de sódio, NaCl, 0,10 mol/L

Procedimento:

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Com pipeta graduada transferir, aproximadamente, 3 mL de solução de HCl, em quatro tubos de ensaio;

Inserir em cada tubo de ensaio, respectivamente, os metais Zn, Mg, Fe e Cu;

Observar, anotar e explicar o que ocorreu;

Retirar as lâminas dos tubos e limpá-las;

Em um tubo de ensaio transferir, aproximadamente, 1 mL de solução de AgNO3 e introduzir a lâmina de cobre previamente limpa. Aguardar alguns minutos, observar, anotar e explicar o que ocorreu;

Em outro tubo de ensaio transferir 2 mL de solução de CuSO4 e introduzir uma lâmina de zinco previamente limpa. Aguardar alguns minutos, observar, anotar e explicar o que ocorreu;

Em um terceiro tubo de ensaio transferir 2 mL de solução de NaCl e introduzir uma lâmina de zinco previamente limpa. Aguardar alguns minutos, observar, anotar e explicar o que ocorreu;

1) Elabore um quadro relacionando na horizontal os metais envolvidos nas reações e na vertical as soluções empregadas. Indique, em cada caso, se houve reação, ou não.

2) A reação seguinte ocorre? Argumente. ZnSO4(aq) + Ni(s) → (?)

3) É possível limpar uma jóia de ouro com ácido muriático? Argumente.

4) Caso você tenha de armazenar uma solução de acetato plumboso ou acetato de chumbo II Pb(CH3COO)2 e disponha apenas de dois recipientes, um de cobre e o outro de estanho, qual deles você escolheria? Argumente.

5) Antigamente as moedas eram feitas de ouro, prata ou cobre. Por isso, esses materiais eram chamados de metais de cunhagem ou metais nobres. O que se entende por metal nobre?

AULA PRÁTICA 7 - PROCESSOS ENDOTÉRMICOS E EXOTÉRMICOS

OBJETIVOS:

Verificação de reações químicas em tubos de ensaio, através da mudança de temperatura (aquecimento e esfriamento) e de suas respectivas reações químicas, processos exotérmicos e endotérmicos.

INTRODUÇAO:

Quando uma reação química ocorre em um determinado sistema, isso acarreta uma troca de calor entre o sistema em reação e o meio ambiente. A Termoquímica estuda justamente essas trocas de calor, assim como o seu aproveitamento na realização de trabalho.

Se o calor trocado entre o sistema e o meio ambiente é medido a pressão constante, ele é denominado entalpia ou conteúdo calorífico e é simbolizado por H.

Entalpia (H) é o calor trocado a pressão constante.Em relação às trocas de calor, as reações químicas se classificam em endotérmicas e

exotérmicas.Reação exotérmica é a que ocorre com liberação de calor.[Entalpia dos produtos] < [Entalpia dos reagentes] ΔH<0

Reação endotérmica é a que ocorre com absorção de calor.[Entalpia dos produtos] > [Entalpia dos reagentes] ΔH>0

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Uma reação exotérmica é uma reação química cuja energia total (entalpia) dos seus produtos é menor que a de seus reagentes, ou seja, ela libera energia (o que se dá na forma de calor). Uma reação endotérmica é uma reação química cuja energia total (entalpia) dos seus produtos é maior que a de seus reagentes, ou seja, ela absorve energia (na forma de calor). (BACCAN 1985).

MATERIAIS E REAGENTES:- Pipetas graduadas; - Tubos de Ensaio;- Colher de medida (espátula); - Estante para tubos;- Solução 6M de ácido sulfúrico (H2SO4); - Solução 6M de ácido clorídrico (HCl);- Água; - Cloreto de Amômio (NH4Cl);- Pastilhas de NaOH; - CuSO4

- Ferro (prego ou “bombril”); - Termômetro

PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS:

1 - Tubo de ensaio 1 Colocar 2 ml de água e adicionar colher de cloreto de amônio,agitando-se para dissolver o sal. O fenômeno é endotérmico ou exotérmico?2 - Tubo de ensaio 2 Colocar 2 ml de água e adicionar ,cuidadosamente,20 gotas de ácido sulfúrico. O fenômeno é endotérmico ou exotérmico?3 - Tubo de ensaio 3 Dissolução de hidróxido de sódio, NaOH (s) Colocar água até aproximadamente 2 cm no tubo de ensaio. Anotar a temperatura. Com a pinça metálica, colocar três pastilhas de hidróxido de sódio e agitar. Espere algum tempo e anote a temperatura do sistema. Perceba com o tato se o tubo aqueceu ou resfriou. Reserve a solução do tubo de ensaio para ser utilizado na próxima experiência. Classifique o fenômeno como endotérmico ou exotérmico.

4 - Tubo de ensaio 4 Reação de neutralização do ácido clorídrico e hidróxido de sódio No tubo de ensaio 4, colocar solução aquosa de ácido clorídrico até a altura de aproximadamente 2 cm. Anotar a temperatura utilizando o termômetro. Em seguida, colocar aproximadamente igual quantidade de solução aquosa de hidróxido de sódio obtida na experiência anterior, e agitar o tubo de ensaio. Coloque o termômetro e aguarde até a temperatura estabilizar, anotando-a. Utilizando o tato, perceba se o tubo resfriou ou esquentou. Os produtos da reação são água e cloreto de sódio aquoso.

5 - Tubo de ensaio 5 No tubo de ensaio 5, colocar uma bolinha de bombril (ou um prego) e em seguida adicionar aproximadamente 2mL de solução de sulfato de cobre.

