apostila de aulas práticas (2)

CENTRO UNIVERSITÁRIO – CATÓLICA DE SANTA CATARINA EM JOINVILLE

Joinville, agosto de 2012.

ROTEIRO DE AULAS PRÁTICAS

ENGENHARIAS QUÍMICA TECNOLÓGICA

CENTRO UNIVERSITÁRIO –

CATÓLICA DE SANTA CATARINA EM JOINVILLE

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Índice de Aulas Práticas

Relação de Aulas por Engenharias

Medidas ................................................................................................................................... 05 Solubilidade ............................................................................................................................. 08 Reações e Equações .............................................................................................................. 12 Determinação de Carbonato em Concreto ............................................................................. 15 Determinação da Massa Atômica do Magnésio ...................................................................... 19 Oxidação e Redução ............................................................................................................... 25 Velocidade de Reação ............................................................................................................ 31 Estudo de Corrosão do Ferro .................................................................................................. 34 Titulação .................................................................................................................................. 37 Calor de Reação ..................................................................................................................... 40 Equilíbrio Químico ................................................................................................................... 43 Pilha de Daniell ....................................................................................................................... 47 Eletrólise da Água ................................................................................................................... 49

Aulas E. Mec E. Elet. E. Prod. E. Civil

Medidas 1 1 1 1

Solubilidade 2

Reações e Equações 2 2 2 3

Determinação de Carbonato em Concreto 4

Determinação da Massa Atômica do Magnésio 3 3 3

Oxidação e Redução 4 4 4 5

Velocidade de Reação

Estudo de Corrosão do Ferro 5 5 6

Titulação

Calor de Reação 6 6 5 7

Equilíbrio Químico 7 7 6 8

Pilha de Daniell 8

Eletrólise da Água 8

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Listagem de Materiais por Aula e por Grupo

Aula 1 - Medidas Balança semi-analítica Termômetro Béquer 250 ml Vidro de relógio Cadinho de porcelana Rolha de borracha Proveta de 100 ml Pipeta volumétrica de 50 ml Gelo Cloreto de sódio 5g

Aula 2 - Medidas Tubos de ensaio - 6 unidades Pipetas (5 mL, 2 mL, 20 mL) Copos de Becker Rolha Suporte universal Papel de filtro Argola de metal Funil Triângulo de porcelana- Etanol 1-butanol Hexano Acido salicílico Iodo (0,03%)

Aula 3 – Reações e Equações Béquer Pinça Tubos de ensaio Fio de cobre Zinco metálico Tiras de magnésio Dióxido de manganês Sulfato de zinco 0,25 mol.L

-1

Sulfato de sódio 0,1 mol.L-1

Peróxido de hidrogênio 3% Sulfato de cobre 0,25 mol.L

-1

Nitrato de prata 0,1 mol.L-1

Ácido clorídrico 1,0 mol.L

-1

Hidróxido de sódio1,0 mol.L-1

Nitrato de bário 0,10 mol.L

-1

Carbonato de sódio 1,0 mol.L-1

Aula 4 – Determinação de Carbonato 01 kitassato de 250 mL. 01 mangueirinha de borracha; HCl 3,0 mol.L

-1;

01 bacia plástica ou béquer grande; provetas de 25, 50 e 250 mL; Carbonato de cálcio (CaCO3); Amostra de concreto.

Aula 5 – Determinação da Massa

Atomica do Magnésio

Fita de magnésio Becker 1000 ml ou cuba Gaze Fita durex Funil sem haste Proveta 100 mL Ácido clorídrico concentrado Becker 250 mL

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Aula 6 – Oxidação - Redução 4 tubos de ensaio pequenos 6 pipetas graduadas de 5mL ou conta-gotas água clorada (hipoclorito de sódio) cobre metálico (lixar o fio antes) esponja de aço (bombril) magnésio metálico (fita) zinco metálico ZnSO4 0,1 mol/L CuSO4 0,1 mol/L NaBr 0,1 mol/L NaCl 0,1 mol/L NaI 0,1 mol/L FeCl3 0,1 mol/L H2SO4 3,0 mol/L

Aula 7 – Velocidade de Reação Becker (ou Erlenmeyer) Proveta 100 mL Tiossulfato de Sódio (Na2S2O3) 0,1 mol/L Ácido Nítrico (HNO3) 1,0 mol/L

Aula 8 – Estudo de Corrosão do

Ferro

Soluções 0,1 mol/L NaOH Na2Cr2O7 NaCl HCl KOH Na2CO3 KNO3 HNO3 KH2PO4 Na2C2O4 AgNO3 H2SO4

FeSO4 Ferricianeto de potássio (K3Fe(CN)6) Fenolftaleina 0,1 % Ágar-ágar Fita de magnésio Fio de cobre Água destilada Tubos de Ensaio Pregos Bico de Bunsen Placa Petri Alicate

Aula 9 – Titulação Béquer Bureta Suporte universal e garras Pipeta Proveta Bastão de Vidro Fenolftaleína Alaranjado de metila HCl 0,1 mol.L

-1

NaOH (molaridade desconhecida) Na2CO3

Água destilada

Aula 10 – Calor de Reação Erlenmeyer Becker Termômetro Proveta

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Água destilada Hidróxido de sódio 0,5 mol/L Hidróxido de sódio sólido Ácido nítrico 0,25 mol/L e 0,5 mol/L

Aula 11 – Equilibrio Químico Pipetas Conta-gotas Tubos de ensaio K2CrO4, 0,1 mol/L K2Cr2O7, 0,1 mol/L HCl, 1,0 mol/L NaOH, 1,0 mol/L Ba(NO3) 2, 0,1 mol/L

Aula 12 – Pilha de Danell Sulfato de cobre II (CuSO4) 0,1mol/l Sulfato de zinco (ZnSO4) 0,1 mol/l Lâminas de zinco metálico e de cobre metálico Solução de NaCl ou KCl (saturada) Béqueres Tubo em U Algodão Suportes Lixa Multímetro Conjunto de fios Balão volumétrico de 250ml

Aula 13 – Eletrolise da Agua Ácido Sulfúrico 1% 2 garras, 2 buretas 1 becker grande 2 suportes universais eletrodos de níquel/cromo ligados a fios de cobre fonte ou bateria

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PRÁTICA 01 – Medidas

1. Objetivo da experiência

Estabelecer procedimentos para análise quantitativas em medidas e unidades convencionais

usadas no cotidiano de estudo de substâncias e suas propriedades físicas.

2. Objetivos de ensino

No final desta experiência o estudante deverá ser capaz de:

Usar e ler termômetros, balanças, provetas e pipetas;

Utilizar algarismos significativos;

Distinguir o significado de precisão e exatidão.

3. Introdução teórica

Medidas são essenciais para todas as ciências. As propriedades fundamentais mais utilizadas

são comprimento, massa, tempo e temperatura. Outras propriedades da matéria como volume, densidade ou velocidade são quociente ou produtos de propriedades fundamentais. Assim unidades de volume são comprimento elevado ao cubo, unidades de densidade são massa/(comprimento)

3 e

unidades de velocidade são comprimento/tempo. O SI (Sistema Internacional de Unidades) que é o antigo sistema métrico expandido, é um

sistema decimal no qual os prefixos utilizados indicam frações e múltiplos de dez. Os mais comuns em química são:

Mega M 106

Kilo K 103

Deci d 10-1

Centi c 10-2

Mili m 10-3

Micro 10-6

Nano n 10-9

Pico p 10-12

Algarismos Significativos: Um número de pessoas numa sala de aula e uma dúzia de ovos são números exatos. Não há

dúvida quanto ao número de pessoas dentro da sala de aula e uma dúzia de ovos. Por outro lado, os números obtidos numa medida não são exatos.

