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Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri

Laboratório de Química

Tecnológica I

Instituto de Ciência e Tecnologia

Bacharelado em Ciência e Tecnologia

Obs.: Este material é um compêndio de várias obras.

Profa Dr

a. Flaviana Tavares Vieira

Diamantina - MG

1º semestre / 2013

Laboratório de Química Tecnológica I

2

Apresentação

Esta apostila contém instruções para as aulas práticas de Química Tecnológica I

do curso de Bacharelado em Ciência e Tecnologia do Instituto de Ciência e Tecnologia

da Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri.

Ela foi organizada de modo que o acadêmico possa ter uma visão geral de

técnicas básicas de manuseio em laboratório químico bem como complementar o

aprendizado prático de alguns tópicos como técnicas de medidas, tratamento de dados

experimentais, princípios de reatividade, reações químicas, ensaios na chama,

estequiometria, síntese, cinética, equilíbrio químico, soluções e diluições.

Os experimentos aqui propostos foram escolhidos por estarem ligados aos

tópicos discutidos nas aulas teóricas a fim de auxiliar a sedimentação do conhecimento.

Visam proporcionar ao acadêmico a oportunidade de trabalhar com autonomia e

segurança em um laboratório de química.

Quanto à dinâmica das aulas práticas, pede-se:

-Leitura do assunto a ser abordado na aula, com antecedência;

-Discussão inicial, com o professor, dos aspectos teóricos e práticos relevantes;

-Execução dos experimentos utilizando os roteiros;

-Interpretação e discussão dos resultados;

-Apresentação escrita dos resultados de cada experimento.

Os itens descritos a seguir terão seu cumprimento exigido para que o

aprendizado possa ocorrer da melhor forma possível:

-O uso da apostila a partir da primeira aula em laboratório;

-O uso do jaleco e óculos de proteção durante as aulas;

-Cumprimento das normas de segurança.

Desejo-lhes um bom estudo!

Profa. Dr

a Flaviana Tavares


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Sumário

1.0. Instruções Gerais............................................................................................ 03

1.1.Noções Elementares de Segurança........................................................... 04

1.2.Noções de Primeiros Socorros................................................................. 06

Experimento 01: Reconhecimento de Vidrarias e Introdução às Técnicas

Básicas de Laboratório..........................................................................................

09

Experimento 02: Manuseio Adequado de Vidrarias e Equipamentos

Utilizados em Laboratório de Química ......................................................

17

Experimento 03: Princípios de Reatividade........................................................ 31

Experimento 04: Reações Químicas................................................................... 34

Experimento 05: Ensaios na Chama do Bico de Bunsen.................................... 38

Experimento 06: Estequiometria de Reações Químicas..................................... 43

Experimento 07: Síntese do Carbonato de Zinco................................................ 48

Experimento 08: Eletroquímica.......................................................................... 50

Experimento 09: Equilíbrio Químico.................................................................. 52

Experimento 10: Soluções e Diluições............................................................... 58

Anexo I – Classificação dos Produtos Químicos Quanto ao Risco...................... 61

Anexo II – Uso dos Extintores de Incêndio ...................................................... 67

Anexo III – Tabela Periódica...............................................................................

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1.0. Instruções Gerais

O trabalho em num laboratório requer cuidados especiais, quanto à

SEGURANÇA, ao manipular, armazenar ou transferir reagentes e materiais, e também

exige PLANEJAMENTO e ATENÇÃO, para executar procedimentos previamente

estipulados. Recomenda-se que você leia atentamente os roteiros das práticas e utilize a

bibliografia sugerida para auxiliá-lo no desenvolvimento dos trabalhos. Durante todo o

período você será treinado nas técnicas básicas de laboratório e adquirirá confiança na

manipulação de reagentes e vidrarias. É recomendável também que você consulte antes

as referências específicas sobre toxidade de substâncias, especialmente se você for

alérgico ou bastante sensível a determinados tipos de compostos. Observe sempre no

rótulo do reagente dados sobre sua toxidade para manuseá-lo de forma apropriada. Use

sempre os dispositivos de segurança recomendados (óculos, luvas, capela, etc).

Num laboratório químico, seja com finalidade industrial ou acadêmica, procure

sempre realizar seus experimentos com PRECISÃO, de acordo com as especificações

ou instruções nos roteiros, anotando todas as observações que possam ser úteis na

descrição posterior de seus resultados, através de um RELATÓRIO. Não esqueça de

anotar as características dos instrumentos utilizados, as quantidades e as especificações

dos reagentes. Recorra sempre ao professor ou ao técnico para tirar dúvidas.

Como procedimento usual, trabalhe sempre numa bancada limpa, com vidraria

limpa e ao terminar seu trabalho, LAVE todo o material utilizado. Use sempre água

destilada para preparar suas soluções. DESCARTE soluções e materiais, de acordo com

as instruções de sua professora ou de bibliografia especializada.

Finalmente, esteja sempre ATENTO ao que está ocorrendo no laboratório.


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1.1. Noções Elementares de Segurança

A ocorrência de acidentes em laboratórios, infelizmente, não é tão rara como

possa parecer. É muito importante que todas as pessoas que trabalham em um

laboratório tenham uma noção bastante clara dos riscos existentes e de como minimizá-

los. Nunca é demais repetir que O MELHOR COMBATE AOS ACIDENTES É A

PREVENÇÃO. O descuido de uma única pessoa pode pôr em risco outras pessoas no

laboratório e por esta razão as normas de segurança descritas abaixo têm seu

cumprimento exigido. Acima disto, espera-se que todos tenham consciência da

importância de se trabalhar em segurança, o que resultará em benefícios para todos.

(1) É OBRIGATÓRIO o uso de JALECO no laboratório.

(2) É OBRIGATÓRIO o uso de ÓCULOS DE PROTEÇÃO.

(3) É terminantemente PROIBIDO FUMAR em qualquer laboratório.

(4) É PROIBIDO trazer COMIDA ou BEBIDA para o laboratório. Da mesma forma,

não se deve provar qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva.

(5) NÃO USAR SANDÁLIAS OU CHINELOS NO LABORATÓRIO. Usar sempre

algum tipo de calçado que cubra todo o pé.

(6) Não usar lentes de contato durante o trabalho no laboratório, devido ao perigo de,

num acidente, ocorrer a retenção de líquido corrosivo entre a lente e a córnea;

(7) Conservar os cabelos sempre presos ao realizar qualquer experimento no laboratório.

(8) Não deixar livros, blusas, etc, sobre as bancadas. Colocá-los no local apropriado

para isso.

(9) SIGA RIGOROSAMENTE AS INSTRUÇÕES do professor. Não tente nenhuma

reação aleatoriamente pois, reações desconhecidas podem causar resultados

desagradáveis.

(10) Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente cuidadoso ao

manusear substâncias corrosivas como ácidos ou bases concentrados.


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(11) Ao testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco diretamente sob o

nariz. Os vapores devem ser deslocados para a sua direção com o auxílio de uma das

mãos enquanto a outra segura o frasco.

(12) Nunca use o paladar para testar substâncias.

(13) Nunca acenda o bico de gás próximo a frascos contendo solventes orgânicos

inflamáveis.

(14) NUNCA coloque água num ácido concentrado, mas sim o ácido sobre a água. O

ácido deve ser adicionado lentamente, com agitação constante. Quando se adiciona o

ácido sobre a água, o ácido tende a ionizar-se, liberando uma grande quantidade de calor

(reação exotérmica), sendo o calor liberado distribuído uniformemente na água – que

deve ser em maior quantidade. Devido a isso a reação não se torna tão violenta quanto a

adição de água sobre o ácido. Neste caso, água sobre o ácido, a reação será rápida e

incontrolável pois a superfície de contato do ácido será maior, tendo o suficiente para

aquecer a água em pouco tempo. Portanto, NUNCA coloque água em ácido

concentrado.

(15) Todos os experimentos que envolvam a liberação de gases e/ou vapores tóxicos

devem ser realizados na capela (câmara de exaustão).

(l6) Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não voltar a

extremidade aberta do mesmo para si ou para outra pessoa próxima.

(17) Não abandone sobre a bancada recipientes quentes, coloque-o sobre uma tela de

amianto. Lembrar que o vidro quente tem o mesmo aspecto do vidro frio. Coloque um

aviso: “recipiente quente”.

(18) Dedique especial atenção a qualquer operação que envolva aquecimento

prolongado.

(19) Nunca abra um frasco de reagente antes de ler o rótulo.

(20) Ao retirar-se do laboratório, verifique se não há torneiras abertas (gás ou água).

Desligue todos os aparelhos, deixe todos os equipamentos limpos e LAVE BEM AS

MÃOS.

(21) Comunicar imediatamente ao professor ou ao técnico qualquer acidente ocorrido.


7

(22) Utilize apenas a quantidade exigida de reagentes. Nunca introduza sobras dos

reagentes nos seus respectivos frascos de origem, isso evitará desperdícios e

contaminações.

(23) Identifique a localização e aprenda utilizar o extintor de incêndio existente nas

proximidades do laboratório.

(24) Ao retirar-se do laboratório verifique se não há torneiras (de água ou gás) abertas.

Desligue todos os equipamentos e deixe as vidrarias sempre limpas.

(25) LAVE SEMPRE SUAS MÃOS antes de deixar o laboratório.

Obs.: Normas de segurança específicas serão apresentadas na medida em que forem

necessárias durante a realização dos experimentos.

1.2. Noções Elementares de Primeiros Socorros em Caso de Pequenos Acidentes

1) Queimaduras:

a) Queimaduras causadas por calor seco (chama ou objetos aquecidos):

Queimaduras leves, refrescar com água fria, secar e aplicar pomada de picrato de

butesina. No caso de queimaduras graves, refrescar com água fria e cobrir com gaze esterilizada

umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio 5%. Contactar um médico

imediatamente.

b) Queimaduras por agentes corrosivos como ácidos ou álcalis:

Lavar imediatamente o local com água corrente em abundância. Em seguida, lavar com

solução de bicarbonato de sódio (para neutralizar ácidos) ou ácido acético (para neutralizar

bases). Esta última etapa deve ser suprimida se a queimadura for muito severa, pois o calor da

reação resultante poderá piorar a situação. Neste caso use apenas água corrente e chame a

professora.


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2) Ácidos nos olhos:

Lavar com água corrente em abundância durante quinze minutos. Depois disso, aplicar

solução aquosa de bicarbonato de sódio 1%.

3) Álcalis nos olhos:

Lavar com água corrente em abundância durante quinze minutos. Depois disso, aplicar

solução aquosa de ácido bórico 1 %.

4) Intoxicações por inalação de gases:

Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar.