RESULTADOS:

a) Escreva equações químicas balanceadas representando cada fenômeno observado. Deverão conter estados físicos das espécies participantes.

b) Identifique se a reação ou fenômeno é endotérmico ou exotérmico.

Tubos de ensaio

Tipo da reação Reação

1 H2O + NH4Cl NH4+ + Cl-2 H2O + H2SO4 H2SO4

- + H3O+

3 NaOH + H2O4 HCl + NaOH NaCl + H2O5 CuSO4 + Fe FeSO4

+ Cu

1 - Qual a parte da química que estuda as trocas de calor envolvidas nas reações químicas?2 - Como se pode perceber se o processo é exotérmico ou endotérmico?O processo é classificado de acordo com sua troca de calor, dependendo se liberam ou absorvam calor, reações exotérmicas e endotérmicas respectivamente,no caso do experimento bastava tocar o tubo de ensaio para sentir se houve um esfriamento ou esquentamento e assim identificar o processo (mudança de temperatura).3 - Como podemos prever se uma reação é endotérmica ou exotérmica, além da prática?

REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS:

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- ATKINS, P. W. Físico-química (vol. 1, 2 e 3). 7 ed. Rio de Janeiro: LTC- Livros Técnicos e Científicos, 2003.- N. Baccan et al., Química Analítica Quantitativa Elementar, 2ª ed. Editora Edgard Blucher/Editora da UNICAMP, 1985.

AULA PRÁTICA 8 – TERMOQUÍMICA – CALOR DE COMBUSTÃO

Objetivo:Construir um calorímetro simples para medir a energia produzida pela queima de óleo

vegetal.

Introdução:Estudos meticulosos mostram que as necessidades de energia de nossos corpos dependem

de fatores como idade, peso, atividade física e sexo (os homens necessitam de cerca de 10% a mais de energia por quilograma de peso).

Uma fração surpreendentemente grande do alimento que ingerimos é necessária para a sustentação das funções básicas da célula para a manutenção da vida (atividades metabólicas em marcha em cada célula, a circulação do sangue pelos batimentos cardíacos, as contrações rítmicas dos pulmões durante a respiração e outras). Essas necessidades mínimas de energia, chamadas de taxa metabólica basal (TMB), devem ser atendidas antes que qualquer energia seja usada para as atividades físicas ou para a digestão dos alimentos.

O conteúdo calórico dos alimentos é determinado pela queima em um calorímetro de metal, fechado e pressurizado com oxigênio e completamente cercado por água. O método empregado neste experimento para medir o calor (entalpia) de combustão de um óleo vegetal é semelhante, em princípio, mas o calorímetro que será usado é uma versão bem inferior do calorímetro de combustão usado para um trabalho científico de precisão.

Neste experimento usaremos uma lamparina que queima óleo. O calor da queima do óleo será usado para aquecer a água, e o aumento da temperatura da água será uma medida da energia produzida pela combustão A variação de entalpia para uma amostra de água aquecida da temperatura T1 para a temperatura T2 é dada por:

∆H = m.Cp. ∆T

Sendo: ∆H a variação de entalpia em calorias (neste exemplo é o calor absorvido pela água);

M a massa de água em gramas;

Cp a capacidade calorífica (sob pressão constante) em cal. g-1.K-1

∆T a variação da temperatura em kelvins (ou graus Celsius)

Nem toda energia liberada pela queima do óleo alcança a água aquecida no calorímetro, sendo então necessário determinar a eficiência do calorímetro (a fração de energia que é capturada) pela queima de uma substância cujo calor de combustão seja conhecido. Para a calibração do calorímetro será usado velas cuja entalpia de combustão é igual a 10,0 kcal/g, através da queima de uma massa conhecida de parafina da vela, sob as mesmas condições usadas para aquecer uma massa conhecida de óleo vegetal. A variação de entalpia medida para o óleo vegetal será então

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dividida pela eficiência para que se consiga um valor corrigido que se aproximará de valor verdadeiro para a entalpia de combustão do óleo vegetal


Papel alumínio Esponja de aço BarbanteLata metálica Suporte universal Suporte para barbanteGarra de condensador Proveta 100 mL Amostra de óleo vegetalTermômetro Fósforo Água destilada

Procedimento:

Nº 01 - PREPARAÇÃO

Monte a lata verticalmente com a ajuda da pinça de condensador fixada em suporte universal;Para melhorar a eficiência de captura de energia, faça uma saia de papel alumínio e um

protetor de vento (caso necessário);Limpe o fundo da lata com esponja de aço e retire qualquer resíduo de óleo vegetal que

possa existir no suporte do para o barbante;Introduza a ponta do barbante no orifício do suporte deixando-o alinhado (use a tesoura para

cortar qualquer fiapo de barbante sobrando);Acenda a lamparina e a vela, assegure-se que elas queimam de modo satisfatório;Posicione a saia de papel alumínio um pouco acima da ponta da chama;Apague as chamas e deixe que a lamparina esfrie por um ou dois minutos.

Nº 02 – CALIBRAÇÃO DO CALORÍMETRO

Depois de resfriada pese a vela e a porção de óleo vegetal, em balança analítica e registra a massa com precisão de miligramas;

Em proveta, meça exatamente 100 mL de água e derrame-a na lata, tomando cuidado para não espirrar água para fora da lata. Mexa a água com termômetro, leia a temperatura e registre.

Ponha a vela que foi pesada sob a lata, acenda com um fósforo e centre cuidadosamente a chama sob o fundo da lata.