Suponha a medida da temperatura indicada no termômetro seja de 25,6º ou 25,7º. Na tentativa de medir a temperatura com precisão até uma casa depois da vírgula você teve que fazer uma estimativa deste último algarismo. Existe a certeza de que a temperatura é maior do que 25º C é menor do que 26º C, mas o último algarismo é duvidoso. O valor da temperatura medida com esse termômetro possui, portanto 3 algarismos significativos e é incorreto acrescentar um quarto algarismo, como em 25,63, pois se o algarismo 6 já é duvidoso não faz sentido o acréscimo do algarismo 3. Com um termômetro mais preciso uma medida com maior número de algarismos pode ser obtida.

Na leitura do volume de água em um frasco cilíndrico como uma proveta ou uma bureta você notará que a superfície de água não é plana e forma um fenômeno chamado menisco. Leia sempre o ponto mais baixo do menisco. Note também, que escrever as unidades das medidas é tão importante quanto um número.

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4. Procedimento Experimental

4.1. Materiais / Equipamentos

Balança semi-analítica Termômetro Béquer 250 ml Vidro de relógio Cadinho de porcelana Rolha de borracha Proveta de 100 ml Pipeta volumétrica de 20 ml Gelo Cloreto de sódio 5g

4.2. Medidas de Temperatura Coloque cerca de 200 mL de água da torneira em um béquer, meça e anote a temperatura

utilizando o termômetro, descarte a água na pia.. No béquer prepare uma mistura de 40 mL de água e gelo (2 a 3 cubos). Agite devagar com o

bastão de vidro e meça a temperatura da mistura. Adicione 3 g de cloreto de sódio (sal de cozinha) na mistura de gelo e água. Agite devagar

com o bastão de vidro e meça a temperatura da mistura.

4.3. Medidas de Massa Três objetos: uma rolha de borracha, um cadinho de porcelana e um frasco de pesagem

(vidro de relógio), encontram-se em sua bancada.Antes de pesá-los, pegue cada objeto e tente estimar qual o mais pesado e qual o mais leve, enumerando de 1 (mais pesado) a 3 (mais leve) na tabela da folha de dados.

Pese um béquer seco. Adicione então 50 gotas de água destilada com um conta-gotas e pese

o conjunto. O propósito deste procedimento é encontrar o número de gotas em um mililitro (mL) e o volume de uma gota de água.

4.4. Medida de Volume (Exatidão e Precisão)

4.4.1. Medida com a proveta:

Pese um béquer seco e anote o seu peso, anotando até uma casa depois da vírgula. Meça 20 mL de água destilada utilizando uma proveta. Coloque os 20 mL de água no béquer e pese-o novamente. Meça novamente mais 20 mL de água e adicione no mesmo béquer e pese-o novamente. Faça isso mais uma vez, ou seja, meça mais 50 mL de água e adicione no béquer,

completando 60 mL e pese-o novamente.

4.4.2. Medida com a pipeta volumétrica: a) Utilizando o mesmo béquer anteriormente pesado, seque-o bem e adicione 20 mL de

água destilada utilizando uma pipeta volumétrica, a seguir pese-o. Meça novamente mais 20 mL de água e adicione no mesmo béquer e pese-o novamente. c) Faça isso mais uma vez, ou seja, meça mais 20 mL de água e adicione no béquer,

completando 60 mL e pese-o novamente.

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5. Questionário

Explique as observações no item 4. Como você pode medir ¼ mL de água com o equipamento utilizado no item 4 e conhecida a

densidade água (1,0 g/mL)? Na avaliação da massa de 50 mL de água foram utilizadas uma proveta e uma pipeta

volumétrica. Qual dos dois possui melhor precisão? Explique sua resposta. 50 mL de água a 20

oC possui uma massa de 49,915 g. Comparando os resultados que você

obteve entre a proveta ou a pipeta que deu um resultado mais próximo do valor, ou seja, qual dos dois é mais exato? Explique sua resposta.

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FOLHA DE DADOS

Equipe:__________________________________________________ Turma:_______ Data:___/___/___

Medidas de Temperatura 4.1.1 Temperatura da água da torneira: ________

oC

4.1.2 Água com gelo : - Depois de agitada: ________ oC

- Com o sal adicionado: ________ oC

4.2 Medidas de Massa 4.2.1 Numere de 1 a 3 os objetos (1 = mais pesado)

Objeto Ordem de massa estimada

Massa medida (g) Ordem de massa real

Rolha de borracha

Frasco de pesagem

Cadinho de Porcelana

Medida da massa de uma gota de água Massa do béquer: _________g Massa do béquer + 50 gotas de água: _________g Massa de 50 gotas de água: _________g Massa de 1 gota de água:____________g Medida de Volume:

PROVETA (3.3.1) PIPETA (3.3.2)

Massa do béquer antes da adição da água

Após a adição do 1o (20 mL) de água

Após a adição do 2o (20 mL) de água = 40ml

Após a adição do 3o (20 mL) de água = 60 ml

Massa do 1o (20 mL) de água



Média das três medidas de massa

Desvio de cada medida com relação à média

Média dos desvios

Valor da medida ( )g ( ) g

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PRÁTICA 02 -SOLUBILIDADE


Compreender a influencia das propriedades quimicas na relação soluto solvente existentes

em uma solução, bem como a estabilidade e a vigência das caracteristicas de soluções.

2. Objetivo de ensino

No final dessa experiência, o aluno deverá ser capaz de: - Identificar algumas variáveis que afetam a solubilidade. - Utilizar técnicas simples de separação de misturas.


Inicialmente devemos conhecer as definições de soluto, solvente, solução, miscível, imiscível,

saturado, insaturado, polar, apolar, eletronegatividade e constante dielétrica. Solubilidade Imaginemos dois copos de Becker com 100 mL de água cada um. Adicionando NaCl,

encontraremos que 35g de NaC1 se dissolverão até atingirmos o ponto de saturação. Adicionando aspirina, observamos que apenas 0,3 g (a 25º C) dissolverão até o ponto de saturação.

Por que existe uma grande diferença na solubilidade do NaC1 e aspirina? Para que um sólido se dissolva, as forças de atração que mantém a estrutura cristalina

devem ser vencidas pelas interações entre o solvente e o soluto (Figura 1-a).

Figura 1: (a) Ilustração do processo de dissolução do NaCl em água e (b) fórmula estrutural da aspirina.

Em geral, solutos com polaridade similar a polaridade do solvente são muito mais solúveis.

Cloreto de sódio e água são substâncias muito polares mas a aspirina é pouco polar. Resumindo: “semelhante dissolve semelhante.”

Não é somente a natureza do soluto e do solvente que influencia a solubilidade, mas a temperatura também é importante. O efeito da temperatura na solubilidade dos compostos varia muito. Enquanto muitos tem a solubilidade aumentada com um aumento de temperatura, alguns tem quase a solubilidade diminuída, e outros, como o NaCI a solubilidade quase não é afetada.

Separação e purificação. Reagentes químicos são extraídos de fontes naturais ou são sintetizados a partir de outros

compostos (através de reações químicas). Qualquer que seja a origem, extração ou síntese, raramente produzem produtos puros, e algum tipo de purificação se faz necessário. Convém observar

(a)

(b)

10

que compostos comerciais apresentam diferentes graus de pureza, e freqüentemente são somente 90 a 95% puros. (Para algumas aplicações, entretanto, 95% de pureza é insuficiente sendo necessária uma purificação). As técnicas de purificação mais comuns são: Extração, recristalização, cromatografia e destilação. Para a purificação de sólidos, a mais simples e o primeiro método a ser tentado é a recristalização.

Recristalização A solubilidade de sólidos em líquidos geralmente aumenta com o aquecimento do solvente.