5) Na boca:

Os sólidos ou líquidos que atingem a boca podem ou não ser deglutidos. Caso não sejam

engolidos, retirar imediatamente e lavar repetidamente com bastante água. Caso sejam

engolidos, não induza o vômito se a pessoa estiver inconsciente. Caso a substância seja ácida,

dê água, leite, ou leite de magnésia (uma colher de sopa para cada copo de água). Caso a

substância não seja corrosiva ou derivada do petróleo, dê leite ou água morna e induza o vômito.

Quando o vômito começar, abaixe o rosto e coloque a cabeça do acidentado mais baixa que o

quadril.

6) Mercúrio

Cuidado com mercúrio entornado (de termômetros quebrados, por exemplo). O

mercúrio, além de corrosivo, é muito tóxico. Deve-se coletá-lo ou cobri-lo com enxofre ou

zinco em pó.

7) Toxidez

Procurar conhecer a toxidez dos vários reagentes usados e tratá-los com a devida

seriedade.


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8) Cortes

Em caso de cortes provocados por vidrarias, retire os resíduos de vidro que estiverem no

local com uma pinça, lave o local com bastante água e coloque mertiolate.

9) Incêndios

Em caso de incêndio, lembrar que na ausência de um extintor, um jaleco pode servir

como um cobertor para abafar as chamas.

10) Atenção adequada

Evita a maioria dos acidentes. É muito importante ter a certeza de que se sabe

perfeitamente bem o que se está fazendo.


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EXPERIMENTO 1

Reconhecimento de Vidrarias e

Introdução às Técnicas Básicas de Laboratório

Objetivo: Conhecer as vidrarias e equipamentos utilizados rotineiramente em um

laboratório químico.

Introdução: A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a

utilização de uma variedade de equipamentos de laboratório com finalidades

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, auxiliar

na filtração e outros fins.


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Erlenmeyer: titulações

Kitassato: filtrações a vácuo

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


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Balão Volumétrico: preparo de soluções. Bureta: medidas precisas de líquidos.

Utilizadas 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.

Adaptador de três vias: usado em destilações.

Pinça de madeira: segurar tubos de ensaio

durante aquecimentos diretos no Bico de

Bunsen.


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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.

Balança: pesagem de materiais e reagentes.

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Chapa aquecedora e agitador magnético:

aquecimento e agitação.

Centrífuga: Separação de misturas.

Pera de Borracha: Sucção de líquidos.


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Alça de Níquel/Cromo: Utilizado para teste de

chama.

Tela de amianto: Suporte para as peças a

serem aquecidas. A função do Amianto é

distribuir uniformemente o calor recebido

pelo Bico de Bunsen.

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 a vácuo de uma mistura sólido-líquido usa-se o funil de Buchner, cujo

fundo é perfurado e sobre o qual se coloca o papel de filtro.

vácuo

Filtração Simples Filtração à Vácuo


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Veja como o papel de filtro pode ser dobrado para uma filtração eficiente:

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.


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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.

PROCEDIMENTO

Reconhecimento de Vidrarias:

a) A turma deverá ser dividida em grupos e posteriormente em duplas para o trabalho

em laboratório.

b) Cada dupla deverá fazer o reconhecimento das vidrarias e equipamentos que

estiverem sob as bancadas.

c) Os alunos deverão nomear e descrever a utilidade dos mesmos.

d) Uma folha contendo as informações acima mencionadas, além dos nomes dos

estudantes, deverá ser entregue ao professor.


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QUESTIONÁRIO

1) Que cuidados devem ser tomados para diluição de um ácido concentrado ? Justifique

sua resposta.

2) O que é uma “capela” de laboratório químico ?

3) Como se deve proceder para sentir o cheiro de substâncias no laboratório ? Justifique.

4) Como devem ser tratadas as queimaduras com fogo ou objetos aquecidos no

laboratório ? E em caso de queimaduras com ácido ou álcalis ?

5) Quais as medidas que devem ser tomadas no caso de ingestão acidental de produtos

químicos ?

6) Como se deve proceder se os olhos forem atingidos por respingos de ácido ou

álcalis?

7) Qual o método mais adequado para separar uma mistura de acetona-água ?

8) Qual o método mais adequado para separar uma mistura clorofórmio-água ?

9) O aspirador de pó pode ser considerado um filtro ? Porquê ?

10) Porque uma mistura heterogênea sólido-líquido não deve ser destilada ?

11) Qual é a localização dos extintores de incêndio e como devem ser utilizados ?

Referências Bibliográficas:

-Manual de Segurança, Universidade de São Paulo - Instituto de Química, São Paulo,

1995, p.1-42.


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EXPERIMENTO 2

Manuseio Adequado de Vidrarias e Equipamentos Utilizados em

Laboratório de Química

Objetivo: Aprender as técnicas operacionais básicas empregando os instrumentos

simples utilizados em laboratórios de Química e utilizar a notação científica para

expressar as medidas determinadas corretamente.

Introdução: A execução de experimentos químicos envolve, geralmente, uma

variedade de equipamentos com finalidades específicas. A seguir são apresentados

alguns equipamentos básicos e as situações onde estes são utilizados.

a) Uso de Pipetas

São instrumentos volumétricos (medidores de volume) confeccionados em vidro

que requerem cuidados especiais no seu manuseio. Há dois tipos de pipetas:

-Volumétrica: permitem medir apenas um volume pré-determinado de líquido;

-Graduada: possuem uma escala (em mL), permitindo a medida de volumes num certo

intervalo.

A princípio seria mais simples usar sempre as pipetas graduadas. No entanto,

ocorre que as pipetas volumétricas são mais precisas.

Para operar a pipeta deve-se usar um dispositivo de borracha sugador chamado

pêra, que deve ser acoplado a extremidade superior da pipeta.

b) Medida de Volume via Menisco

A introdução de um líquido num recipiente resulta numa diferença de nível de

sua superfície entre a porção do líquido que está em contato com o recipiente e o seio


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(meio) do líquido. Isto se deve a diferença de forças atrativas existentes entre os

diferentes materiais. No caso de recipientes transparentes (vidro, plástico, quartzo) este

comportamento resulta no aparecimento de uma linha divisória entre o líquido e o ar

denominada de MENISCO, o qual é comumente utilizado como nível de referência

para a leitura do volume. Para a maioria dos líquidos, o menisco apresenta um mínimo

na região central do aparelho de medida. Isso ocorre devido à superioridade das forças

coesivas atrativas (líquido-líquido). No caso onde as forças coesivas (líquido-líquido)

são maiores que as forças coesivas (líquido-recipiente), o menisco apresenta um ponto

máximo, o qual deve ser usado como nível de referência para a leitura do volume.

Para efetuar a leitura do volume de um líquido, procure sempre um

posicionamento corporal onde sua linha de visão (nível de referência do observador)

fique perpendicular ao frasco volumétrico onde está localizado o menisco (nível de

referência da vidraria). O uso desse procedimento evita erros relativos de leitura

decorrentes do posicionamento inadequado do observador.

Esquema de utilização de

uma pêra de borracha:

Leitura do menisco

Líquidos incolores

Leitura do menisco

Líquidos coloridos

*Obs.: Para realizar as medidas de volume não se esqueça de verificar o menisco.

c) Uso da Balança Analítica

A balança analítica é um instrumento de elevada precisão destinado à medida de

massas que é utilizada na maioria dos laboratórios de química. As balanças analíticas

(eletrônicas) permitem a leitura precisa de massas no intervalo de 10 μg a 0,1 mg.


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Fatores a serem observados durante a medida de massas em balanças analíticas:

c.1) Temperatura:

Efeito

observado

A escala varia constantemente

Motivo A existência de uma diferença de temperatura entre a amostra e o

ambiente da câmara de pesagem provoca correntes de ar. Essas correntes

de ar geram forças sobre o prato de pesagem fazendo a amostra parecer

mais leve (flutuação dinâmica). Esse efeito só desaparece quando o

equilíbrio térmico for estabelecido. Além disso, o filme de umidade que

cobre qualquer amostra, e que varia com a temperatura, é encoberto ela

flutuação dinâmica. Isso faz com que um objeto frio pareça mais pesado

ou um objeto mais quente mais leve.

Medidas

corretivas

-Nunca pese amostras retiradas diretamente de estufas, muflas ou

refrigerados.

-Deixe sempre a amostra atingir a temperatura do laboratório ou da

câmara de pesagem.

-Usar frascos de pesagem com a menor área possível.

-Não tocar a câmara de pesagem com as mãos.

c.2) Higroscopia e Evaporação

Efeito

observado

O mostrador indica leituras de escala que aumentam o diminuem, continua

e lentamente.

Motivo Ganho de massa devido a uma amostra higroscópica (ganho de umidade

atmosférica) ou perda de massa por evaporação de água ou de substâncias

voláteis

Medidas

corretivas

Usar frascos de pesagem limpos e secos. Manter o prato de pesagem

sempre livre de poeira e/ou gotas de líquidos. Usar frascos de pesagem

com gargalo estreito, além de tampas ou rolhas nos frascos.


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c.3) Eletrostática

Efeito

observado

O mostrador da balança fica instável e indica massas diferentes a cada

pesagem da mesma amostra. A reprodutibilidade dos resultados fica

comprometida.

Motivo O frasco de pesagem está carregado eletrostaticamente. Essas cargas

forma-se por fricção ou durante o transporte dos materiais, especialmente

os pós e grânulos. Se o ar estiver seco (umidade relativa menor que 40%)

essas cargas eletrostáticas ficam retidas ou são dispersas lentamente. Os

erros de pesagem ocorrem por forças de atração eletrostáticas que atuam

entre a amostra e o ambiente. Se a amostra e o ambiente estiverem sob o

efeito de cargas elétricas de mesmo sinal (+ ou -) ocorrem repulsões,

enquanto que sob o efeito de cargas opostas (+ ou -) observam-se atrações.

Medidas

corretivas

Descarregar as forças eletrostáticas colocando o frasco de pesagem em um

recipiente de metal antes da pesagem. Aumentar a umidade atmosférica

com o uso de um umidificador ou por ajustes apropriados no sistema de ar

condicionado (umidade relativa ideal 45-60%). Conectar a balança a um

aterramento eficiente.

c.4) Magnetismo

Efeito

observado

Baixa reprodutibilidade. O resultado da pesagem de uma amostra metálica

depende da sua posição sobre o prato da balança.

Motivo Se o material for magnético (ex. Fe, Ni, aço) pode estar ocorrendo atração

mútua com o prato da balança, criando forças que levam a uma medida

errônea.