Mexa a água continuamente com um termômetro e, quando a temperatura da água no calorímetro tiver se elevado de 18ºC a 20ºC acima da temperatura ambiente, remova a vela e apague a chama. Continue mexendo a água no calorímetro, registrando a mais alta temperatura alcançada;

Quando a vela tiver resfriado, torne a pesá-la e registre sua massa. Estes dados servirão para calibrar o calorímetro.

Repita o procedimento, substituindo a água, tomando cuidado para que não haja água do lado de fora quando começar as medições. Limpe a fuligem do fundo da lata e, se necessário, apare o pavio. Se tudo for feito cuidadosamente, a variação de temperatura da água, dividida pela variação de massa da vela deve coincidir a menos de 10% para duas tentativas.

Nº 03 – ENTALPIA DE COMBUSTÃO DE UMA AMOSTRA DE ÓLEO VEGETAL

Registre o tipo de óleo vegetal usado em seu experimento. Pese com aproximação de miligramas sua massa e registre;

Usando o mesmo procedimento do experimento anterior, ponha exatamente 100 mL de água no calorímetro e realize as medições de temperatura, aquecendo e pesando coma antes. Registre as temperaturas inicial e final da água e também a massa de óleo da lamparina depois de resfriada.

Repita as medições para obter uma duplicação do conjunto de valores, tomando cuidado para que não haja água do lado de fora quando começar as medições. Limpe a fuligem do fundo da lata e, se necessário, apare o pavio.

Nº 04 – DADOS E CÁLCULOS

I. Calibração do calorímetro de lata de alumínio pela combustão da vela

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DADOS TENTATIVA 1 TENTATIVA 2Massa inicial da velaMassa final da velaVolume de água no calorímetroTemperatura inicial da águaTemperatura final da água

CÁLCULOSMassa de vela queimadaAumento de temperatura de águaCalor absorvido pela água

∆H = m.Cp . ∆TCalor produzido pela queima

∆H = massa vela . 10,0Eficiência= calor abs/calor prod

II. Entalpia da combustão de um óleo vegetal DADOS TENTATIVA 1 TENTATIVA 2

Massa inicial de óleoMassa final de óleoVolume de água no calorímetroTemperatura inicial da águaTemperatura final da água

CÁLCULOSMassa de óleo queimadoAumento de temperatura de águaCalor absorvido pela água

∆H = m.Cp . ∆TCálculo da entalpia de

combustão por grama de óleo vegetal*

Cálculo do erro relativo percentual**

* ∆Hcombustão= Calor absorvido pela água/eficiência média x massa de óleo queimado.** Considerando o valor verdadeiro para a entalpia de combustão do óleo vegetal como igual a 8,84 kcal/g.Er % = (∆Hcombustão – 8,84 / 8,84) x 100

1. Suponha que você não temperou sua salada no jantar com o equivalente a uma colher de sopa de óleo vegetal. Quantas calorias de gordura você consumiu a menos? Suponha para esse cálculo que uma colher de sopa de óleo tenha o volume de 15 mL, uma densidade de 0,92g/mL e que forneça 8,84 kcal/g de óleo quando consumida (Saiba que 1 cal nutricional é igual a 1 kcal).2. Ciclistas no concurso Tour de France (uma corrida de bicicletas de 2400 km em duas semanas) necessitam de cerca de 5000 kcal/dia para manter suas necessidades de energia, o que é cerca de 2,5 vezes o requisito de energia para uma pessoa que desenvolve atividades normais. A quantos pães isso equivaleria supondo 17 fatias por pão e cada fatia 40g, fornecendo 100kcal?3. Proponha uma dieta alimentar que satisfaça o consumo diário do atleta, consultando os rótulos dos alimentos num supermercado, sem que alimentos de difícl digestão comprometam seu desempenho.4. O que representa a eficiência energética?5. Qual sua avaliação sobre o desenvolvimento de biocombustíveis como uma alternativa para substituir à gasolina e estimular às exportações? Tal proposta é um projeto encabeçado pela Presidência da República, usando como marketing o know how que nosso país detém na produção de álcool combustível. Em termos de energia liberada, pesquise sobre os mais variados combustíveis possíveis e sua eficiência.

AULA PRÁTICA 9 – EQUILÍBRIO QUÍMICO

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Objetivo:Associar o conceito de reversibilidade de reação a algum efeito perceptível, através de

deslocamento quantitativo do equilíbrio de dois sistemas.

Introdução:Em princípio, cada reação química é uma reação de duplo sentido, mas, se o ponto de

equilíbrio favorecer grandemente os reagentes, dizemos que não há reação. Se o ponto de equilíbrio favorecer muito a formação dos produtos, dizemos que a reação é completa. Para cada um desses dois extremos é difícil medir experimentalmente as concentrações de todos os reagentes e produtos em equilíbrio. No primeiro caso (reagentes grandemente favorecidos), a concentração de produtos é praticamente zero. No segundo caso (produtos grandemente favorecidos), nenhuma quantidade significativa de reagentes será produzida quando os produtos forem misturados. Então, quando o equilíbrio favorece fortemente os produtos, a reação parece ir apenas a uma direção:

reagentes → produtos.

Quase todas as reações químicas consomem ou liberam energia (reações endotérmicas e exotérmicas). Por essas reações podemos olhar a energia como se fosse um reagente ou produto e, pela adição de energia ao sistema (aquecimento) ou pela remoção de energia do sistema (resfriamento), podemos produzir um deslocamento do ponto de equilíbrio químico. As concentrações de reagentes e produtos mudam para refletir esse novo equilíbrio.