Uma solução saturada é preparada a uma temperatura mais alta e resfriada. A solubilidade diminui com o resfriamento e o sólido se cristaliza Em seguida é filtrado e seco. Substâncias insolúveis são removidas pela filtração da solução quente e as impurezas solúveis não se cristalizam sendo removidas no filtrado.


4.1. Materiais / equipamentos

- Tubos de ensaio - 6 unidades - Pipetas (5 mL, 2 mL, 20 mL) - Copos de Becker - Rolha - Suporte universal - Papel de filtro - Argola de metal - Funil - Triângulo de porcelana

- Etanol - 1-butanol - Hexano - Acido salicílico - Iodo (0,03%)

Demonstração: O professor mostrará no início da aula como dobrar o papel filtro, colocá-lo no

funil, molhá-lo um pouco com o frasco lavador e como filtrar o precipitado de aspirina, descrito no procedimento D.

4.2. Miscibilidade de líquidos

Prepare as seis misturas em seis tubos de ensaio numerados de 1 a 6, e escreva suas

observações. Não esqueça de sacudir cada tubo antes de fazer as anotações. Cuidado: Etanol, butanol e hexano são inflamáveis. 5 mL água destilada + 3 mL etanol 5 mL água destilada + 3 mL 1-butanol 5 mL água destilada + 3 mL hexano 5 mL etanol + 3 mL 1-butanol 5 mL etanol + 3 mL hexano 5 mL l-butanol + 3 mL hexano * Não jogue o conteúdo de cada tubo na pia. Após terminar toda a prática esvazie os tubo nos

copos de Bequer identificados, colocados nas pias. Extração Coloque cerca de 5 mL de uma solução aquosa saturada de iodo (aproximadamente 0,03%

de iodo por massa) no tubo de ensaio com rolha, adicione cerca de 2 mL de hexano, respectivamente. Não agite. Anote suas observações e coloque a rolha no tubo (nunca o seu dedo), e agite o tubo trancando a rolha com dedo. Espere a mistura descansar e anote suas observações.

Precipitação Dissolva cerca de 0,5 g de ácido salicílico em 5 mL de etanol em um béquer. Num Becker

com 20 ml de água destilada coloque a solução anterior, devagar. Anote suas observações. Filtração A seguir, dobre o papel filtro duas vezes como indicado na seqüência abaixo e coloque no

funil de vidro.

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Coloque um béquer embaixo de modo que a ponta do funil toque a parede interna do béquer. Com o frasco lavador, molhe o papel filtro um pouco para fixá-lo no funil. Transporte todo o conteúdo do béquer contendo o ácido salicílico, etanol e água para o filtro com ajuda de um bastão de vidro.

Terminada a filtração, retire o papel filtro com o ácido salicílico e mostre os cristais ao professor. Ele verificará a qualidade dos cristais obtidos e indicará o frasco onde colocar o sólido obtido.

* IMPORTANTE: Não jogue o conteúdo de cada tubo de ensaio e do béquer na pia. Esvazie-os colocando os seus conteúdos nos béqueres colocados nas pias. Não misture as soluções. Lave os tubos de ensaio e deixe-os invertidos para escorrer a água.

5. Questionário

Coloque em ordem decrescente de polaridade os quatro líquidos utilizados nesta experiência, começando pela água que é o mais polar.

2 mL de água são adicionados a 2 mL de um outro líquido formando um par imiscível (isto é, duas fases, a água e o outro liquido). O que você pode fazer experimentalmente para descobrir se a água constitui a fase inferior ou a superior?

Qual é a cor da solução de iodo e água? O que você observou depois de agitar a solução de iodo e água com hexano? É o iodo mais solúvel em hexano ou em água? Que evidência você utilizou para a sua resposta da questão 5? Explique sua resposta da questão 5 em termos das polaridades relativas do iodo, do hexano

e da água. Explique o que você observou quando adicionou a solução de ácido salicílico com etanol na

água. O ácido salicílico é mais solúvel em água ou etanol? Etanol e água são completamente miscíveis. Funcionaria esta técnica se etanol e água

fossem imiscíveis? No final da prática, o conteúdo de cada tubo de ensaio e do béquer com o ácido salicílico,

etanol e água foram recolhidos em béqueres separados:

água destilada + 1-butanol água destilada + etanol água destilada + hexano etanol + 1-butanol etanol + hexano 1-butanol + hexano H2O + I2+ hexano ácido salicílico + etanol +água

Sugira como devo proceder para separar cada uma dessas substâncias para que possam ser utilizadas no próximo semestre.

Fonte: Experiências de Química Geral. Departamento de Química da UFSC, 1991.

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FOLHA DE DADOS

Equipe:__________________________________________________ Turma:__________________ Data:___/___/___

4.1 Miscibilidade de líquidos

Solução Miscível Parcialmente

miscível Imiscível

Líquido mais denso

5 mL H2O + 3 mL de etanol

5 mL H2O + 3 mL de 1-butanol

5 mL H2O + 3 mL de hexano

5 mL de etanol + 3 mL de l-butanol

5 mL de etanol + 3 mL de hexano

5 mL de 1-butanol + 3 mL de hexano

4.2 Extração Observações: 4.3 Precipitação Observações: 4.4 Filtração Observações:

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PRÁTICA 03 - REAÇÕES E EQUAÇÕES QUÍMICAS

1. Objetivos da experiência

Comprovar a relação de conservação de massa e as estruturas que regem os tipos de reações existentes.


No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de:

Escrever e balancear equações químicas das reações;

Identificar os produtos formados em uma reação.


Reações químicas entre substâncias resultam na formação de novas substâncias com propriedades físicas como cor, solubilidade e ponto de fusão diferentes. Tais mudanças químicas podem ser observadas pelo desenvolvimento de calor ou luz, a formação de um gás ou substância insolúvel durante o desenvolvimento da reação. As substâncias iniciais de uma reação química são chamadas de reagentes a as novas substâncias formadas são chamadas de produto. Na reação:

calorOHOH 222 22

Onde o hidrogênio e oxigênio são reagentes e a água é o produto. Diversos símbolos são utilizados nas equações químicas para representar o que está

ocorrendo, alguns destes símbolos são mostrados a seguir:

sentido das reação

desprendimento de um gás

uma substância insolúvel aquecimento

Para a reação 23 COCaOCaCO

, os símbolos indicam que o sistema é

aquecido, formando óxido de cálcio e o gás CO2. Balanceamento de equações químicas As reações químicas são descritas por equações químicas balanceadas que indicam o

número de átomos, íons ou moléculas envolvidas na reação.Balancear uma equação significa seguir a lei de conservação de massa que diz que a massa total de um sistema fechado deve permanecer constante.

Para fazer o balanceamento de uma equação química, os passos são os seguintes: a)Escrever corretamente as fórmulas de cada substância da reação. Uma vez escrita a

fórmula correta, não mudar o índice pois isso invalidaria a fórmula. b) Balancear a equação mudando somente os coeficientes. O mesmo número de átomos de

cada elemento deve aparecer em ambos os lados da equação. O coeficiente se refere a todos os átomos da fórmula.

Classificação das reações químicas: 1) Reação de síntese ou adição: Um único produto é formado a partir de dois reagentes

CBA

2) Reação de análise ou decomposição: Um único reagente se decompõe em dois ou mais

produtos BAAB

3) Reação de simples troca ou deslocamento: Esta reação segue o modelo:

CABBCA

4) Reação de dupla troca: Ocorrem quando dois íons positivos e negativos de um composto trocam de lugar com íons de um outro composto, nos seguintes casos:

a) quando se forma um produto insolúvel;

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b) quando se forma um produto iônico e um molecular, ou seja, pouco ionizado, ou; c) quando se forma um produto gasoso.