Medidas

corretivas

Se possível, desmagnetize as amostras ferromagnéticas. Como as forças

magnéticas diminuem com a distância, separar a amostra do prato usando

um suporte não metálico (ex. um béquer invertido)


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d) Tratamento de Dados Experimentais

A interpretação e análise dos resultados são feitas a partir do levantamento e

registro dos dados. Para isso, precisamos estar atentos a alguns elementos que são

também muito importantes para a apresentação de um trabalho, quais sejam: tabelas,

unidades, algarismos significativos, erros e notação científica.

d.1) Tabelas:

O primeiro passo é dar à tabela um título que seja uma síntese do seu conteúdo.

No corpo dela devem ser indicados os seus componentes.

Um exemplo é colocado a seguir:

Tabela 2.1: Teor de vitamina C em algumas frutas (100 g)

Fruta Teor de vitamina C (mg)

Abacaxi 27,20

Banana 16*

Goiaba 183,50

Laranja 57*

Laranja lima 29,10

Limão 53,00

Mamão 79*

Tangerina 42*

Fonte: Tabela Brasileira de Composição de alimentos/NEPA-UNICAMP-Campinas, 2004.

*Tabela Brasileira de Composição de Alimentos – TACO

d.2) Unidades:

É preciso prestar especial atenção às unidades. O sistema mais utilizado

atualmente pelos cientistas é o chamado Sistema Internacional, abreviado por SI. Um

resultado experimental deve ser expresso através de algarismos e unidades. Os

algarismos indicam o erro ou incerteza de um resultado, enquanto que as unidades

especificam o que está sendo medido.

d.3) Arredondamento: em uma operação que envolva muitas medidas ou cálculos,

recomenda-se fazer o arredondamento apenas no resultado final.


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A redução do número de dígitos de um número por arredondamento obedece às

seguintes regras:

1) Se o dígito a ser eliminado é maior do que 5, o dígito precedente é aumentado de uma

unidade. Ex: 25,57 é arredondado para 25,6.

2) Se o dígito a ser eliminado é menor do que 5, o dígito precedente é mantido. Ex:

25,54 é arredondado para 25,5.

3) Se o dígito a ser eliminado é igual a 5, o arredondamento será feito para se obter um

número par. Ex: 25,75 é arredondado para 25,8 e 25,65 será arredondado para 25,6.

d.4) Notação Científica: Na utilização das unidades de medidas para números muito

pequenos, será muito importante adotar a Notação Científica. Suponhamos que você

esteja efetuando uma medida de algum elemento observado ao microscópio, obtendo 25

m, isto é, 25 micrômetros. Quanto vale essa medida em metros ?

25 m = 0,000025 m

Exatamente por ser muito pequeno, esse número dá trabalho para ser escrito em

unidades do SI. Ele pode ser representado por 2,5 x 105

m.

Suponhamos agora que o valor da energia de uma transição eletrônica seja 358.000

J/mol. Esse número pode também ser representado por E = 358 x 103 J/mol ou E = 358

KJ/mol.

Observação: Para números muito grandes ou muito pequenos, mais importante que

conhecê-los com precisão, é saber a sua ordem de grandeza, isto é, a potência de 10

mais próxima de seu valor real.

e) Erros:

A diferença entre o valor obtido experimentalmente e o valor verdadeiro da

grandeza é chamada erro. De acordo com sua natureza, os erros podem ser classificados

em 2 classes:


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e.1) Erros Sistemáticos ou Determinados: são erros que em princípio pode-se "aliviá-

los nas medidas", ou seja, eliminá-los ou aplicar fatores de correção, desde que

constantes. Entre os erros sistemáticos mais comuns temos: erros instrumentais, erros

devido à presença de impurezas, erros de operação, erros pessoais, etc.

e.2) Erros Casuais ou Indeterminados ou Acidentais: são erros devido a variações ao

acaso, de causas não conhecidas exatamente, em geral irregulares e pequenas e de difícil

controle do operador, como: umidade, temperatura, iluminação, pureza dos reagentes,

etc.

f) Precisão e Exatidão:

Quando se repete certa medida, não se obtém, em geral, o mesmo resultado, pois

cada ato de medida está sujeito a erros experimentais. Os valores obtidos diferem

ligeiramente uns dos outros.

A precisão da medida refere-se ao grau de concordância dos resultados

individuais dentro de uma série de medidas (reprodutibilidade da medida).

A exatidão refere-se ao grau de concordância do valor experimental com o valor

verdadeiro (fidelidade da medida). Para indicar a precisão de um número medido (ou

dos cálculos sobre os números medidos) utiliza-se o conceito de algarismos

significativos. Os algarismos significativos são os algarismos no valor de uma medida

(ou no resultado de cálculos com valores de medidas) que incluem todos os algarismos

exatos mais o algarismo seguinte, que tem uma incerteza na medida.

Pode-se elevar a precisão de uma medida aumentando o número de

determinações (a média de várias determinações merece mais confiança do que uma só

determinação), enquanto a exatidão só pode ser alcançada, eliminando-se os erros

sistemáticos.


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Figura 2.1. Precisão x exatidão.

A notação por algarismos significativos possui uma limitação. Ao anotar uma

medida com quatro algarismos significativos, sabemos que o último é duvidoso, mas

não sabemos em qual extensão ele o é. Por exemplo, a medida 25,52 poderia ser

expressa como 25,520,01; 25,520,02; 25,520,03; etc. O número que vem depois do

sinal é denominado desvio avaliado ou erro absoluto, e por convenção corresponde à

menor divisão da escala do instrumento de medida dividida por dois. Em instrumentos

digitais, o desvio é a própria sensibilidade do instrumento. Por exemplo, no caso de uma

medida realizada numa balança digital de sensibilidade igual a 0,01g, a massa medida

foi de 5,35g. Portanto, a forma correta de anotar este resultado é (5,350,01)g.

Quando o valor contendo o desvio avaliado é anotado, por exemplo, 25,520,01,

estamos fornecendo mais informações para o leitor do que anotando simplesmente o

valor observado (25,52), pois se leva em consideração a precisão do instrumento de

medida.

g) Estimativa dos Erros Experimentais:

Em geral, é difícil avaliar a exatidão de uma medida. Naturalmente, se

conhecermos o valor verdadeiro (ou valor aceito ou valor teórico), poderemos calcular

facilmente o erro, que geralmente é expresso em porcentagem.

Se o valor teórico não for conhecido, deve-se medir várias vezes e por diferentes

métodos a mesma grandeza, para se ter uma idéia da exatidão. A reprodutibilidade de

uma medida usando sempre o mesmo método permite avaliar a precisão da mesma. Por


26

meio de tratamento estatístico adequado dos resultados calcula-se o chamado desvio

padrão das medidas.

h) Representação dos Dados Experimentais:

Partindo-se do princípio de que todos os resultados foram obtidos, resta-nos

trabalhar os dados, lançando-os em gráficos, relacionando-os por meio de equações

matemáticas, comparando-os com valores teóricos conhecidos, dando, de maneira justa

e clara, uma forma final para a atividade. Os gráficos apresentam muitas vezes

vantagens, exibindo pontos de máxima, de mínima, inflexões ou outras características

que podem passar despercebidas nas equações e nas tabelas. O traçado de um gráfico

deve observar os seguintes detalhes:

h.1) Escolha apropriada das escalas, tanto das ordenadas quanto das abscissas, de modo

que a figura fique bem distribuída e os pontos possam ser facilmente localizados.

Quando o valor inicial de uma medida for alto quando comparado ao acréscimo que

cada um de seus valores sofrerá na seqüência, o gráfico pode começar “quebrado” no

eixo em que a variável for lançada.

h.2) As escalas devem trazer a identificação da variável, juntamente com suas unidades

correspondentes. Deve-se colocar na abscissa (eixo x) a variável independente,

acompanhada de sua unidade, e na ordenada (eixo y), a variável dependente e sua

unidade.

h.3) A curva deve passar o mais próximo possível de todos os pontos constantes no

gráfico, sendo desnecessário que ela passe por todos eles. Uma vez localizado o ponto

no gráfico, costuma-se fazer um círculo em volta do mesmo, a fim de que não seja

esquecido ao se traçar a curva. Um exemplo de gráfico é mostrado na Figura 2.2.


27

Figura 2.2. Curva de calibração para análise de vitamina C.

As anotações obtidas dos experimentos poderão permitir uma análise qualitativa

ou quantitativa. Por exemplo, colocando-se em contato determinadas substâncias,

algumas das manifestações esperadas numa reação química poderão ser observadas:

- eliminação de um gás;

- formação de um precipitado;

- mudança de cor e aspecto;

- absorção ou liberação de energia.

Essas manifestações são apenas qualitativas; sabe-se que a reação química

aconteceu se uma ou mais de uma dessas manifestações aconteceu.

Quando, entretanto, o experimento envolver a coleta de dados numéricos,

caracteriza-se uma análise quantitativa, neste caso alguns passos deverão ser cumpridos

para que a análise e conclusão possam ser executadas satisfatoriamente.

MATERIAIS E MÉTODOS

Materiais e reagentes:

Funil de vidro, papel de filtro, suporte universal, anel ou argola, 2 béqueres de

100 mL, bastão de vidro, bureta, suporte para bureta, erlenmeyer de 100 mL, balança,

vidro de relógio, espátula, proveta de 50 mL, pipeta volumétrica de 10 mL, balão

volumétrico de 25 mL, pipeta graduada, pêra de borracha, líquido X.


28

1) Medidas de volume e utilização da pêra:

Figura 2.3. Usando a pêra de borracha para pipetar um líquido.

a) Com o auxílio de uma pipeta graduada e de uma pêra, meça 10 mL de água destilada

contida no béquer e transfira para um erlenmeyer de volume apropriado.

b) Meça o volume contido no erlenmeyer preparado na letra a utilizando uma pipeta

volumétrica. Compare os resultados obtidos. Eles são coincidentes? Justifique.

c) Utilizando garras, prenda uma bureta de 50 mL a um suporte universal.

d) Medir a quantidade máxima de água que um tubo de ensaio pode conter utilizando

um béquer, uma proveta e uma bureta. Compare os resultados obtidos. Eles são

coincidentes? Por que?

e) Com o auxílio de um béquer, preencha uma bureta com água destilada. Acerte o zero.

Deixe escoar 10 mL de água para um erlenmeyer, depois verta em cada uma das

vidrarias abaixo e anote a capacidade, juntamente com os respectivos desvios:

1- Bureta 2- Proveta 3- Pipeta graduada.


29

f) Meça 50 mL de água numa proveta e transfira-a quantitativamente para um balão

volumétrico de 50 mL. Os resultados são coincidentes? Porque?