Para reações que alcançam rapidamente o equilíbrio, o ponto de equilíbrio pode ser alcançado a partir dos reagentes ou dos produtos, o que enfatiza a natureza dinâmica das reações químicas. Mudanças de concentrações dos reagentes ou dos produtos promovem deslocamento no ponto de equilíbrio numa direção que tende a compensar a mudança.

Henri Louis Le Chatelier, cientista francês, em 1884, enunciou o princípio geral de deslocamento de equilíbrios químicos:

“Uma reação química que tem seu equilíbrio deslocado por uma mudança nas condições prossegue em busca de um novo estado de equilíbrio na direção que atenua, pelo menos parcialmente, essa mudança.”

É o princípio de Le Chatelier de fuga ante a força. Concentração, volume, pressão e temperatura são forças que atuam sobre os equilíbrios químicos.


Tubo de ensaio NaCl saturado Alaranjado de metila NH4Cl 1MTermômetro HCl 6M e 12M Fenolftaleína Fe(NO3)3 0,1MCaCl2 0,1M H2S O4 3M Ácido Acético 0,1M KSCN 0,1MÁcido Oxálico 0,5M K2CrO4 1M Acetato de Sódio 1M CoCl2 0,15M/metanolOxalato de Potássio 0,5M NaOH 6M NH4OH 0,1M BaCl2 0,1M

Procedimento:

Experiência Nº 01 – Deslocamento dos equilíbrios nas reações ácido-base. Efeito do íon comum

a) Em tubo de ensaio adicione várias gotas de uma solução 3M de H2SO4 a 2 mL de uma solução 1M de K2CrO4. Misture e observe as mudanças. Anote. No mesmo tubo, adicione várias gotas de solução 6M de NaOH, mexendo continuamente, até que uma mudança ocorra. Novamente, adicione H2SO4. Interprete as mudanças observadas.

2 CrO4-2 + 2 H+ ═ Cr 2O7

-2 + 3H2O

29

b) Num tubo de ensaio contendo 2 mL de água, adicione uma gota de alaranjado de metila. Observe e anote. Em seguida, adicione 2 gotas de HCl 6M. Observe e anote. Depois, no mesmo tubo, adicione 4 gotas de NaOH 6M. Observe e anote.

c) Repita o experimento usando o indicador fenolftaleína em vez do indicador alaranjado de metila. Registre suas observações.

HIn + H2O) ═ H2O+ + In-

d) Para cada duas amostras de 2 mL de solução 0,1M de CH3COOH (ácido acético), adicione uma gota de alaranjado de metila. Em uma das amostras adicione poucas gotas de cada vez de uma solução 1M de NaCH3COO (acetato de sódio), agitando. Compare e registre as cores nos dois tubos de ensaio.

CH3COOH + H2O ═ H3O+ + CH3COO-

e) Para cada duas amostras de 2 mL de solução 0,1M de NH4OH adicione uma gota de indicador fenolftaleína. Observe e registre a cor. Em uma das amostras, adicione uma solução 1M de NH4Cl, poucas gotas de cada vez, agitando. Na outra, adicione uma solução 6M de HCl, uma gota de cada vez, agitando. Em cada caso, anote quaisquer mudanças na cor e no odor da solução.

Experiência Nº 02 – Equilíbrios de íons complexos

a) Num copo de Béquer de 100 mL adicione 2 mL de solução 0,1M de Fe(NO 3)3 a 2 mL de solução 0,1M de KSCN. Dilua adicionando 50 a 60 mL de água até que a cor vermelha-escura tenha sua intensidade reduzida. Ponha 5 mL desta solução em quatro tubos de ensaio. Num tubo adicione 1 mL da solução 0,1M de Fe(NO3)3. No segundo tubo de ensaio, adicione 1 mL de solução 0,1M de KSCN. Na terceira porção, adicione cinco ou seis gotas de uma solução 6M de NaOH. Mantenha a quarta porção como controle. Compare a intensidade relativa da cor vermelha do complexo tiocianato em cada um dos três primeiros tubos àquela da solução original do quarto tubo. Anote.

Fe+3 + SCN- ═ Fe(SCN)+2

b) Ponha 2 mL de uma solução 0,15M de CoCl2 (em metanol) num tubo de ensaio de 13 x 100 mm (o metanol é usado como solvente de modo que você pode observar os efeitos da água). Usando um conta-gotas, adicione apenas a água suficiente à solução metanólica azul para fazer com que a solução mude sua cor para a do aquocomplexo cor-de-rosa. Divida a solução rosa em duas porções iguais em dois tubos de ensaio 13 x 100 mm. Adicione, uma gota de cada vez, solução concentrada de HCl a um dos tubos de ensaio até que você observe uma mudança de cor. Anote suas observações. Aqueça o tubo de ensaio contendo a outra porção da solução rosa num copo de Béquer de água quente (65 a 75ºC) sobre uma placa aquecida na capela. Se a mudança de cor não ocorrer, provavelmente foi colocado muita água na solução de metanol original. Tente novamente. Caso contrário, registre suas observações, deixe resfriar, anote o comportamento da solução e aqueça novamente. Registre.

CoCl4-2 + 6H2O. ═ 4Cl- + Co(H2O)6+2 + energia

Experiência Nº3 – Equilíbrio de soluções saturadas

a) Adicione 5 a 6 gotas de solução 1M de K2CrO4 a 3mL de uma solução 0,1M de BaCl2, misture e então adicione 10 a 12 gotas de uma solução 6M de HCl. Registre suas observações. Escreva uma equação para a reação de Ba+2 com CrO4

-2. Usando esta equação, explique como a adição de HCl desloca o equilíbrio da reação.