Estas reações seguem o modelo: BDACCDAB



Béquer Pinça Tubos de ensaio Fio de cobre Zinco metálico Tiras de magnésio

Dióxido de manganês Sulfato de zinco 0,25 mol.L

-1

Sulfato de sódio 0,1 mol.L-1

Peróxido de hidrogênio 3% Sulfato de cobre 0,25 mol.L

-1

Nitrato de prata 0,1 mol.L-1

Ácido clorídrico 1,0 mol.L

-1

Hidróxido de sódio 1,0 mol.L-1

Nitrato de bário 0,10 mol.L

-1

Carbonato de sódio 1,0 mol.L-1

DESCARTAR OS RESÍDUOS NO BEQUER INDICADO . 4.2. Realização de reações Reações de Síntese Usando um par de tenazes, prenda um pedaço de cinco centímetros de fio de cobre, lixado,

na parte quente do bico de Bunsen durante dois minutos. Reações de análise Coloque 10 ml de peróxido de hidrogênio 3% num Becker pequeno. Adicione uma pequena

quantidade do catalisador MnO2 e observe o que acontece. Reações de simples troca Em cinco tubos de ensaio: a) Adicione um pouco de zinco metálico a 1 mL de sulfato de cobre 0,25 mol.L

-1. Depois de

alguns minutos observe algumas mudanças. b) Junte um pouco de cobre metálico a l mL de sulfato de zinco 0,25 mol.L

-1. Após alguns

minutos observe quaisquer mudanças. c) Junte a tira de magnésio a 1 mL de nitrato de prata 0,1 mol.L

-1. Observe quaisquer

mudanças. d) Junte uma tira de magnésio conforme item (c) a 1 mL de ácido clorídrico 1,0 mol.L

-1.

Observe quaisquer mudanças. e) Junte um pouco de cobre metálico a 1 mL de ácido clorídrico 1,0 mol.L

-1. Observe

quaisquer mudanças. Reações de dupla troca Em dois tubos de ensaio: a) Junte 1 mL de nitrato de bário 0,1 mol.L

-1 a 1 mL de sulfato de sódio 0,1 mol.L

-1. Observe

quaisquer mudanças. b) Junte rapidamente 1 mL de HC1 1,0 mol.L

-1 a 1 mL de carbonato de sódio 1,0 mol.L

-1.

Observe quaisquer mudanças. c) Num Becker pequeno coloque 20 mL de ácido clorídrico 1,0 mol.L

-1 . Anote a temperatura.

Adicione 20 mL de hidróxido de sódio 1,0 mol.L-1

e observe quaisquer mudanças de temperatura.

5. Questionário

Explique os resultados da adição de cobre ao sulfato de zinco. Explique qualquer diferença entre a adição de magnésio ao ácido clorídrico e a adição de cobre ao ácido clorídrico. Como você detectaria a ocorrência de reação química entre HCl e NaOH?

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FOLHA DE DADOS


Complete e faça o balanceamento de todas as equações seguintes: 4.1. Reação de síntese:

Cu + O2 Observações: 4.2 Reações de análise:

H2O2 + Catalisador Observações: 4.3 Reações de simples troca:

Zn(s) + Cu+2

(aq) + SO4-2

(aq) Observações:

b. Cu(s) + Zn+2

(aq) + SO4

-2(aq)

Observações:

c. Mg(s) + Ag+1

(aq) + NO3-1

(aq)

Observações:

Mg(s) + H+1

(aq) + Cl

-1(aq)

Observações:

Cu(s) + H+1

(aq) + Cl

-1 (aq)

Observações: 4.4 Reações de dupla troca:

a. Ba+2

+ NO3-1

+ Na+1

+ SO4-2

Observações:

b. Na+1

+ CO3-2

+ H+1

+ Cl-1

Observações:

c. H+1

+ Cl-1

+ Na+1

+ OH-1

Observações:

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PRÁTICA 04 - DETERMINAÇÃO DO CARBONATO


Compreender e relacionar o principio da dinâmica das reações presentes em estruturas de compósitos utilizados em construção civil.


No final dessa experiência o aluno deverá ser capaz de:

- Desenhar uma curva padrão de massa de CaCO3, versus volume de CO2;

- Determinar a quantidade de CaCO3 numa amostra de concreto; - Efetuar cálculos estequiométricos.

3. Introdução

Biosfera II, a maior bolha de vidro construída no Arizona hospedou durante dois meses oito pessoas, pesquisadores das diversas áreas da ciência. Essas oito pessoas viveram lacradas nesse pequeno mundo de 12 000 m

2 (um volume de aproximadamente 360 000 m

3) com floresta tropical,

savana, deserto, lago e uma fazenda. O principal objetivo era testar a idéia de que humanos poderiam construir um ecossistema e manter a vida em planetas como Marte sem ajuda de fora. A Terra é considerada a Biosfera I.

Iniciado o seu funcionamento o teor de oxigênio começou a cair de 21% (em volume) para 14%, dezesseis meses depois, enquanto a quantidade de dióxido de carbono CO2, aumentava de seu valor inicial de 0,035% (em volume) ou 350 ppm (partes por milhão), para um valor mais ou menos estável ao redor de 4000 ppm. Os cientistas ficaram intrigados com o desaparecimento do oxigênio. Alguns suspeitavam que o ferro no solo esta reagindo com o oxigênio para formar óxido de ferro ou ferrugem; outros propuseram que o nitrogênio no solo estava reagindo com o oxigênio produzindo nitratos. Porém isso deveria aparecer na água retirada do solo da Biosfera II. Uma terceira hipótese era que microorganismos do solo estavam usando o oxigênio para metabolizar o excesso de matéria orgânica que tinha sido adicionada nas culturas e na floresta tropical para aumentar o crescimento. Porém se assim fosse, o metabolismo dos micróbios teriam produzido 40000 ppm de CO2 ou mais.

Pensou-se em várias hipóteses, para onde estaria indo o CO2 produzido durante a oxidação biológica, até chegar na estrutura de concreto. Amostras de concreto foram estudadas e estavam ricas em CaCO3, ao redor de 10 vezes mais do que o concreto fora da estrutura. O cimento Portland é fabricado pelo aquecimento de uma mistura de CaCO3, aluminosilicatos como caolinitas, Al2SiO5 (OH)4, e areia SiO2, pulverizados, a 1350 °C em um forno rotatório, produzindo o “clíncker” que depois é moído. O produto é uma mistura de silicatos e aluminatos de cálcio que quando misturados com água produz silicato de cálcio hidratado e hidróxido de cálcio. O silicato de cálcio hidratado é o que mais contribui para a força do cimento ou coesão, porém o hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) é o ingrediente que reage com o CO2 da seguinte forma:

Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O (1)

O dióxido de carbono CO2, difundido no concreto, reage com a água produzindo ácido carbônico e liberando íons hidrogênio como mostrado a seguir:

CO2 + H2O H2CO3 (2)

H2CO3 H+

+

HCO3- (3)

O ferro existente na estrutura não sofrerá corrosão em pH normal do concreto, ao redor de 8.

Entretanto, a reação 2 mostra que, o pH do concreto diminui em presença de CO2 e H2O e o ferro sofrerá corrosão. Ainda bem que o ferro no concreto da Biosfera II está bem no seu interior e a penetração do CO2 levaria muitos anos para atingi-lo. Além disso, toda a superfície do concreto na Biosfera II foi previsto para durar 100 anos.

17



- 01 kitassato de 250 mL. - 01 mangueirinha de borracha; - HCl 3,0 mol.L

-1;

- 01 bacia plástica ou béquer grande; - provetas de 25, 50 e 250 mL; - Carbonato de cálcio (CaCO3); - Amostra de concreto.