2) Utilização da balança para pesar sólidos:

a) Utilizando um almofariz com pistilo, triture bastões de giz branco (CaSO4) até a

completa pulverização do mesmo.

b) Utilizando a balança disponível e com o auxílio de um vidro de relógio e uma

espátula, pese 0,300 g do giz pulverizado. Anote o valor da massa pesada, com o

respectivo desvio.

c) Transfira o CaSO4 pesado para um béquer e adicione, com o auxílio de uma proveta,

25 mL de água destilada. Agite a mistura com um bastão de vidro.

d) Guarde essa mistura para o próximo procedimento.

e) Classifique essa mistura como homogênea ou heterogênea.

3) Realizando uma filtração simples: processo de separação de uma mistura

heterogênea sólido-líquido.

a) Faça uma montagem para a realização de uma filtração simples utilizando o seguinte

material: suporte universal, argola ou garra, funil de haste longa, papel de filtro dobrado

corretamente e béquer.

b) Filtre a mistura de CaSO4 e água preparada anteriormente.

c) Liste o material necessário para a realização de uma filtração a vácuo e explique qual

a vantagem de sua utilização.

4) Determinação da densidade de uma solução desconhecida.

a) Medir a massa de dois béqueres de 25 mL. Numerar e anotar corretamente as massas.

Adicionar a um deles 10 mL de um líquido desconhecido (X) medido com uma pipeta

graduada e no outro adicionar 10 mL do líquido medido no próprio béquer. Usando a

tabela abaixo, tente identificar o líquido em termos de sua densidade. Relacionar sua

identificação com a precisão dos aparelhos utilizados nas suas medidas. Sugira outras

propriedades físicas que possam ser utilizadas para a identificação do líquido.


30

Tabela 2.2. Propriedades físicas de algumas substâncias.

Substância Temperatura

de fusão / C

Temperatura

de ebulição /

C

Solubilidade

em água

Densidade /

g mL1

acetona -95 56 solúvel 0,79

tetracloreto de

carbono

-23 76,5 insolúvel 1,59

etanol -112 78 solúvel 0,79

água 0 100 --------- 1,00

benzeno 5,5 80,1 insolúvel 0,88

*LIMPEZA DO MATERIAL

É importante que TODOS se habituem a limpar o material de vidro logo após o

término do experimento, enquanto a natureza do resíduo é conhecida. O material de

vidro após o uso, deve ser lavado com água e detergente com o auxílio de uma escova.

Depois de bem enxaguado com água da torneira, enxaguar três vezes com água

destilada. Depois de lavado, o vidro deve permitir o escoamento de água sobre sua

superfície, sem formar gotas, que indicam a presença de matéria gordurosa.

QUESTIONÁRIO

1) Entre as medidas abaixo, qual é a mais precisa e a menos precisa? Justifique.

a) (2,50,1) g b) (3,000,01) g c) (1,80,5) g

2) Todos os aparelhos abaixo relacionados possuem capacidade para medir 50 mL:

pipeta graduada, cuja sensibilidade é 0,1 mL; pipeta volumétrica; bureta cuja menor

graduação é 0,1 mL; proveta, cujo desvio avaliado é 0,5 mL; e béquer, cuja menor

divisão é 5 mL. Qual vidraria é a mais adequada para ser usada para medir:

a) 10,0 mL

b) 20,00 mL

c) 25,000 mL


31


1- J. B. Russel, Química Geral, 2a. Ed., Makron Books, São Paulo, 1994.

2- O. A. Ohlweiler, Química Analítica Quantitativa, 3a. Edição, Livros Técnicos e

Científicos Editora, São Paulo, 1987.

3- F. Leite, Validação em Análise Química, 3ª edição, Editora Átomo, Campinas - SP,

1998, p.37-38.

4- M. H. S. De Souza, W. Spinelli, Guia Prático para Cursos de Laboratório, 1ª edição,

Editora Scipione, São Paulo - SP, 1997.

5- T. L. Brown, H. E. J. Lemay, B. E. Bursten, Química – A Ciência Central, 9ª edição,

Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005.

6- F.A. Betthelein, J.M. Landsberg, Laboratory Experiments for General, Organic and

Biochemistry, Fourth edition, Hartcourt College, 2000.


32

EXPERIMENTO 3

Princípios de Reatividade

Objetivo: Conhecer e representar, através de equações, os tipos de reações químicas

mais comuns.

Introdução

Os químicos já investigaram centenas de milhares de reações e outras milhares

esperam ser investigadas. Reação química é uma transformação em que uma espécie de

matéria, ou mais de uma, se transforma em uma nova espécie de matéria ou em diversas

novas espécies de matéria. As mudanças que ocorrem em qualquer reação envolvem,

simplesmente, a reorganização dos átomos (lei da conservação da massa - Lavoisier).

Pode-se representá-la usando a equação química equilibrada, que mostra as

quantidades relativas dos reagentes (substâncias que se combinam na reação) e dos

produtos (substâncias que se formaram). Esta relação entre as quantidades dos reagentes

e produtos químicos é a estequiometria, e os coeficientes das fórmulas, na equação

equilibrada, são os coeficientes estequiométricos.

Numa equação química indicam-se os estados físicos dos reagentes e produtos.

O símbolo (s) indica sólido, (g) indica gás e (l) líquido.

As reações químicas podem ser divididas em dois grupos: a) reações químicas

em que há transferência de elétrons e b) reações químicas em que não há transferência

de elétrons. Conforme sua natureza podem ainda serem classificadas como reações de:

síntese, decomposição ou análise, deslocamento ou simples troca, dupla troca, oxidação-

redução, exotérmicas e endotérmicas.


33


Materiais

Bico de Bunsen, tubos de ensaio, termômetro, pinça de madeira, bastão de vidro,

papel de filtro, pipeta de 10 mL.

Reagentes e indicadores

Fita de magnésio, ácido clorídrico concentrado, solução de hidróxido de amônio,

solução de cloreto de sódio 1% m/v, solução de nitrato de prata 1% m/v, solução de

ácido clorídrico 1 mol/L, solução de hidróxido de sódio 1 mol/L, cloreto de amônio.

PROCEDIMENTOS

a) Síntese do Cloreto de Amônio: na capela, com um conta-gotas, adicionar 1 mL de

HCl concentrado em um tubo de ensaio. Em outro tubo adicionar a mesma quantidade

de hidróxido de amônio concentrado. Mergulhar a ponta de um bastão de vidro no tubo

com HCl. Aproximar esta ponta até 1 cm acima da superfície da solução de hidróxido

de amônio sem tocá-la. Observe. Forma-se uma suspensão de cloreto de amônio

dispersa no ar.

Equação química:

Obs.: A amônia é obtida pela decomposição do hidróxido de amônio, conforme

representado abaixo:

NH4OH(aq) → H2O(liq) + NH3(g)

b) Deslocamento de Hidrogênio: em um tubo de ensaio contendo cerca de 1 mL de

uma solução de HCl 1 mol/L adicionar um pedaço de fita de magnésio de

aproximadamente 0,5 cm. Observar o que ocorre.

Equação química:

c) Reação de Dupla Troca: adicione em um tubo de ensaio 1 mL de NaCl 1 % m/V e,

em seguida, adicione 1 mL de AgNO31 % m/V. Observar o que ocorre.


34

Equação química:

d) Reação Exotérmica /Neutralização Ácido-Base: adicione em um tubo de ensaio 1

mL de HCl a 1 mol/L e com o auxílio de um termômetro meça a temperatura da solução

e, em seguida, adicione a mesma quantidade de NaOH a 1 mol/L e meça a temperatura.

Equação química:

e) Reação Endotérmica/ Dissolução de NH4Cl: adicione 2 mL de água destilada em

um tubo de ensaio e anote a temperatura. Acrescente, ao tubo de ensaio,

aproximadamente 200 mg de cloreto de amônio e anote novamente a temperatura.

Equação química:

QUESTIONÁRIO

1) Cite um exemplo de reação química que ocorre no seu dia a dia.

2) Quais as evidências que indicam a ocorrência de reações químicas?

3) O que é um precipitado?

4) Defina o que é uma reação de neutralização.

5) Quais das reações efetuadas podem ser classificadas como reações de oxirredução?

Reescreva-as, identificando em cada reação os números de oxidação de reagentes e

produtos, a espécie oxidante e a redutora.

6) Explique o que é fenômeno físico e fenômeno químico.

7) Qual é a fórmula da fenolftaleína e do tornassol?


l- Voguel, A . I; Química Analítica Qualitativa, 5a Edição, Editora Mestre Jou, São

Paulo, 1981.

2- http://www.iq.unesp.br


35

EXPERIMENTO 4

Reações Químicas

Objetivo:

-Conhecer alguns tipos mais comuns de reações químicas e fazer a comprovação de sua

ocorrência e caracterizações.

-Enfatizar as diferentes reatividades (estabilidades) apresentadas por diferentes

substâncias em função de suas estruturas moleculares.

Introdução

O fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s) é

chamado de reação química. A equação química é uma representação simplificada da

transformação ocorrida, envolvendo as substâncias transformadas (reagentes), as

substâncias produzidas (produtos), o estado físico dos reagentes e produtos e as

condições (temperatura, pressão, solventes, eíc.) nas quais a reação se processa. A

equação deve ter a massa e as cargas devidamente balanceadas. A equação química

pode ser escrita nas formas: molecular, iônica ou iônica simplificada.

Exemplos:

BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) BaSO4(s) + 2NaCl(aq) (Equação molecular)

Ba2+

(aq) + 2 Cl(aq) + 2Na

+(aq) + SO4

2(aq) BaSO4(s) + 2Na

+(aq) + 2Cl

(aq)

(Equação iônica)

Ba2+

(aq) + SO42

(aq) BaSO4(s) (Equação iônica simplificada)

Cada reação química exige condições próprias que devem ser satisfeitas para que

ela ocorra. Uma condição comum a todas as reações químicas é que, sendo responsáveis

pela transformação da matéria, todas obedecem ao princípio da conservação das

massas.


36

Para a identificação de soluções são realizadas reações que produzem efeitos

macroscópicos visíveis (mudança de cor, formação de precipitado, evolução de gás) ou

percebidos pelo olfato.