AULA PRÁTICA 10 – CINÉTICA QUÍMICA - FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA

Objetivo:

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Verificar a influência da temperatura, da concentração e de um catalisador sobre a velocidade de uma reação química.

Introdução:Realizando sempre a mesma reação e variando-se, ora a temperatura, ora a concentração

dos reagentes, ora a presença ou não de catalisador, poder-se-á verificar a modificação na velocidade da reação devido a um destes fatores.

Para a reação genérica: aA + bB → cC + dD, a velocidade média da reação é dada pela expressão:

V m=−∆[A ]a ∙∆ t

=−∆ [B]b ∙∆ t

=∆ [C ]c ∙∆ t

=∆ [D ]d ∙∆ t

Onde:

∆[A]; ∆[B]; ∆[C]; ∆[D] =variação da concentração mol/L dos reagentes A e B e dos produtos C e Da, b, c, d = coeficientes dos reagentes e produtos na equação química;∆t = variação do tempo em que ocorrem as reações;

Portanto, quanto menor o tempo da reação, maior a velocidade.Reação: 5 C2O4

-2 + 2 MnO4- + 16 H+ → 10 CO2 + 2 Mn+2 + 8 H2O

O íon permanganato (MnO4-) apresenta a cor violeta e ao reagir com o oxalato (C2O4

-2) forma o MnO (Mn+2) que é incolor, se esta reação se processar em meio ácido, como neste caso.

Desta forma pode-se medir a velocidade da reação pela medida do intervalo de tempo necessário para descorar a solução após a adição do permanganato.Observação: Se a reação for realizada em meio básico, forma-se o MnO2 de cor turva escura (marrom). A formação do MnO2 também é causada pela ação da luz.


Copos de Béquer de 250 mL Termômetro FósforoProvetas de 10 e 50 mL Cronômetro Solução de HCl 5 MPipetas Graduadas Tripé Solução de H2C2O4 0,5 MBastão de Vidro Tela de Amianto Solução de KMnO4 0,04 M

Procedimento:

Experiência Nº 01 – Influência da concentração

a) Numerar quatro copos de Béquer, limpos e secos;b) No Béquer 1, adicionar em ordem: 10 mL de solução de HCl 5M, 5 mL de solução de ácido

oxálico 0,5M, (medidos com proveta) e com auxílio de uma pipeta, adicionar 4 mL de solução de KMnO4 0,04M. Agitar a solução.

Contar o tempo de descoramento a partir do instante em que for adicionado metade do KMnO4 e registrar este tempo.

c) No Béquer 2 novamente adicionar 10 mL de solução de HCl 5M, 5 mL de solução de ácido oxálico 0,5M. Acrescentar 50mL de água destilada e agitar a solução, até homogeneizar.

Com auxílio de uma pipeta, adicionar 4 mL de solução de KMnO4 0,04M. Agitar a solução e contar o tempo de descoramento.

d) No Béquer 3 repetir as mesmas operações, adicionando 100 ml de água destilada.e) No Béquer 4 repetir as mesmas operações, adicionando 150 ml de água destilada.

Número do Béquer Tempo de descoramento Concentração de C2O4-2

1234

Observação: Para calcular a concentração do oxalato, utilizar a fórmula: M1.V1 = M2.V2

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Experiência Nº 02 – Influência da temperatura

a) Lavar e secar os 4 copos de Béquer da primeira parte para utilizar novamente.b) Adicionar aos copos de Béquer 1, 2, 3 e 4, 10 mL de solução de HCl 5M, 5 mL de solução

de ácido oxálico 0,5M e 10mL de água destilada.c) Ao copo de Béquer 1, adicionar, à temperatura ambiente, 4 mL de solução de KMnO4

0,04M. Agitar a solução. Anotar o tempo e a temperatura na qual ocorreu o descoramento.d) Elevar a temperatura do copo de Béquer 2 até próximo aos 35ºC.Adicionar 4 mL de

solução de KMnO4 0,04M. Agitar a solução. Anotar o tempo e a temperatura na qual ocorreu o descoramento.

e) Elevar a temperatura do copo de Béquer 3 até próximo aos 45ºC.Adicionar 4 mL de solução de KMnO4 0,04M. Agitar a solução. Anotar o tempo e a temperatura na qual ocorreu o descoramento.

f) Elevar a temperatura do copo de Béquer 4 até próximo aos 55ºC.Adicionar 4 mL de solução de KMnO4 0,04M. Agitar a solução. Anotar o tempo e a temperatura na qual ocorreu o descoramento.

Número do Béquer Tempo de descoramento Temperatura1234

Experiência Nº3 – Influência de catalisadora) Nos copos de Béquer 1 e 2 (depois de lavados e secos), adicionar 50mL de água

destilada, 10 mL de solução de HCl 5M, 5 mL de solução de ácido oxálico 0,5Mb) Ao copo de Béquer 1, adicionar 4 mL de KMnO4 0,04M. Agitar e anotar o tempo de

descoramento. Guardar a solução para o item d).c) Ao Béquer 2, adicionar 2 gotas de KMnO4 0,04M. Agitar e anotar o tempo de

descoramento.d) Ao Béquer 1a adicionar novamente 4 mL de KMnO4 e anotar o tempo de descoramento

em 1b.Número do Béquer Tempo de descoramento

1a2

1bObservação: O catalisador desta reação é o Mn+2, produto da própria reação.