As quantidades de CaCO3, serão distribuídas pelo seu professor (ou monitor). Sugerem-se as

seguintes quantidades de CaCO3 para traçar a curva padrão: 0,1 g (para provetas de 50ml); 0,2 g (para proveta de 100 ml); 0,4 g; 0,6 g e 0,8 g (para proveta de 250 ml).

Cada equipe usará apenas uma das quantidades sugeridas. 4.2. Calibração do volume de CO2. Curva Padrão.

Monte o gerador de gás como mostra a figura a seguir. Encha completamente a proveta com água e mantenha-a de boca para baixo de maneira a não entrar ar.

Remova a rolha do kitassato, meça 25 mL de solução 3,0 mol.L

-1 de ácido clorídrico e despeje

dentro do becker. SEJA CUIDADOSO QUANDO TRABALHAR COM ÁCIDO CLORÍDRICO. Coloque o ácido dentro do kitassato de 250 mL; evite molhar a boca do kitassato com ácido. O seu professor (ou monitor) lhe dirá quanto de carbonato de cálcio, CaCO3, deverá ser pesado. Pese então a massa de CaCO3 requerida. Coloque a massa de CaCO3 sobre um pequeno pedaço de papel toalha e dobre-o transformando-o numa pequena bola de papel. Verifique se a outra extremidade da mangueirinha está dentro da proveta e gentilmente coloque a bolinha de papel com o CaCO3 dentro do kitassato tampando-o imediatamente. Observe a formação de gás no kitassato pela formação de bolhas. A coleta de gás será feita na proveta. Agite gentilmente o kitassato para completar a reação.

A reação é rápida (aproximadamente 1 minuto), meça o volume de gás na proveta. A medida do volume de gás é igual a quantidade de água deslocada na proveta. Obs: Não é necessário descontar a pressão de vapor de água existente no volume de gás coletado pois é muito pequena. Anote no quadro a massa de CaCO3 e o volume de CO2 coletado, juntamente com o resultado das demais equipes. Anote na folha de dados o seu resultado e o das demais equipes. Você os utilizará para fazer um gráfico de volume de gás produzido (no eixo vertical, Y) versus massa de CaCO3 utilizada (no eixo horizontal, X). Lave o material. Os resíduos podem ser descartados na pia já que o HCl reagiu com o carbonato.

4.3. Testando sua amostra

Obtenha a amostra com seu professor (ou monitor).

18

Repita o procedimento da parte A, usando 2,0 g da amostra de concreto no lugar do carbonato de cálcio puro e anote o volume de CO2 produzido. Lave o material e deixe sua bancada limpa. Os resíduos podem ser descartados na pia já que o HCl reagiu com o carbonato.

5. Questionário

Faça o gráfico do item 8 da parte 4.1 do procedimento e encontre a massa do carbonato de

cálcio que corresponde ao volume de CO2 produzido por sua amostra de concreto. Calcule a porcentagem de carbonato de cálcio na sua amostra de concreto. Escreva e balanceie a equação química do carbonato de cálcio com o ácido clorídrico. Qual a massa de CO2 contida no início e quando o CO2 estabilizou-se em 4000 ppm na

Biosfera II? T = 25,0 °C, p =1,00 atm. Qual a massa de CO2 absorvida pela estrutura de concreto? Dica: considere a produção de

CO2 dos microorganismos em 40 000 ppm e a quantidade que ficou na amostra da Biosfera II, 4000 ppm.

6. Referência

SZPOGANICZ, B.; DEBACHER, N. A.; STADLER, E. Experiências de Química Geral. 2. ed. Florianópolis: EdUFSC, 2003.

19

FOLHA DE DADOS

Equipe:__________________________________________________Turma:_____________ Data____/____/_______

4.1 - Calibração do volume de CO2:

- massa de CaCO3 _______________, volume de CO2 produzido ____________

- Resultado de seus colegas:

Massa de CaCO3 Volume de CO2 Massa de CaCO3 Volume de CO2

1 ___________ ____________ 6 ____________ ____________ 2 ___________ ____________ 7 ____________ ____________ 3 ____________ ____________ 8 ____________ ____________ 4 ____________ ____________ 9 ____________ ____________ 5 ____________ ____________ 10 ____________ ____________ 4.2 – Amostra de concreto:

- massa da amostra _________, volume de CO2 produzido ______________ - massa de CaCO3 na amostra _____________

20

PRÁTICA 05 - DETERMINAÇÃO DA MASSA ATÔMICA DO MAGNÉSIO


Compreender e relacionar o conceito de reações e gases ideais, utilizando equações como a Equação de Clapeyron.


No final dessa experiência o aluno deverá ser capaz de: Determinar a massa atômica do magnésio através do volume de gás desprendido na sua

reação com ácido clorídrico. Ilustrar a utilização da lei dos gases ideais, de misturas gasosas e princípios de hidrostática.


Gases ideais e misturas de gases ideais Para discutir as transformações que ocorrem em um sistema, é necessário definir

precisamente suas propriedades antes e depois da transformação. Isto se faz pela especificação do estado do sistema, ou seja, algum conjunto particular de condições de pressão, temperatura, número de moles de cada componente e suas formas físicas (gás, líquido, sólido ou forma cristalina). Quando se especificam estas variáveis, todas as propriedades do sistema estão definidas.

As quantidades P, V e T são chamadas funções de estado ou variáveis de estado, pois servem para determinar o estado físico de qualquer sistema dado.

Há alguns casos em que as inter-relações entre funções de estado podem ser expressas sob forma de equação, uma equação de estado. A equação de estado para um gás ideal é um exemplo:

nRTPV (1)

onde n = corresponde ao número de moles da substância.

M

mn

(2)

No caso de uma mistura de gases ideais, cada gás do sistema tem uma pressão parcial, P i,

que corresponde a pressão do gás como se ele estivesse sozinho no sistema. Pela Lei de Dalton para os gases ideais:

PxP ii . (3)

onde xi = fração molar do gás na mistura e P é a pressão total da mistura gasosa.

n

nx i

i (4)

n

i

in PPPPP1

21 ... (5)

Fundamentos de hidrostática Admitindo os pontos B e C no interior da massa fluída, supondo-a em equilíbrio estático e

sujeita à ação da gravidade, sejam, Figura 1:

21

Figura 1. Fluido em equilíbrio estático sujeito à ação da gravidade.

PB e PC = pressões nos pontos B e C, respectivamente; g = aceleração da gravidade local;

= massa específica do líquido h = hB – hC = distância vertical entre B e C Demonstra-se que a diferença de pressão entre os pontos B e C é:

hgPP CB .. ou hgPP CB .. (6)

A Eq. 6 é a lei de Stevin ou Equação Fundamental da Hidrostática, indica que a pressão

depende somente da profundidade abaixo da superfície livre. A Figura 2 mostra diversos recipientes com diferentes formas e diversas orientações, porém a pressão é a mesma em todos os pontos dos diferentes recipientes situados sobre o plano y. O estudante atencioso verá, com este conceito, como é possível atingir os cantos de um edifício usando uma mangueira de jardim cheia de água.

O excesso de pressão atmosférica, P – Patm, denomina-se pressão manométrica, Pg. Portanto,

hgPg .. (7)

Figura 2. Paradoxo hidrostático.

Uma vez que muitos dispositivos medidores de pressão indicam em relação ao ambiente (a atmosfera em muitos casos), em geral é mais conveniente usar a pressão manométrica.