Exemplos:

(a) Reações em que há mudança de coloração:

Fe3+

(aq) + 6SCN

(aq) [Fe(NCS)6]3-

(aq)

(amarelo) (incolor) (vermelho)

(b) Reações em que há formação de precipitado (sólido), ou seja, formação de uma

substância insolúvel no meio (estas reações são chamadas reações de precipitação):

Ag+(aq) + Cl (aq) AgCl(s)

(c) Reações em que há desprendimento de gás, em geral com cheiro característico:

S2

(aq) + 2H+ (aq) H2S(g)

(d) Reações que envolvem absorção ou emissão de luz e/ou calor

2AgCl(s) 2Ag(s) + Cl2(g)

As reações químicas pertencem a dois grupos principais:

1) Reações químicas em que há transferência de elétrons (oxi-redução);

2) Reações químicas em que não há transferência de elétrons.


Materiais

Tubos de ensaio; béquer de 1 L (1); tubos de vidro resistente (2 cm de diâmetro

e 23 cm de comprimento) (1); garra (1); vidros de relógio pequenos (2); espátula

metálica (1); pinça metálica (1) e pinça de madeira(1); suporte para tubo de ensaio (1);


37

bastão de vidro (1); mufa (1); palitos de madeira; conjunto para aquecimento (tripé, bico

de gás, tela de amianto, fósforos).


Ácido sulfúrico 0,1 mol.L1

(2mL); dióxido de manganês (0,2g); clorato de

potássio (1g); magnésio em fita (0,03g); peróxido de bário (0,5g); sódio metálico (0,5g);

solução de hidróxido de amônio 0,5 mol.L1

(2mL); solução de sulfato de cobre 0,1

mol.L1

(1 mL); solução de permanganato de potássio 0,02 mol.L1

(2mL); solução de

nitrato de prata 0,5 mol.L1

; solução alcoólica de fenolftaleína 1% m/v (1mL); solução

de iodo em etanol 0,1% p/v(2 mL); Ácido clorídrico 0,1 mol.L1

; palha de aço;

hidróxido de sódio 0,1 mol.L1

.

PROCEDIMENTOS

Procedimento 1

-Observe um pedaço de fita de magnésio de cerca de 2 cm de comprimento e anote suas

características físicas.

-Segure a fita por uma das extremidades com auxílio de uma pinça.

-Aqueça a outra extremidade da fita na chama de um bico de gás.

-Assim que observar o início de uma reação, afaste o conjunto da chama mantendo-o ao

ar sob um vidro de relógio de modo a recolher o pó formado. Interprete.

Procedimento 2

-Em um tubo de ensaio, coloque 1 mL de solução 0,l mol.L1 de Cu

2+.

-Adicione, gota a gota (20 gotas), pequena quantidade da solução de hidróxido de

amônio (0,5 mol.L1). Observe e anote o resultado.

-A seguir, adicione maior quantidade da solução de hidróxido de amônio até que haja

nova transformação. Anote o resultado e interprete.


38

Procedimento 3

-Coloque 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio.

-Adicione 1 gota de solução de fenolftaleína.

-Adicione 5 gotas de ácido clorídrico 0,1 mol.L1. Agite.

-Adicione gota a gota a solução de hidróxido de sódio 0,1 mol.L1. Observe e explique o

ocorrido.

Referências

1. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ -

Projetos de Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979).

2. Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo J.G.; "Química Básica

Experimental; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981).

QUESTIONÁRIO

1) Qual é a diferença entre reação e equação química?

2) Balanceie as seguintes equações químicas:

a) MnO4

(aq) + Br (aq) + H

+ (aq) Mn

2+ (aq) + Br2 (l) + H2O(l)

b) Fe3+

(aq) + Sn2+

(aq) Fe2+

(aq) + Sn4+

(aq)

c) Cu(s) + HNO3 (conc.) Cu(NO3)2+ NO (g) + H2O(l)

d) Cl2(g) + KI (aq) KCl(aq) + I2(s)

e) HgCl2(aq)+SnCl2(aq) SnCl4(aq)+Hg2Cl2(s)

3) Reescreva as equações iônicas correspondentes as reações químicas dos itens c, d e e

do exercício anterior.

4) Que função tem o peróxido de hidrogênio na reação de descoramento do

permanganato de potássio em meio ácido?


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EXPERIMENTO 5

Ensaios na Chama do Bico de Bunsen

Objetivo: Desenvolver habilidade no manuseio do bico de Bunsen. Demonstrar

experimentalmente conceitos teóricos do modelo de Bohr.

Introdução:

O bico de Bunsen é um dispositivo utilizado no laboratório como fonte de calor

para diversas finalidades, como: aquecimento de soluções, estiramento e preparo de

peças de vidro, entre outros. Possui como combustível normalmente G.L.P (consiste de

uma mistura de hidrocarbonetos contendo principalmente butano e propano) e como

comburente oxigênio do ar atmosférico que em proporção otimizada permite obter uma

chama de alto poder energético. Quando entra em combustão com o oxigênio do ar

resulta na liberação de energia térmica:

CnH2n+2 + (3n+1)O2 → nCO2 + (n+1)H2O + calor

O queimador de gás ou bico de Bunsen é composto por: tubo, base, anel de

regulagem, mangueira de gás.

Ao abrir a válvula de gás, este adentra pela canalização do bico onde passa

posteriormente por um pequeno orifício (giclê). Nesse ponto o gás se espalha pela

coluna vertical do bico de Bunsen é o ar da vizinhança que penetra nesta coluna pela

janela lateral formando assim a mistura reacional combustível-comburente. Quando um

fósforo aceso é aproximado da extremidade superior do bico de Bunsen, o calor cedido

pela chama do fósforo provoca o início da reação de combustão, a partir daí a reação se

mantém sozinha, pois o calor que ela mesma gera é suficiente para mantê-la. Uma

chama é sempre um sistema reacional de não equilíbrio. A ocorrência da combustão

completa do gás vai depender da proporção estabelecida para a mistura reacional da

regulagem da entrada de ar (anel de regulagem).

A temperatura da chama do bico de Busen varia com a proporção dos reagentes

e com sua posição no interior da chama. A presença de fuligem deixa a coluna

incandescente (avermelhada-amarelada) e indica que a proporção entre o comburente

(oxigênio) e o combustível (hidrocarbonetos) não está próxima da estequiométrica.

Para que ocorra a combustão completa (evitando a fuligem e obtendo mais calor)

é necessário o ajuste do anel do metal que atua como misturador (entrada de ar).

Girando esse anel, pode-se abrir e fechar o orifício lateral do bico de Bunsen regulando

assim a proporção combustível/comburente até que a chama fique quase totalmente


40

azulada e pouco luminosa, a qual é um indicador da reação ocorrer praticamente

estequiométrica.

Figura 3.1: Bico de Bunsen e as diferentes regiões de uma chama

A região mais quente da chama é a região denominada “cone externo: 1560oC”

que fica localizada acima localizada acima do extremo superior do “cone interno”.

Nestas regiões ocorre a mistura mais ideal entre o comburente e o combustível.

A regulagem do ar deve ser feita de forma que toda a chama fique azul, exceto

numa pequena região localizada no topo do “cone” interno que deve ficar levemente

amarelada. Neste ponto, se você deixar entrar mais ar pelo anel de ajuste a ponta do

cone interno fica azul e começa a ficar irregular, espalhando-se um pouco e oscilando; a

chama começa a “soprar” (faz um ruído, como um sopro) e torna-se instável (apaga com

facilidade).

Devido ao giclê ser um orifício de fina espessura o bico de Bunsen assegura que

a chama fique localizada apenas na sua extremidade externa, impedindo assim que o

sistema apresente riscos de explosão.


41

Zonas da Chama:

-Zona Oxidante ou zona externa: região violeta pálida, quase invisível, onde os gases

sofrem combustão total. Região muito quente capaz de atingir a temperatura de 100oC.

Localiza-se acima da zona redutora (onde ocorre a queima completa do gás).

-Zona Redutora ou intermediária: região luminosa onde os gases sofrem combustão

incompleta por deficiência de oxigênio. Região pouco quente localizada acida da zona

neutra na forma de um pequeno cone azul (onde se inicia a queima do gás).

-Zona Neutra ou interna: zona limitada por uma "casca azulada", onde os gases ainda

não sofreram combustão. Região fria, próxima da boca do tubo (onde não ocorre a

queima do gás)

Na chama, os cátions de sais voláteis transformam-se em átomos livres. Estes

absorvem e depois emitem radiação eletromagnética com comprimentos de onda que

correspondem às transições entre os níveis de energia dos átomos.

A cor é decorrente destas transições eletrônicas, em espécies de vida curta, que

se formam momentaneamente na chama, que é rica em elétrons. Por exemplo, no caso

do sódio, os íons são temporariamente reduzidos a seus átomos.

Na+ + elétron → Na

A linha D do sódio, na realidade um dupleto com máximos em 589,0 nm e 589,6

nm, decorre da transição eletrônica 3s1→ 3p

1, num átomo de sódio formado na chama.

Pode-se identificar a cor que um determinado cátion apresenta em solução, pela

cor que a chama apresenta em contato com uma amostra dessa solução.

Estes ensaios são feitos utilizando-se um fio de platina, níquel-crômio (materiais

inertes) ou um bastão de vidro com um algodão e a chama oxidante de um bico de

Bunsen, da seguinte maneira: toca-se com o fio a solução cujo cátion quer se identificar

e coloca-se a ponta do fio na região mais fria da chama oxidante. A prova será positiva

se a chama azulada mudar de cor. Caso se trate de substância sólida, na qual se pretenda

identificar o sódio ou qualquer outro íon, convém primeiro, tocar o fio em ácido

clorídrico diluído (6 molar) e, em seguida, tocar a substância.


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Materiais

Bico de Bunsen, alça de níquel-crômio, bécker, pipeta graduada e bastão de

vidro, vidro-relógio.

Reagentes

Água destilada, cloreto de sódio, cloreto de ferro, cloreto de cobalto, cloreto de

estrôncio, cloreto de bário, cloreto de cobre, cloreto de magnésio e ácido clorídrico.

PROCEDIMENTOS

Procedimento 1:

1- Acender o bico de Bunsen e verificar o que acontece quando se varia a quantidade de

ar que entra através do anel de regulagem (ar primário).

2- Descrever o que se observa quando o anel é fechado ou aberto por completo.

(Observar a cor da chama, fazer desenhos das mesmas e observar a formação e

coloração da fumaça.) Explicar os fatos observados.

Procedimento 2:

Cada um dos grupos será responsável pela preparação de uma das seguintes soluções,

segundo a ordem:

a) Solução de cloreto de sódio;

b) Solução de cloreto de ferro;

c) Solução de cloreto de cobalto;

d) Solução de cloreto de estrôncio;

e) Solução de cloreto de cobre;


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f) Solução de cloreto de bário;

g) Solução de cloreto de magnésio;

i) Solução contendo um sal desconhecido (um dos sais acima descritos);

1- Primeiramente pesar 50 mg do sal em estudo utilizando-se um bécker de 10 mL.