1) Escrever a expressão geral da velocidade média desta reação, em função dos reagentes e dos produtos.

2) Construir o gráfico da Experiência Nº1, colocando no eixo das ordenadas a concentração de oxalato e no eixo das abscissas o tempo de descoramento.

3) Construir o gráfico da Experiência Nº2, colocando no eixo das ordenadas a temperatura e no eixo das abscissas o tempo de descoramento.

4) Explicar a causa das diferentes velocidades nos copos de Béquer 1a, 2 e 1b na Experiência Nº3.

5) Determine a velocidade média nos tubos 1, 2, 3 e 4 das Experiências Nº1 e Nº2.

6) Quantas vezes mais rápida é a velocidade da reação catalisada na Experiências Nº3?

7) Descreva um experimento para medir a velocidade da reação química conhecida como enferrujamento:

4 Fe(s) + 3 O2(g) + n H2O → 2 Fe2O3.nH2O(s)

É possível determinar a dependência da temperatura? E a dependência da concentração de oxigênio?

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AULA PRÁTICA 11 – pH E ACIDEZ

Objetivo:

Determinar o pH em amostras variadas e a acidez em amostras de refrigerante, leite e vinagre.

Introdução:

Uma rápida olhada nos armários da cozinha, da lavanderia ou do banheiro de uma residência comum revelaria uma série de substâncias que são ácidos ou bases As substâncias ácidas que podem ser encontradas incluem sucos cítricos, vinagres, refrigerantes carbonatados e produtos para limpeza de vasos sanitários. Podemos também encontrar substâncias que são bases: bicarbonato de sódio, detergentes, amônia doméstica, alvejantes clorados, limpadores de ralos e tabletes antiácidos para o estômago.

Os estudos sobre nossos próprios fluidos corporais também mostram que alguns são ácidos enquanto outros são praticamente neutros ou ligeiramente básicos. O conteúdo do estômago pode ser muito ácido –as células que revestem as paredes do estômago secretam ácido clorídrico. A urina humana pode ser ligeiramente ácida ou básica, dependendo do que foi ingerido ou do estado de saúde da pessoa. O sangue humano, as lágrimas e a saliva quase sempre são ligeiramente básicos.

As concentrações típicas de H3O+ e OH- em soluções oscilam entre valores altos e muito baixos (de aproximadamente 10 mol/L a 10 -14 mol/L). Seria impossível representar tal faixa de concentrações em um gráfico linear porque as concentrações deveriam ser comprimidas num comprimento incrivelmente pequeno no extremo inferior ou deveríamos dispor de um pedaço de papel astronomicamente grande. Numa situação como essa, recorremos à uma escala logarítmica, que assinala um comprimento igual na escala para cada potência de 10 (ou múltiplo de dez) das concentrações de H3O+.

Existe outra razão importante pela qual a escala logarítmica é usada. Um aparelho sensor de íon hidrogênio, chamado medidor de pH, que utiliza uma célula eletroquímica para medir a [H3O+], fornece uma voltagem de saída que depende do logarítmo da concentração de íons hidrogênio.Dessa forma, a leitura digital (ou a deflexão da agulha do medidor de pH) é proporcional ao log[H3O+]. Adota-se o símbolo “p” significando pegar o logarítmo negativo da quantidade que se segue. Dessa forma, pKa significa –logKa, pH significa –log[H3O+] e assim por diante.Não podemos determinar diretamente a concentração, C, de um ácido fraco apenas medindo o pH. Precisamos também conhecer a constante de dissociação Ka:

pH=−log √Ka .C=12p Ka+

12pC

Mas podemos determinar C (que chamamos de acidez total ou de concentração estequiométrica) medindo a quantidade de uma base forte (tal como NaOH) requerida para reagir completamente com uma amostra do ácido. Isso chamamos de uma titulação ácido-base.


NaOH 0,1M ErlenmeyerFenolftaleína BuretaAmostras de leite Balão volumétricoAmostras de vinagre pHmetroAmostras de refrigerante Béquer

Procedimento:a. Determinação de pH

Utilizando um medidor de pH e seguindo o protocolo de funcionamento do instrumento, determine o pH das seguintes amostras:AMOSTRA pH AMOSTRA pH

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Determinação da concentração (g/ L) de ácido cítrico presente em uma amostra de refrigerante;

Objetivo: Determinar a concentração de ácido cítrico em amostra de refrigerante.

Procedimento Experimental: Pipetar 10 mL da amostra de refrigerante fornecida pelo professor e colocar em um erlenmeyer, adicionar 100 mL de água destilada. Agitar vigorosamente para eliminar o CO2 presente. Adicionar 2 gotas de indicador fenolftaleína .

Colocar na bureta NaOH a 0,1 M e realizar a titulação até o ponto de equivalência ( mudança da coloração). Calcular a concentração (g/ L) de ácido cítrico

Fórmula molecular do ácido cítrico: C6H8O7

Determinação da acidez do leite

Objetivo: Determinar a acidez de leite longa vida para verificar se está adequado para o consumo humano.

Introdução

O leite, por ter alto valor nutritivo, torna-se excelente meio de cultura de microorganismos que agem como germes de fermentação, oxidando a lactose à ácido láctico. Consequentemente, a acidez aumenta e ocorre a precipitação da caseína e, portanto, a coagulação do leite. Essa alteração confere um sabor ácido do leite, tornando impróprio para o consumo.

A acidez é medida em graus Dornic, sendo 1 D = 0,1 g/L de ácido láctico.