A pressão atmosférica padrão é a pressão média ao nível do mar. A pressão atmosférica local, em qualquer elevação, pode ser medida por um barômetro. O mais comum é o barômetro de mercúrio, com escalas em uma das extremidades, Figura 3. Um simples balanço de força sobre o fluído no tubo fornece:

hgPP vapatm .. (8)

onde Pvap é a pressão de vapor do fluido. A pressão absoluta simplesmente envolve a soma da pressão atmosférica com a pressão

manométrica:

hgPP atmabs .. (9)

22

Figura 3. Barômetro

R= 0,0821 atm .L / mol.K R= 8,314 J / mol.K


4.1. Materiais / equipamentos Fita de magnésio Becker 1000 ml ou cuba Gaze Fita durex

Funil sem haste Proveta 100 mL Ácido clorídrico concentrado Becker 250 mL

NÃO DESCARTAR OS RESÍDUOS NA PIA. 4.2. Desenvolvimento Com o auxílio de uma balança analítica, pese entre 40 a 80 mg de fita de magnésio.4 A seguir, coloque a amostra no fundo de um béquer e cubra com um funil sem haste, como

mostra a Figura 4. Adapte com fita adesiva um pedaço de gaze à saída do funil. Encha o béquer com água até ¾ de sua capacidade e emborque uma proveta de 100 ml totalmente cheia de água. Não deixe bolhas de ar dentro da proveta. Fixe a proveta verticalmente como indicado na Figura 4.

Depois do sistema montado, adicione lentamente dentro do béquer 10 ml de ácido clorídrico concentrado com auxílio de uma pipeta. Essa adição deve ser feita com a pipeta bem próxima à borda do funil, para que o ácido entre rapidamente em contato com o magnésio. Tome cuidado para não introduzir bolhas de ar no sistema.

Espere até que todo o metal tenha reagido e agite cuidadosamente para deslocar eventuais bolhas de hidrogênio retidas no funil.

Figura 4. Montagem do sistema para medida do volume de gás na proveta.

23

4.3. Resultados A partir dos dados obtidos, calcule: A massa atômica do Mg. O erro da massa atômica do Mg, comparando a encontrada com a da tabela periódica (correta). A composição dos gases (H2 e H2O) em porcentagem molar. A composição dos gases (H2 e H2O) em massa na mistura gasosa.

5. Referências

Atkins, P.W. Físico-Química. 6.ed. University Press: Oxford, 1997, v.1, 2 e 3. Castellan, G. Fundamentos de Físico-Química.: Ed. Livros Técnicos e Científicos: São

Paulo, 1986. 3. Felicíssimo, Ana Maria P. et al. Experiências de Química. Ed. Moderna: São Paulo, 1982.

24

FOLHA DE DADOS

Equipe:______________________________ _________________Turma:_____________ Data____/____/_______

Dados coletados:

Massa do metal (Mg) utilizado

Volume de gás na proveta

Diferença entre os níveis de água na proveta e no béquer

Temperatura ambiente:____________________ Pressão atmosférica:___________ Pressão de vapor da água (tabela em anexo):_______________ Resultados (MOSTRAR OS CÁLCULOS) a) Massa atômica do Mg determinada experimentalmente: ____________ b) Erro da medida :_________ c) A composição dos gases em porcentagem molar H2: ________ H2O: _______ d) A composição dos gases em massa na mistura gasosa H2: ________ H2O: ________

25

ANEXOS:

Anexo 1 - Variação da massa específica () da água com a temperatura

Temperatura (°C)

Densidade absoluta

( kg/m3)

Temperatura (°C)

Densidade absoluta

( kg/m3)

0(água) 999,8 40 992,2

4 1000,0 50 988,0

5 1000,0 60 983,2

10 999,7 70 977,8

15 999,1 80 971,8

20 998,2 90 965,3

25 997,0 100 958,4

30 995,7

Anexo 2 - Variação da pressão de vapor da água com a temperatura

T (ºC) P (mmHg) T (ºC) P (mmHg)

0 4,579 30

31,824

2 5,294 35

42,175

4 6,101 40

55,324

6 7,013 45

71,88

8 8,045 50

92,51

10

9,209 55

118,04

12

10,518 60

149,38

14

11,987 65

187,54

16

13,634 70

233,70

18

15,477 75

289,10

20

17,535 80

355,10

22

19,827 85

433,60

24

22,377 90

525,76

25

23,800 95

633,90

26

25,209 100

760,00

28

28,349

26

PRÁTICA 06 - OXIDAÇÃO – REDUÇÃO


Apresentar a existência e necessidade da troca eletrônica para a ocorrência de certos tipos de reações.

2. Objetivo de ensino

No final dessa experiência o aluno deverá ser capaz de: - Identificar a natureza das reações de oxi-redução. - Montar uma tabela a partir de dados experimentais. - Escrever equações para as semi-reações de oxidação e redução.


Nas reações de oxi-redução elétrons são transferidos de um reagente para outro. Por exemplo, na formação da ferrugem, Fe2O3, óxido de ferro (III), elétrons são transferidos do ferro para o oxigênio.

)(32)(2)( 234 sgs OFeOFe

0 0 +3 –2

O ferro que tinha número de oxidação igual a zero quando estava na forma metálica cedeu 3

elétrons (e-) ao oxigênio do ar ficando cada átomo de ferro como Fe

+3 e cada átomo de oxigênio como

O-2

. Originalmente o termo oxidação e redução referia-se à combinação ou remoção do oxigênio

de uma substância, implicando no aumento ou diminuição do número de oxidação de uma substância.

Atualmente sabe-se que a oxidação ou redução é devido ao ganho ou a perda de elétrons. Por exemplo, o tungstênio usado nas lâmpadas de filamento (lâmpadas comuns) pode ser preparado pela redução do óxido de tungstênio (VI) com hidrogênio a 1200 °C:

)(2)()(2)(3 33 gsgs OHWHWO +6 0 0 +1

O tungstênio é reduzido e seu número de oxidação passa de +6 para zero. Como elétrons não podem ser criados ou destruídos, oxidação e redução sempre ocorrem

simultaneamente nas reações químicas ordinárias. Agentes oxidantes são substâncias que oxidam outras substâncias e, portanto, ganham

elétrons sendo reduzidas. Agentes redutores são substâncias que reduzem outras substâncias, logo elas perdem elétrons sendo oxidadas.

)(2)()()(32 323 gaqgs COFeCOOFe +3 +2 0 +4

Agente redutor: CO Agente oxidante: Fe2O3

)(2)(3)(2)(3 3232 laqgaq BrFeClClFeBr +3 -1 0 +3 -1 0

Agente redutor: FeBr3(aq)

Redução

Oxidação

Redução

Oxidação

27

Agente oxidante: Cl2 Na reação:

22 22 BrFBrF

0 -1 -1 0

O flúor é reduzido enquanto o brometo é oxidado para a sua forma de elemento. Isso

demonstra que o flúor é um oxidante mais ativo do que o brometo (ver tabela potenciais de eletrodos padrão em anexo).

Na primeira parte desta experiência você irá determinar as forças redutoras do Cu, Fe, H, Mg e Zn.

Lembre-se que se a forma elementar do metal A perde elétrons para o metal B que se deposita e A passa para a solução, o metal A é um agente redutor melhor do que o metal B. Se a forma elementar do metal A não passa para a solução, então o metal B é um agente redutor melhor do que A.

Nota importante: Magnésio metálico reage com a água vagarosamente para formar hidróxido de magnésio e gás hidrogênio. Quando estiver investigando a reatividade do magnésio metálico, procure ver se alguma reação ocorre além da formação de bolhas na sua superfície.

Na segunda parte da experiência você determinará a atividade oxidante relativa do Br2, Cl2, I2 e Fe

+3.

Semi-Reação ou Meia Reação Um dos dois métodos mais comuns para balancear uma reação redox e também elucidar os

processos individuais que ocorrem nos dois eletrodos de uma bateria ou uma célula eletrolítica é chamado método de semi-reação. Neste método uma reação redox é dividida em duas semi-reações, uma de oxidação e outra de redução.