2- Utilizando-se uma pipeta graduada adicionar 4 mL de água destilada ao bécker

contendo o sal anteriormente pesado. Calcule a concentração em g.L-1

e mol.L-1

.

3- Mergulhar a alça de níquel-crômio na solução em questão levando à chama do bico

de bunsen em seguida. Descreva o que foi observado e explique o ocorrido usando a

teoria de Bohr.

4- As soluções serão trocadas entre os grupos de modo a todos realizarem os testes de

chama.

5- Por comparação tentar caracterizar o íon metálico presente no sal desconhecido.

Cátion Sódio Ferro Cobalto Estrôncio Bário Cobre Magnésio Sal

desconhecido

Coloração

da chama

Obs.: Para a realização do teste deve-se primeiro limpar o fio antes de se testar cada

espécie de cátion. A limpeza é feita com uma solução de ácido clorídrico 6 molar.

Deve-se mergulhar o fio nessa solução e em seguida levá-lo à chama, conduzindo-o

lentamente à margem da zona redutora até que a presença do fio não cause nenhuma

coloração à chama.

Referências

1) Trindade, D.F. et al; Química básica experimental. Ícone editora. São Paulo,1998.

2) Vogel, A; Basset, J; Denney, R. C.; Jefery,G. H. e Mendham, J.; VOGEL -Análise

Inorgânica Qualitativa, Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro, 1981.


44

EXPERIMENTO 6

Estequiometria de Reações Químicas

Objetivo: Determinar a estequiometria da reação entre os íons cobre(II) e hidróxido ou entre

os íons prata(I) e cloreto.

Introdução

A fórmula química de uma substância indica a espécie e o número relativo dos

átomos que se combinam para formar a substância, enquanto as equações químicas

indicam as substâncias que reagem e as que são produzidas, bem como a relação molar

das mesmas na reação.

Em condições idênticas, uma reação química obedece sempre às mesmas

relações ponderais, ou seja, obedece a uma determinada estequiometria. A

estequiometria, portanto, relaciona-se com as informações quantitativas que podem

ser tiradas de uma reação química. Havendo excesso de um dos reagentes, este excesso

não reage, podendo ser recuperado.

Um método simples para determinar a estequiometria de uma reação é o método

das variáveis contínuas. Consideremos a sua aplicação no caso de 2 substâncias “A” e

“B” (que podem ser moléculas ou íons) que reagem formando o composto AxBy.

x A + y B AxBy (equação 1)

O problema consiste em determinar os valores de x e y. Para isso, devem ser

efetuados diversos ensaios, misturando-se quantidades variáveis de A e B, de tal modo

que a soma das concentrações iniciais de A e B na mistura seja sempre a mesma

(mesmo número de mols total de A e B, para um mesmo volume final de mistura, em

todos os ensaios). A quantidade de produto que se forma em cada ensaio deve ser

medida, por meio de algum processo adequado.

O método consiste, portanto, em se verificar em qual dos ensaios se obtém a

maior quantidade de produto. A relação entre os números de mols de A e B usados neste


45

ensaio nos dá a relação entre x e y. No caso particular da equação 1, este resultado nos

fornece, também, a fórmula do composto AxBy.

O método das variáveis contínuas é de aplicação ampla, podendo ser usado para

diferentes tipos de sistemas. Assim, no caso em que se forma um produto gasoso, pode-

se medir o volume de gás obtido; se a reação é exotérmica, pode-se determinar a

quantidade de calor liberada; em outros casos, pode-se utilizar uma série de métodos

instrumentais, em que mede a variação de alguma propriedade físico-química do

sistema, por exemplo: medidas calorimétricas, potenciométricas, condutimétricas, etc.

Outro aspecto da estequiometria é a determinação de uma quantidade

desconhecida de um reagente. Neste caso, este reagente deve reagir totalmente com um

outro, cuja quantidade gasta pode ser determinada. Através da quantidade de reagente

gasta pode-se, então determinar a quantidade do produto que se forma. As técnicas

frequentemente empregadas são: volumetria (titulação) e gravimetria (pesagem de

sólidos, precipitados).


Tubos de ensaio, bateria para tubos de ensaio, pipetas de 10 mL, bastão de vidro,

régua, solução 0,5 M do reagente A, solução 0,5 M do reagente B.

PROCEDIMENTOS

Procedimento:

a) Coloque em uma bateria, cinco tubos de ensaio e numere-os.

b) Conforme tabela abaixo, adicione em cada tubo de ensaio as quantidades respectivas

das soluções A e B.


46

Tubo de Ensaio 1 2 3 4 5

Quantidade de Solução (A) 2 mL 4 mL 6 mL 8 mL 10 mL

Quantidade de Solução (B) 10 mL 8 mL 6 mL 4 mL 2 mL

Altura do Precipitado (cm)

c) Com o auxílio de um bastão de vidro, misture cada um dos tubos de ensaio e deixe

decantar por aproximadamente 20 minutos ou use centrífuga.

d) Meça com uma régua a altura do precipitado em cada tubo. Como o produto

formado é pouco solúvel, pode-se, também, filtrar os precipitados formados e pesá-

los (para isso é necessário antes da pesagem lavá-los com água destilada e álcool

etílico e colocá-los na estufa à temperatura de 100-110ºC durante 15 minutos).

e) Com os dados obtidos, construa um gráfico representando na abscissa os volumes

(em mL) das

soluções A e B e na ordenada, a altura dos precipitados (em cm).

f) Com base no gráfico, determine a fórmula mínima do precipitado formado na reação

entre os componentes das soluções A e B.

QUESTIONÁRIO

1) Escreva a equação química desta reação.

1) Cite as causas de erros que podem alterar o resultado da experiência feita. Que outro

procedimento poderia ser adotado para melhoria dos resultados obtidos?

2) Nos tubos 1,2 e 3 quais são os regentes limitantes?

3) Proponha a reação de obtenção do produto Al(OH)3


47

4) Suponha que o composto da solução A possua massa molar igual a 331 g/mol e B

166 g/mol. Qual a massa de B necessária para reagir quantitativamente com 1,0 mol

de A, sabendo-se que B apresenta 80% de pureza? Baseia-se no gráfico obtido pela

experiência.

5) Reagiram-se 10,0 g de NaOH com quantidade suficiente de HCl. Quantos gramas de

cloreto de sódio foram obtidos sabendo-se que o rendimento da reação foi de 75%?

6) Com base no experimento realizado calcule:

a) O número de moléculas em 66,2 g do composto A (massa molar = 331 g/mol).

b) O número de moléculas de B necessárias para reagir com 66,2 g de A.

7) Escreva as equações equilibradas das seguintes reações:

a) Decomposição térmica do sulfeto de alumínio (II).

b) Reação entre a superfície do alumínio metálico e o oxigênio do ar.

8) Quantos mols de NaHCO3 há em 508 g desta substância?

9) O hidróxido de lítio sólido é usado nos veículos espaciais para remover o dióxido de

carbono exalado na respiração. Este hidróxido reage com dióxido de carbono gasoso

e forma o carbonato de lítio sólido além de água líquida. Quantos gramas de dióxido

de carbono podem ser absorvidos por 1,0 g de hidróxido de lítio?

10) O ácido adípico, H2C6H8O4, é material usado na produção de náilon. É preparado

industrialmente pela reação controlada entre o cicloexano (C6H12) e o oxigênio (O2).

2 C6H12 + 5 O2 2 H2C6H8O4 + 2 H2O

a) Vamos imaginar que se faz a preparação a partir de 25,0 g de cicloexano com excesso

de oxigênio. Qual a produção teórica da formação do ácido adípico?

b) Se forem obtidos 33,5 g de ácido adípico, qual é o rendimento percentual da reação?


48

11) A aspirina se forma na reação entre o ácido salicílico e o anidrido acético. Se forem

misturados 100 g de cada reagente, qual a massa máxima de aspirina que se pode

obter?

12) Quatro grupos de estudantes, num laboratório de química geral, estudam as reações

entre soluções de haletos de metal alcalino e solução de nitrato de prata.

GRUPO A: NaCl GRUPO B: KCl GRUPO C: NaBr GRUPO D: KBr

Cada grupo dissolve em água 0,0040 mol do sal que lhe cabe e depois adiciona

diferentes massas de nitrato de prata à solução. Depois, cada grupo recolhe o haleto de

prata precipitado na reação e pesa. Faça um gráfico mostrando a quantidade de produto

formado em função da quantidade de Nitrato de Prata adicionada.

a) Explique a razão dos dados dos grupos A e B estarem sobre uma mesma curva e os

dados dos grupos C e D sobre outra.

b) Escreva a equação iônica equilibrada das reações observadas pelos grupos A e D.

Referências Bibliográficas

1) Russel J. B. Química Geral, 2ª Edição, Editora Makron Books do Brasil, São Paulo,

1994, v. 1, p. 51.

2) Brown, T. L, LeMay, H. E. Jr., Bursten, B. E. Química - Ciência Central, 7ª Edição,

Editora LTC, Rio de Janeiro, 1999.

3) Kotz, C. J., Treichel, P. Jr. Tradução de Horácio Macedo, Química & Reações

Químicas, 3ª Edição, Editora LTC, v. 1, 1998, p. 134.


49

EXPERIMENTO 7

Síntese do Carbonato de Zinco

Objetivo: Síntese, caracterização e cálculo do rendimento do carbonato de zinco.

Introdução:

O carbonato de zinco está presente na natureza no mineral espato de zinco. A

fórmula molecular é ZnCO3. Este composto é usado em cerâmicas, em borracha e

plástico a prova de fogo. Também é usado em loções, pomadas, cosméticos e como

anticéptico tópico.

É um sólido branco cristalino; de estrutura ortorrômbica; densidade de 4,389

g/cm3; decompõe a 300ºC formando oxido de zinco; é praticamente insolúvel em água,

10 mg/L a 15ºC; solúvel em ácidos, bases e em soluções de sais de amônia.


Balança, bastão de vidro, bécker, vidro de relógio, papel de filtro quantitativo,

funil de vidro, suporte, espátula, tubo de ensaio, fusiômetro.

Reagentes:

Cloreto de zinco, bicarbonato de sódio, solução diluída de ácido clorídrico e

agua destilada.

PROCEDIMENTOS

O Carbonato de Zinco é preparado pela reação de bicarbonato de sódio com um

sal solúvel de zinco como o cloreto de zinco:

ZnCl2 + NaHCO3 ZnCO3 + NaCl + HCl


50

1. Misture uma solução de cloreto de zinco (0,1 mol/L) a uma solução de bicarbonato

de sódio (0,1 mol/L). Observe o que ocorre. Seque o precipitado.