Onde: Acidez normal: 15 D a 18 D (1,5 a 1,8 g/L)

Acima de 18 D – fermentação láctica;

Inferior a 15 D – indica adição de água

Se esta acidez atingir 80 D (8 g/L), o leite coalha devido à precipitação da proteína (caseína).


Pipetar 10 mL do leite fornecido pelo professor e colocar em um erlenmeyer. Adicionar cinco gotas de indicador fenolftaleína.

Colocar na bureta NaOH a 0,1 M e realizar a titulação até o ponto de equivalência ( mudança da coloração). Calcular a concentração (g/ L) de ácido lático em graus Dórnic (ºD); emitir parecer sobre característica da amostra de leite em relação ao seu estado de conservação.

Fórmula molecular do ácido láctico (ácido 2- hidroxipropanóico): C3H6O3

Determinação do teor de ácido acético no vinagre.

O vinagre comercial constitui de uma solução diluída de ácido acético (com menores quantidades de outros componentes) e é produzido pela oxidação bacteriana aeróbica do álcool etílico a ácido acético diluído, de acordo com as seguintes equações:

2 C2H5 OH (l) + 2O2(g) bactéria 2 CH3CHO (l) + 2H2O(l)

34

2 CH3CHO (l) + 2O2(g) bactéria2 CH3CHOOH(l)

onde: CH3CHO: aldeído acético CH3CHOOH: ácido acético

O vinagre é obtido pela fermentação do vinho, cidra, do malte ou do álcool diluído. Quando se usa cidra, malte ou vinho, o teor de ácido acético no vinagre raramente excede 5%, em virtude das limitações do teor de açúcar. Quando o álcool diluído é a matéria-prima, o teor de ácido acético pode atingir 12 ou 14%, quando então a acidez impede a atividade bacteriana.


Pesar 20 g de vinagre e transferir para um balão de 100 mL. Completar com água destilada até a marca do balão (menisco) e homogeneizar a solução.

Pipetar 10 mL dessa solução com ácido acético, colocar em um erlenmeyer, adicionar aproximadamente 10 mL de água destilada e homogeneizar. Acrescentar 3 gotas de fenolftaleína e homogeneizar novamente.

Colocar na bureta NaOH a 0,1 M e realizar a titulação até o ponto de equivalência (mudança da coloração – até violeta avermelhado). Calcular a concentração (g/ L) de ácido acético.

Fórmula molecular do ácido acético (ácido etanóico): CH3COOH

Interpretação dos resultados.

Calcular a massa (g) de ácido acético na amostra de 10 mL de solução de vinagre titulada com NaOH e comparar com a massa de vinagre presente no balão de 100 mL, e com isso obter o teor de ácido acético no vinagre (%).

Comparar os resultados obtidos com o valor de referência fornecido pelo fabricante do produto e sugerir explicações para as possíveis discrepâncias.

Referências Bibliográficas

CHORNOBAI, C.A. Notas de aula de química geral e experimental. UTFPR – Campus Ponta Grossa.PAWLOWSKY, A.M., SÁ, E.L.; MESSERSCHMIDT, I.; SOUZA, J.S.; OLIVEIRA, M.A., SIERAKOWSKI, M.R.; SUGA, R. Experimentos de química geral. 2ª edição.

AULA PRÁTICA 12 – ELETROQUÍMICA - PILHAS

Objetivo:Estruturar pilha de Daniell e avaliar seu funcionamento.

Introdução:

Pilhas Eletroquímicas são sistemas que transformam a energia de uma reação em energia elétrica. Nas pilhas ocorrem reações oxirredução espontâneas.

Uma pilha é composta por duas semicélulas, cada uma contendo uma solução eletrolítica e uma lâmina de metal. Em uma dessas semicélulas ocorre um processo de oxidação (eletrodo chamado de ânodo e será pólo negativo da pilha), enquanto que em outra semicélula ocorre o processo de redução (eletrodo denominado cátodo e será o pólo positivo da pilha).

Para possibilitar a movimentação dos íons, utiliza-se uma ponte salina, que consiste em um tubo em U contendo solução saturada de NaCl.

Um esquema de pilha é ilustrado na Figura 01.

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Figura 01 - Esquema de pilha

Denominar-se-á de Pilha de Daniell a pilha formada por eletrodos de cobre e zincoA seguir é mostrada a série eletroquímica de alguns metais em ordem decrescente de suas

tendências a se oxidarem:

K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Pd, Au

Reatividade diminui

Materiais:

Solução de ZnSO4

Solução de CuSO4

Solução de NaCl 3 pipetas de 5 mL 2 béqueres de 100 m

Algodão Solução de MgSO4

Lâmina de cobre Lâmina de zinco Lâmina de magnésio

1 tubo em U Voltímetro Papel de filtro Lixas 1 ladrilho

Experiência 1: Pilha de Daniell

Colocar em um béquer, 60 mL de solução de ZnSO4 e em outro, 60 mL de solução de CuSO4; Limpar bem uma lâmina de cobre e uma lâmina de zinco e mergulhe-as nas soluções

correspondentes; No tubo em U, colocar solução de NaCl tampando as extremidades com pedaços de algodão.

Cuidado para que não formem bolhas de ar no interior do tubo; Ligar o eletrodo de zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre no terminal positivo do

voltímetro; Colocar a ponte salina, interligando os dois recipientes e efetuar a leitura.