Uma moeda de alumínio colocada em uma solução de sulfato de cobre (II) rapidamente fica com uma camada de cobre a medida que o alumínio passa para a solução de acordo com a equação:

0320 3232 CuAlCuAl

Nesta reação o alumínio é oxidado a íon alumínio e cobre (II) é reduzido a cobre elementar.

O processo de oxidação, Al0 Al

+3 é primeiro balanceado de acordo com as massas e então

elétrons são adicionados para o balanço das cargas, Al0 Al

+3 + 3e

- .

A mesma coisa é feito no processo de redução:

02 CuCu

02 2 CueCu

Para se obter a equação iônica total as duas semi-reações deverão ser consideradas. Como oxidação do alumínio libera três elétrons para cada íon alumínio que é formado, e a redução do íon cobre (II) requer dois elétron por íon cobre (II). Assim, para que o número de elétrons cedidos e recebidos sejam iguais, a semi-reação do alumínio deverá ser multiplicada por 2 e a semi-reação do cobre por 3:

02 363 CueCu

eAlAl 622 30

3002 2323 AlCuAlCu

Este método funciona muito bem para reações redox complexas quando o balanceamento por simples verificação torna-se difícil.

Lentes fotocromáticas: Um exemplo de reação de transferência de elétrons utilizada para o nosso conforto, é a dos óculos com lentes fotocromáticas. Estes óculos possuem lentes de vidro que ficam escuras quando expostas ao sol.

O vidro é uma substância amorfa, isto é, não apresenta uma estrutura cristalina. Consiste de sílica e uma variedade de aditivos. A unidade básica tem a forma estrutural de um tetraedro que consiste de um átomo de silício ligado covalentemente com quatro átomos de oxigênio. Os tetraedros são unidos entre si por átomos de oxigênio que são compartilhados.

Um vidro fotocromático contém cristais de cloreto de prata entre os tetraedros de sílica. Quando o vidro está claro, estes cristais não bloqueiam a luz visível, mas eles absorvem comprimentos de onda mais curtos da luz ultravioleta.

Redução

Oxidação

28

Neste tipo de vidro, quando exposto à luz do sol que contém ultravioleta, ocorre a transferência de elétrons do íon Cl

- para o íon Ag

+ produzindo átomos de prata e cloro:

eClCl Luz 0

0AgeAg

Os átomos de prata juntam-se formando pequenas partículas de prata, que absorvem e refletem a luz escurecendo a lente.

Alguns íons Cu+ estão presentes com os cristais de cloreto de prata para reagir com os

átomos de cloro liberados. ClCuClCu 20

Cada íon Cu+ libera 1e

- para o cloro formado o íon Cu

+2 e cloreto.

Os átomos de prata migram para a superfície dos cristais de cloreto de prata e se agregam em pequenos cristais coloidais de prata metálica. Como resultado, eles absorvem luz visível escurecendo as lentes.

Quando a pessoa que está usando um desses óculos vem de fora para dentro de casa, os íons Cu

+2 migram para a superfície do cristal onde eles aceitam um elétron da prata. O íon prata volta

a formar o cristal de cloreto de prata e as lentes ficam claras novamente.

AgCuAgCu 002

Os óculos de lentes fotocromáticas são um exemplo do resultado de pesquisas na obtenção de novos materiais que nos propiciam maior conforto. Imagine você quando os automóveis tiverem pára-brisas fotocromáticos? Seria bem mais tranqüilo viajar de automóvel mesmo contra o sol. Isso será possível quando o preço do vidro fotocromático baixar, e muitas outras aplicações virão.

4. Procedimento experimental

4.1. Materiais / equipamentos 4 tubos de ensaio pequenos 6 pipetas graduadas de 5mL ou frascos conta-gotas água clorada (hipoclorito de sódio) cobre metálico (lixar o fio antes) esponja de aço (bombril) magnésio metálico (fita) zinco metálico

ZnSO4 0,1 mol/L CuSO4 0,1 mol/L NaBr 0,1 mol/L NaCl 0,1 mol/L NaI 0,1 mol/L FeCl3 0,1 mol/L H2SO4 3,0 mol/L

Resíduos Os resíduos de CuSO4 e ZnSO4 podem ser colocados nos recipientes identificados para ser

encaminhados para tratamento. Os resíduos de NaBr, NaCl, NaI e FeCl3 podem ser descartados na pia. Os resíduos de ácido sulfúrico devem ser neutralizados ao final de cada aula pelo monitor. O

resíduo neutralizado (Na2SO4 e água) pode ser descartado na pia. Cuidados O ácido sulfúrico 3,0 mol/L é extremamente corrosivo e causa queimaduras na pele e

mucosas. Deve ser manuseado com muito cuidado. Em caso de acidente, lave as partes atingidas com bastante água.

Obs: Para reduzir a produção de resíduos químicos use uma quantidade mínima de cada solução, aproximadamente 10 gotas (± 0,5 mL), o suficiente para cobrir o metal. 4.2. Desenvolvimento Metais Redutores Enumere 4 tubos de ensaio 1 à 4. Coloque no tubo 1 um pedaço de cobre metálico; no tubo 2

fita de magnésio; no tubo 3 zinco metálico; no tubo 4 uma pequena bola de esponja de aço (± 0,5 cm de diâmetro).

Adicione 10 gotas (± 0,5 mL) de CuSO4 0,1 mol/L em cada tubo. Use conta-gotas.

29

Espere 3 minutos e observe se ocorreu alguma mudança de cor na mistura (na solução ou no sólido) indicando reação química. Se houve reação escreva a equação balanceada na folha de dados. Caso contrário, escreva “aparentemente não ocorreu”.

Descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de CuSO4. Lave os tubos de ensaio.

Repita o procedimento do item 1, a seguir adicione 10 gotas (± 0,5 mL) de ZnSO4 0,1 mol/L em cada tubo. Use o conta-gotas. Proceda de acordo com o item 3.

Ao terminar, descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de ZnSO4. Lave os tubos de ensaio.

Repita o procedimento do item 1. A seguir adicione 10 gotas (± 0,5 mL) de H2SO4 3,0 mol/L em cada tubo. Cuidado ao manusear o ácido sulfúrico é extremamente corrosivo. Use conta-gotas. Proceda de acordo com o item 3. Obs: A reação com o ferro é lenta.

Ao terminar descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de H2SO4. Lave todo o material.

Halogênios e Fe

+3 como agente oxidante.

Enumere 3 tubos de ensaio limpos. Coloque 10 gotas (± 0,5 mL) de brometo de sódio (NaBr) 0,1 mol/L no tubo 1; 10 gotas de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L no tubo 2; e 10 gotas de iodeto de sódio (NaI) 0,1 mol/L no tubo 3. Adicione 10 gotas de FeCl3 0,1 mol/L a cada um dos três tubos. Observe qualquer mudança de cor. Um enfraquecimento de cor devido a diluição não constitui uma mudança de coloração. O ferro (III) oxidou algum dos haletos? Anote suas observações na folha de dados.

Lave os tubos de ensaio. As soluções dos tubos de ensaio podem ser desprezadas na pia, estes sais não são tóxicos ao meio ambiente nestas concentrações.

Enumere 3 tubos de ensaio limpos. Coloque 10 gotas (± 0,5 mL) de brometo de sódio (NaBr) 0,1 mol/L no tubo 1; 10 gotas de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L no tubo 2; e 10 gotas de iodeto de sódio (NaI) 0,1 mol/L no tubo 3, acrescente 10 gotas de água clorada recentemente preparada em cada um dos tubos e descreva o que ocorreu na folha de dados.

Lave os tubos de ensaio. As soluções dos tubos de ensaio podem ser desprezadas na pia, estes sais não são tóxicos ao meio ambiente nestas concentrações.