2. Colocar uma ponta de espátula de carbonato de zinco sintetizado no item anterior,

em um tubo de ensaio e adicionar 5 gotas de uma solução de ácido clorídrico

diluído. Anotar suas observações e correspondente reação.

QUESTIONÁRIO

1) Identifique através de cálculos o reagente limitante. (massa do precipitado ZnCO3 =

0,05 g)

2) Calcular o rendimento teórico e prático para esta síntese.

3) Medir a temperatura de fusão

Referências:

1. Patnaik, Pradyot; Handbook of inorganic chemicals, McGraw-Hill, New York,

2003.

2. S. Zhang, H. Fortier and J. R. Dahn. Characterization of zinc carbonate hydroxides

synthesized by precipitation from zinc acetate and potassium carbonate solutions.


51

EXPERIMENTO 8

Eletroquímica

Objetivo: Entender o processo redox.

Introdução

As reações que envolvem transferência de elétrons são conhecidas como reações

de oxirredução ou reações redox.

Para investigarmos a eletroquímica, precisaremos inicialmente ampliar a

compreensão dessa classe de reações e definir alguns termos relevantes. A oxidação é a

perda de elétrons de alguma espécie química, enquanto a redução é o ganho de elétrons.

Nesse meio tempo, você perceberá que os elétrons não podem simplesmente ser

“perdidos”. Eles têm que ir a algum lugar para manter a conservação de carga e matéria.

Esse processo leva diretamente a um dos mais importantes princípios da química redox:

os elétrons “perdidos”devem sempre ser “ganhos” na redução simultânea de alguma

outra espécie. Em outras palavras, não podemos ter oxidação a não ser que também

tenhamos redução.


01 Tubo de ensaio 01 Erlenmeyer

01 Fio de cobre Nitrato de prata (0,01 mol/L)

Água Bécker

250 mL de Água 15g de NaCl

Papel Alumínio Peça de Prata oxidada

PROCEDIMENTOS

Procedimento 1:

-Preparar uma solução aquosa de nitrato de prata

-Colocar o fio de cobre na solução de nitrato de prata


52

-Descreva o observado

Procedimento 2:

-Aqueça 250ml de água até ferver e dissolva 15g de NaCl na água até formar uma

solução!

-Pegue o bécker e forre toda a sua parte interna com o Papel Alumínio, e despeje a

solução dentro desse bécker

-Mergulhe a peça inteira na solução e espere um tempo. Para agilizar, você pode

amarrar uma linha fina na peça e ficar girando ela dentro da solução, aumentando o

contado e consequentemente a velocidade da reação.

-Descreva o observado

QUESTIONÁRIO

1) O que foi observado macroscopicamente?

2) O que aconteceu quimicamente?

3) Quais as semi-reações envolvidas nos procedimentos 1 e 2?

4) Qual a reação redox global?

5) Quais são os redutores e oxidantes? E os reduzidos e oxidados?


53

EXPERIMENTO 9

Equilíbrio Químico

Objetivo: Neste experimento, o aluno fará a caracterização do estado de equilíbrio de

sistemas químicos e a verificação experimental do princípio de Lê Chatelier.

Introdução

Em um sistema químico reversível, podemos considerar como reagentes ou

como produtos as espécies colocadas à direita ou à esquerda da equação. Isto depende

da escolha do experimentador. Assim, na reação do iodo com hidrogênio:

H2 + I2 2 HI Velocidade 1 (V1)

2 HI H2 + I2 Velocidade 2 (V2)

ambos podem ser reagentes ou produtos, dependendo do sentido considerado. Por outro

lado, há uma renovação de reagentes e produtos provocada pelo processo inverso e

assim, as reações nunca cessam e o equilíbrio é dinâmico. Dizemos então que um

sistema está em equilíbrio quando a velocidade em um sentido for igual à do sentido

inverso. Este estado de equilíbrio só é possível em sistema fechado, isto é, sem

influência do meio externo.

A natureza dinâmica do equilíbrio pode ser enfatizada pela consideração das

velocidades da reação nos dois sentidos. Assim, no caso do sistema acima, teremos:

V1 = k1 [H2].[I2]

V2= k2[HI]2

No equilíbrio teremos então V1 = V2 :

k1 [H2].[I2] = V2= k2[HI]2

]I[]H[

]HI[

kk

22

2

2

1k


54

O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações tais como a

temperatura, pressão e concentração dos reagentes. Esta alteração pode ser prevista pelo

princípio de Lê Chatelier: "Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o

equilíbrio se desloca no sentido de contrabalançar esta ação".

Ao adicionar iodo no sistema em equilíbrio, a velocidade no sentido direto (v1)

será favorecida. Quando se restabelece o novo equilíbrio, [I2] e [HI] serão mais elevadas

e [H2] será mais baixa, mas K terá o mesmo valor.

A posição de equilíbrio de qualquer sistema é primeiramente orientada por uma

tendência em alcançar o menor estado de energia; e, segundo, pela tendência de

alcançar o maior grau de desordem, ou seja a maior entropia. Estes dois fatores, menor

energia e maior entropia, se equivalem no estado de equilíbrio.


Suporte para tubos de ensaio (1); tubo de ensaio (4); béquer de 50 mL (4), 100

mL (1) e 250 mL (1); tela de amianto (1); tripé (1); bico de Bunsen (1); pinça de

madeira (1); pipeta graduada de 10 mL (4); conta-gotas (1); proveta de 5 mL (1).


Soluções aquosas de: K2CrO4 0,05 mol.L-1

(2 mL); K2Cr2O7 0,05 mol.L-1

(8

mL); NH4OH 0,5 mol.L-1

(2mL); HCl 1 mol.L-1

; NaOH 1 mol.L-1

; Ba(NO3)2 0,5 mol.L-1

(2 mL); Solução alcoólica de fenolftaleína.

PROCEDIMENTOS

Procedimento 1: Caracterização do Estado de Equilíbrio do Sistema Cromato-

Dicromato:


55

Este sistema é utilizado devido à fácil observação do deslocamento, por meio da

diferença de cor do íon cromato - amarelo - e do íon dicromato - alaranjado. Deve-se

observar que mesmo predominando a cor amarela (deslocamento no sentido do íon

cromato) pode existir pequena quantidade de íon dicromato e vice-versa.

2 CrO42-

(aq) + 2 H+

(aq) Cr2O72-

(aq) + H2O(l)

amarelo alaranjado

-No suporte coloque 3 tubos de ensaio. Em dois deles coloque 2 mL de K2Cr2O7

0,05 mol.L-1

(laranja) e no outro coloque 2 mL de K2CrO4 0,05 mol.L-1

(amarelo).

-Faça as reações do item a até c e anote os resultados dos experimentos (variações

macroscópicas).

a) Em um tubo de ensaio contendo íon dicromato, adicione 0,5 mL da solução de NaOH

1 mol.L-1

.

-Compare a cor da solução com a dos outros tubos.

-Anote a variação observada.

b) Adicione, ao mesmo tubo, 1 mL de HCl 1 mol.L-1

.

-Agite e compare novamente com os outros tubos (Leve em consideração a diluição).

-Escreva as equações de reação e anote esta nova variação.

c) No tubo de ensaio contendo K2CrO4 0,05 mol.L-1

, adicione 2 gotas de solução de

Ba(NO3)2 0,5 mol.L-1

.

-Agite e observe se houve formação de precipitado.

-No tubo de ensaio contendo K2Cr2O7 0,05 mol.L-1

, repita o mesmo procedimento.

Observação: A solubilidade do BaCrO4 é de 8,5x10-11

mol.L-1

e BaCr2O7 é solúvel.


56

Procedimento 2: Caracterização do Estado de Equilíbrio do Sistema:

NH3(aq) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH-(aq) H < 0

-Em um tubo de ensaio, adicione 2 mL de água, 3 gotas da solução de amônia 0,5

mol.L-1

e 1 gota de solução de fenolftaleína.

-Despeje esta solução sobre um pano branco e agite ao ar por cerca de cinco minutos.

-Anote as observações.

-Tente explicar, do ponto de vista químico.

QUESTIONÁRIO

1) Escreva as expressões de equilíbrio químico para as reações:

a) 2 CrO42-

(aq) + 2 H+

(aq) Cr2O72-

(aq) + H2O(l)

b) NH3(aq) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH-(aq)

2) Seja um sistema do tipo:

A (alcoólico) + B (alcoólico) 2C (alcoólico) + H2O(l) H > 0

Como o sistema reagiria com:

a) abaixamento da temperatura;

b) aumento da pressão;

3) Qual será a cor de uma solução de dicromato se aumentarmos o pH para

aproximadamente 10?

4) De que maneira poderá um aumento de temperatura afetar os seguintes equilíbrios:

a) H2(g) + Br2(g) 2 HBr(g) +70,291 kJ

b) CO2(g) + 2 SO3(g) CS2(g) + 4 O2(g) -1108,76 kJ


57

5) Imagine o sistema em equilíbrio NH4+

(aq) + OH-(aq) NH3(aq) + H2O(l) em um

frasco fechado. Se o frasco é aberto, desprende-se amônia; fechando-o novamente os

reagentes produzem mais amônia, restabelecendo o novo equilíbrio. Pergunta-se: A

experiência comprova o princípio de Lê Chatelier?

6) Qual é o efeito sobre a concentração de cada substância nos sistemas indicados a

seguir, quando são adicionados os reagentes:

Reação Reagente

adicionado

a) SO2(g) + NO2(g) NO(g) +

SO3(g)

SO2(g)

b) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) CO2

c) H2(g) + Br2(l) 2 HBr(l) H2

8) Quantidades equimolares de H2 e I2 em fase gasosa, à temperatura elevada, foram

colocadas em recipientes separados, mas unidos por uma válvula que controla o fluxo

dos gases. Após a abertura da válvula, esses gases se misturaram e reagiram de acordo

com a equação:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

a) A figura 9.1 ilustra a situação inicial das substâncias H2 e I2 em que cada átomo de

hidrogênio foi representado por • e cada átomo de iodo por o. Complete a figura 9.2

ilustrando uma das situações possíveis do sistema após o estado de equilíbrio ter sido

atingido, estando aberta a válvula. Use o mesmo número de átomos representados na

figura l para garantir a conservação de massa.


58

Referências

1. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica

Experimental";

Ed. Parma Lida., São Paulo (1981).




59

EXPERIMENTO 10

Soluções e Diluições

Objetivo: Nesta experiência, o aluno fará a preparação de soluções e a determinação

qualitativa do pH.