Experiência 2: Pilha de magnésio/cobre

Limpar os metais a serem utilizados com um pedaço de lixa; Utilizar uma folha de papel de filtro sobre um ladrilho, como suporte da solução na montagem

da pilha; Adicionar algumas gotas de solução de MgSO4 e CuSO4 sobre a região do papel de filtro onde

serão colocados os metais correspondentes;

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No centro do papel, colocar uma solução de cloreto de sódio como ponte salina entre as semicélulas;

Verificar na série eletroquímica (página 1) o metal mais reativo e colocar o sinal negativo e o outro positivo;

Colocar a ponta vermelha do aparelho no pólo positivo e a ponta preta no negativo. Observe.

Referência Bibliográfica ----- Apostila de Química Geral II. Curitiba, 1995.

1) Qual é a reação de oxidação e a reação de redução?2) Qual é a equação global para o sistema?3) Entre Cu e Zn, qual apresenta maior potencial de redução? O que isto significa?4) Qual dos metais (Cu e Zn) tem maior facilidade de ceder elétrons?5) Qual a função da ponte salina?6) Como ficaram as lâminas no final do experimento?

AULA PRÁTICA 13 – CONDUTIVIDADE ELÉTRICA

Objetivo:Verificar a propriedade de alguns compostos iônicos ou moleculares por meio de sua

condutividade elétrica.

Introdução:Por que algumas substâncias quando dissolvidas em água, produzem uma solução que

“conduz” corrente elétrica?

Arrhenius realizou inúmeras experiências relacionadas com a passagem da corrente elétrica através de soluções aquosas e, com base nestas experiências, formulou a hipótese de que tais soluções deveriam conter partículas carregadas: os íons.

Dissociação iônica é a separação dos íons de uma substância iônica, que acontece quando ela se dissolve em água. Exemplo: NaCl + H2O → Na+

(aq) + Cl-(aq)

*Não confundir com dissolução que é o ato de dissolver; ocorre quando uma substância se dissolve em outra.

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Ionização é a formação de íons que acontece quando algumas substâncias moleculares se dissolvem em água.

Solução eletrolítica é aquela que contém íons e, portanto, é condutora de corrente elétrica.

Solução não-eletrolítica é aquela que não contém íons e, portanto, não é condutora de corrente elétrica.

Os fluídos corporais – sangue, plasma, fluido intersticial (fluido entre as células) – são como a água do mar e possuem grande concentração de cloreto de sódio. Os principais eletrólitos encontrados no corpo são: Na+, K+, Cl-, Ca+2, Mg+2, HCO3

-, PO4-3 e SO4

-2. Desempenham papel importante, uma vez que as células (especialmente nervos, coração, músculos) os utilizam para manter as “voltagens” ao redor das membranas celulares e para carregarem os impulsos elétricos (impulsos dos nervos, contrações musculares) através delas e para outras células. Os rins trabalham para manter as concentrações de eletrólitos constantes no sangue.


Circuito elétrico Cápsula de porcelana Hidróxido de amônio (NH4OH)Copo de Béquer Fita metálica Hidróxido de sódio (NaOH)Frasco lavador Ácido clorídrico (HCl) Bicarbonato de sódio, NaHCO3

Espátula Ácido acético (CH3COOH) Cloreto de sódio (NaCl)Bastão de vidro Álcool etílico (CH3CH2OH) Sacarose (C12H22O11)

Procedimento:No estado sólido

Colocar sobre um vidro de relógio cristais de sacarose; Limpar os eletrodos de cobre do circuito elétrico e introduzi-los nos cristais sólidos; Repetir os procedimentos anteriores com cristais de cloreto de sódio, de hidróxido de sódio e

com uma fita metálica; Anotar suas observações e explicar o que ocorreu.

No meio aquoso

Colocar em um copo de Béquer diferentes soluções de sacarose, de ácidos, bases e de sais. Limpar os eletrodos de cobre do circuito elétrico e introduzi-los nas soluções. Anotar suas

observações e explicar o que ocorreu.

No estado fundido ou líquido

Colocar em um copo de Béquer aproximadamente 40 mL de álcool etílico; Limpar os eletrodos de cobre do circuito elétrico e introduzi-los nas soluções; Anotar suas observações e explicar o que ocorreu;

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Numa cápsula de porcelana colocar uma pastilha de NaOH, aquecer a base até fusão e introduzir os eletrodos de cobre, limpos;

Anotar suas observações e explicar o que ocorreu.

Compostos Estados físicos Condutividade elétrica ObservaçõesSacarose sólido NãoNaCl Sólido NãoNaOH Sólidos NãoFita metálica Sólido SimSacarose Meio aquosoHCl Meio aquoso Sim Intensidade Forte, ác forte, oxida o cobreCH3COOH 0,1 mol/L

Meio aquoso Intensidade fraca, exo

NH4OH Meio aquoso sim Fraco, base fraca cor azul, liberação de gás e amônia

NaOH Meio aquosoNaHCO3 Meio aquoso sim Intensidade forteNaCl Meio aquosoÁlcool etílico LíquidoNaOH Fundido

1. Complete o quadro:

Compostos avaliados

Estado físico

Condutividade elétricaEstado sólido

Solução Aquosa

Estado líquido

Presença de íons

Tipo de compost

2. Para soluções de mesma concentração, a intensidade luminosa é diretamente proporcional ao grau de ionização. Defina grau de ionização e justifique a afirmação.3. Escreva as reações de ionização ou de dissociação iônica das soluções eletrolíticas testadas.4. Como se classificam os ácidos e bases quanto à força? Cite exemplos associando aos valores de α%.

Documents

Roteiros de Química