Introdução

Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Nesta, o

componente que existir em menor quantidade é chamado de soluto. Qualquer

substância que forme um sistema homogêneo com a água será considerada uma solução

aquosa.

Um modo simples de saber ou comprovar se uma solução é ácida, neutra ou

básica é através de indicadores, tais como: papel de tornassol ou solução alcoólica de

fenolftaleína (estruturas na Figura l). O papel de tornassol azul em meio ácido adquire

a coloração vermelha e o papel de tornassol vermelho em meio básico adquire a

coloração azul. A solução de fenolftaleína permanece incolor em meio ácido e em meio

básico adquire a coloração rosa.

Figura 10.1: Comportamento da fenolftaleína em meios ácido e básico.


60

No preparo de soluções deve-se obedecer a seguinte sequência:

1- Medir a massa ou volume do soluto correspondente;

2- Dissolver o soluto (se sólido), em um béquer, usando pequena quantidade do

solvente;

3- Transferir, quantitativamente, para um balão volumétrico;

4- Completar o volume com solvente;

5- Homogeneizar a solução;

6- Padronizar a solução preparada, quando necessário;

7- Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados.


Materiais

Balança (1); bureta de 25 mL (1) ou proveta de 5 mL (1); pipeta graduada de 5

mL; béquer de 100 mL (2); bastão de vidro (1); garrafa lavadeira (1); balão volumétrico

de 100 mL (1) e de 250 mL (1); vidro de relógio (1); espátula de porcelana ou plástico

(1); papel indicador de pH (0-14) (2); papel de tornassol vermelho; tubos de ensaio (2).


NaOH(s) (1 g); HCl conc. (d = 1,18 g.mL-1

; 36% em massa ou 12 mol.L-1

) (0,8

mL); solução alcoólica de fenolftaleína (Figura 10.1) 1% m/v (1 mL).

PROCEDIMENTOS

Procedimento 1: Preparação de 100 mL de Solução 0,10 mol.L-1

de NaOH

-Calcule a massa de NaOH necessária para preparar a solução.


61

-Meça a massa de NaOH, usando para isto espátula de porcelana, ou plástico, e vidro de

relógio.

-Coloque o NaOH pesado em um béquer de 100 mL, contendo cerca de 50 mL de água

destilada e dissolva com auxílio de um bastão de vidro.

-Transfira quantitativamente esta solução para um balão volumétrico de 100 mL.

-Mantenha a temperatura igual à do ambiente, com resfriamento e agitação constantes.

-Complete o volume da solução até o menisco de referência.

-Agite o balão volumétrico para homogeneizar a solução.

Procedimento 2: Observação qualitativa do pH

-Transfira uma pequena quantidade (2 mL) da solução de NaOH para um béquer;

-Meça o pH da solução, usando papel indicador universal, e compare o resultado obtido

com os cálculos teóricos;

-Adicione 1 gota da solução alcoólica de fenolftaleína. Observe e anote o resultado.

-Guarde a solução de NaOH em frasco destinado especialmente para isto.

Procedimento 3: Preparação de 100 mL de Solução 0,10 mol.L-1

de HCl

-Calcule o volume de ácido clorídrico concentrado necessário para preparar esta

solução.

-Coloque, aproximadamente, 30 mL de água destilada em um balão de 100 mL.

-Transfira o ácido clorídrico concentrado para um balão volumétrico de 100 mL

contendo um pouco de água destilada.


62

-Adicione, aos poucos, água destilada até completar o volume do balão, ou seja, até o

menisco de referência.

-Agite o balão volumétrico para homogeneizar a solução.

Procedimento 4: Observação qualitativa do pH

-Transfira uma pequena quantidade (2 mL) da solução de HCl para um béquer.

-Mergulhe a ponta de um papel tornassol azul na solução. Observe e anote o resultado.

-Meça o pH da solução usando papel indicador universal e compare o resultado obtido

com os cálculos teóricos;

-Adicione 1 gota da solução alcoólica de fenolftaleína.0bserve e anote o resultado.

- Guarde a solução de HCl em frasco destinado especialmente para isto.

QUESTIONÁRIO

1) O que se entende por dissolução exotérmica? Dê um exemplo.

2) Se uma dissolução é endotérmica (cloreto de amônio em água por exemplo) a solução

se resfria? Por quê?

3) O que se entende por "concentração em quantidade de matéria" de uma solução ?

4) O que se entende por:

a) Substância higroscópica;

b) Substância deliqüescente;

c) Transferência quantitativa do soluto.


63

5) Por que não se deve completar o volume da solução, em um balão volumétrico, antes

desta ser resfriada ?

6) O que indica o teste da fenolftaleína e o que ocorre, em termos da cor da solução, nos

meios ácido e básico?

7) O que ocorre com o papel de tornassol azul mergulhado em uma solução ácida e em

uma solução básica?

8) O que ocorre com o papel de tornassol vermelho mergulhado em solução ácida e em

solução básica?

9) Quais são as massas de hidróxido de potássio que devem ser medidas para preparar

as seguintes soluções:

a) 250 mL de solução 0,10 mol.L-1

b) 2 L de solução 0,25 mol.L-1

10) Que volume de ácido sulfúrico 6 mol.L-1

deve ser tomado para preparar:

a) 500 mL de solução a 0,5 mol.L-1

b) 250 mL de solução a 0,25 mol.L-1

11) Que volume de ácido nítrico concentrado é necessário para preparar 250 mL de

solução a 0,10 mol.L-1

? Dados: HNO3 concentrado: 65% m/m; d=1,5 g.mL-1

.

12) Diluem-se 3,92 g de ácido fosfórico em água até perfazer o volume de 200 mL.

Qual é a concentração em quantidade de matéria da nova solução?

13) Dissolveram-se 56,8 g de sulfato de sódio anidro em água e completou-se o volume

para 1000 mL. Qual é a concentração em quantidade de matéria da solução obtida?


64

Referências



2. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica

Experimental"; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981).

3. Bassett, J.; Denney, R.C.; Jefíery, G.H. & Mendham, J.; "VOGEL - Análise

Inorgânica Quantitativa"; Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro (1981).


65

Anexo I – Classificação dos Produtos Químicos Quanto ao Risco

Os produtos químicos são classificados em nove classes de risco. Dentro de cada

uma pode existir divisões, onde os produtos são agrupados pelo tipo de risco, conforme

abaixo:

Classe 1: Explosivos

Número 1

Subclasses 1.1, 1.2, 1.3

Símbolo: Bomba explodindo (preto)

Fundo: laranja

Número 1.4

Subclasses 1.4

Número 1.5

Subclasses 1.5

Número 1.6

Subclasses 1.6

Classe 2: Gás inflamável, gás não inflamável comprimido e gás tóxico

Número 2.1

Subclasses 2.1

Símbolo: Chama

Preto ou branco

Fundo: vermelho

Número 2.2

Subclasses 2.2

Símbolo: Cilindro para gás

Preto ou branco

Fundo: verde

Número 2.3

Subclasses 2.3

Símbolo: Caveira

Fundo: branco

Classe 3: Líquidos inflamáveis

Símbolo: Chama: Preto ou branco

Fundo: vermelho


66

Classe 4: Sólidos inflamáveis, combustão espontânea e perigosos quando molhados

Símbolo: Chama preto ou branco

Fundo: branco com listas vermelhas

Símbolo: Chama preto

Fundo: branco e vermelho

Símbolo: chama preto ou branco

Fundo: azul

Classe 5: Agentes Oxidantes e Peróxidos Orgânicos

Símbolo: Chama sobre um círculo preto

Fundo: amarelo

Símbolo: Chama sobre um círculo preto

Fundo: amarelo

Classe 6: Tóxicos Infecciosos

Classe 7: Radioativos

Classe 8: Corrosivos Classe 9: Miscelânea


67

A seguir estão relacionados os acidentes mais comuns que ocorrem nos

laboratórios e as iniciativas a serem tomadas e/ou primeiros socorros que devem ser

realizados:


68

Anexo II – Uso de Extintores de Incêndio

COMO USAR OS APARELHOS EXTINTORES DE INCÊNDIO

EXTINTOR (TIPO)

PROCEDIMENTOS DE USO

ÁGUA PRESSURIZÁVEL (ÀGUA/GÁS)

Carga: carregado com 10 L de água pressurizada

com nitrogênio ou gás carbônico.

-Retirar o pino de segurança.

-Empunhar a mangueira e apertar o gatilho,

dirigindo o jato para a base do fogo.

-Só usar em madeira, papel, fibras, plásticos

e similares.

-Não usar em equipamentos elétricos.

ESPUMA

Carga: Tem dois compartimentos (como mostra a

figura). Na parte externa possui bicarbonato de

sódio dissolvido em água e na parte interna, uma

solução de sulfato de alumínio.

-Inverter o aparelho. O jato disparará

automaticamente e só cessará quando a carga

estiver esgotada.

-Não usar em equipamentos elétricos.

GÁS CARBÔNICO (CO2)


69

Carga: 6 a 8 Kg de gás carbônico sob pressão.

-Retirar o pino de segurança quebrando.

-Acionar a válvula dirigindo o jato para a

base do fogo.

-Pode ser usado em qualquer tipo de

incêndio.

PÓ QUÍMICO SECO (PQS)

Carga: 8 a 12 Kg de bicarbonato de sódio.

-Retirar o pino de segurança.

-Empunhar a pistola difusora.

-Atacar o fogo acionando o gatilho.

-Pode ser usado em qualquer tipo de

incêndio.

“Utilizar o pó químico em materiais

eletrônicos, somente em último caso”.


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ONDE USAR OS AGENTES EXTINTORES

Os agentes extintores podem ser encontrados nos estados sólidos, líquidos ou gasosos.

Existe uma variedade muito grande de agentes extintores, abaixo cita-se os mais comuns.

Classes de Incêndio

Agentes Extintores

Água

Espuma

Pó Químico

Gás

Carbônico

A

Madeira, papel, tecidos, etc.

SIM

SIM

SIM*

SIM*

B

Gasolina, álcool, ceras,

tintas, etc.

NÃO

SIM

SIM

SIM

C

Equipamentos, Rede

elétrica energizada.

NÃO

NÃO

SIM

SIM

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

Observações:

a) Todas as vezes que ocorrer um acidente envolvendo algum aparelho elétrico, puxar

imediatamente o pino da tomada.

b) Aprender a localização e a utilização de extintores de incêndio.

c) Na ausência de um extintor de incêndios, utilizar um pano, cobertor ou mesmo o

jaleco para abafar as chamas.


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Anexo III - Tabela Periódica

aboratório de uímica t - ufvjm.edu.br · -interpretação e discussão dos resultados; ... ácido...

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