5. Questionário

Coloque os quatro metais (Cu, Zn, Mg, Fe) e o hidrogênio em ordem decrescente de ação

redutora começando pelo melhor agente redutor. Escreva as equações das semi-reações de oxidação e redução e a reação iônica total para as

reações: sulfato de cobre + zinco ácido sulfúrico + magnésio Coloque Br2, Cl2, I2 e Fe

+3 em ordem de suas reatividades, começando pelo melhor agente

oxidante. Escreva as equações de semi-reações de oxidação e redução e a equação iônica total para

as reações: ferro (III) + iodeto cloro + iodeto Para as reações abaixo, escreva as equações das semi-reações de oxidação e redução e a

equação iônica completas adicionando H+, OH

- ou H2O, quando necessário.

a) 2242 SO IHI SOH (em solução ácida)

b) 2

2-

3 N NO Zn Zn (em solução ácida)

c) -

32 ClO Cl Cl (em solução básica)

30

FOLHA DE DADOS


Para as reações abaixo (1-12), assuma que, quando o ferro metálico reagir formará Fe (II). Se a reação ocorreu, complete e balanceie a equação. Se a reação não foi observada experimentalmente, escreva “a reação não foi observada”. Equação Balanceada

CuSO4 + Cu

0

CuSO4 + Mg0

CuSO4 + Zn0

CuSO4 + Fe0

ZnSO4 + Cu0

ZnSO4 + Mg0

ZnSO4 + Zn0

ZnSO4 + Fe0

H2SO4 + Cu0

H2SO4 + Mg0

H2SO4 + Zn0

H2SO4 + Fe0

Halogênio e Fe

+3 como agentes oxidantes. Se a reação ocorreu, complete e balanceie a

equação. Se a reação não foi observada experimentalmente, escreva “a reação não foi observada”. Assuma que, Fe

+3 é reduzido a Fe

+2 quando ele reage.

Equação Balanceada

Fe+3

+ Br-

Fe+3

+ Cl-

2 Fe+3

+ 2I-

Cl2 + 2Br-

Cl2 + Cl-

Cl2 + 2I-

31

Anexo 1 Potenciais padrão de redução, 25ºC

Semi-reação E° (V)

F2(g) + 2e- 2F

- +2.87

PbO2(s) + SO42-

(aq) + 4H+ + 2e

- PbSO4(s) + H2O +1.69

2HOCl(aq) + 2H+(aq) + 2e

- Cl2(g) + 2H20 +1.63

MnO4-(aq) + 8H

+(aq) + 5e

- Mn

2+(aq) + 4H20 +1.51

PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e

- Pb

2+(aq) + 2H2O +1.46

BrO3-(aq) + 6H

+(aq) + 6e

- Br

-(aq) + 3H2O +1.44

Au3+

(aq) + 3e- Au(s) +1.42

Cl2 (g) + 2e- 2Cl

-(aq) +1.36

O2(g) + 4H+(aq) + 4e

- 2H2O +1.23

Br2 (aq) + 2e- 2Br

-(aq) +1.07

NO3-(aq) + 4H

+(aq) + 3e NO(g) + 2H2O +0.96

Ag+(aq) + e

- Ag(s) +0.80

Fe3+

(aq) + e- Fe

2+(aq) +0.77

I2(s) + 2e- 2I

-(aq) +0.54

NiO2(aq) + 4H+(aq) + 3e

- Ni(OH)2(s) + 2OH

-(aq) +0.49

Cu2+

(aq) + 2e- Cu(s) +0.35

SO42-

+ 4H+(aq) + 2e

- H2SO3(aq) + H2O +0.17

2H+ (aq) + 2e

- H2(g) 0.00

Sn2+

(aq) + 2e- Ni(s) -0.14

Ni2+

(aq) + 2e- Ni(s) -0.25

Co2+

(aq) + 2e- Co(s) -0.28

PbSO4 (s) + 2e- Pb(s) + SO4

2- -0.36

Cd2+

(aq) + 2e- Cd(s) -0.40

Fe2+

(aq) + 2e- Fe(s) -0.44

Cr3+

(aq) + 3e- Cr(s) -0.71

Zn2+

(aq) + 2e- Zn(s) -0.76

2H2O (aq) + 2e- H2(g) + 2OH

-(aq) -1.66

Mg2+

(aq) + 2e- Mg(s) -2.37

Na+ (aq) + e

- Na(s) -2.71

Ca2+

(aq) + 2e- Ca(s) -2.76

K+ (aq) + e

- K(s) -2.92

Li+ (aq) + e

- Li(s) -3.05

32

PRÁTICA 07 - EFEITO DA CONCENTRAÇÃO SOBRE A VELOCIDADE DE REAÇÃO


Observar como a mudança de concentração dos reagentes afeta a velocidade de uma reação.


No final dessa experiência o aluno deverá ser capaz de: - Identificar a influência na velocidade e sentido da reação pela concentração dos

reagentes e produtos. - Montar um gráfico a partir de dados experimentais. - Entender e prever a ordem da reação.


A velocidade de uma reação química pode ser medida de diversas maneiras. Em reações envolvendo substâncias gasosas a velocidade pode ser medida monitorando as mudanças de pressão no sistema. Mudanças de intensidade na coloração de substâncias químicas é outro método de medida de velocidade de reação. Instrumentos capazes de medir a quantidade de luz que passa através de uma solução contendo espécies que absorvem cor também são usados para medir velocidades de reação. Em todos os casos a velocidade de reação é caracterizada pela alteração na quantidade de moléculas reagentes, que colidem com maior freqüência sob condições de alta concentração e temperatura, aumentando a velocidade das reações.

Nesta experiência, o ácido nítrico reage com tiossulfato de sódio (Na2S2O3) para produzir enxofre coloidal como um dos produtos. Em algum ponto da reação o teor de enxofre resulta em uma solução opaca. O tempo, para cada solução se tornar opaca, será a medida da velocidade desta

reação: 2 HNO3 + Na2S2O3 SO2 + 2 NaNO3 + H2O + S

4. Procedimento Experimental:

4.1. Materiais / equipamentos Becker (ou Erlenmeyer) Proveta 100 mL Tiossulfato de Sódio (Na2S2O3) 0,1 mol/L Ácido Nítrico (HNO3) 1,0 mol/L DESCARTAR OS RESÍDUOS NO RECIPIENTE ADEQUADO 4.2. Desenvolvimento

Numerar 4 copos de becker como soluções 1, ½, ¼, 8

1 .

No becker 1, adicionar 50 mL da solução 0,1 mol/L de tiossulfato de sódio. No becker ½, misturar 50 mL de água e 50 mL de tiossulfato. Transferir 50 mL desta solução

para o becker ¼ . Aos 50 mL do becker ¼ adicionar 50 mL de água e transferir 50 mL desta solução ao becker

1/8.

Diluir a solução do Becker 8

1 com 50 mL de água e descartar na pia 50 mL desta solução.

Rapidamente adicione 50 mL de HNO3 1 mol/L ao becker contendo a solução 1 e comece a cronometrar. Quando a solução se tornar opaca registre o tempo e anote em sua tabela.

Repita o procedimento 6 para as soluções ½, ¼ e 8

1 de tiossulfato de sódio.

33

5. Questionário:

Fazer o gráfico relacionando a concentração do Na2S2O3 com o tempo de reação. Qual a

conclusão dos resultados obtidos? Porque o aumento na concentração dos reagentes aumenta a velocidade das reações?

Calcule a velocidade média da reação entre os pontos da diluição ½ e 8

1 .

Quais são os fatores que afetam a velocidade das reações?

34

FOLHA DE DADOS

Equipe:_________________________________________________ Turma:_____________ Data____/____/_______

Diluições Na2S2O3 Concentração de Na2S2O3

(mol.L-1

) Tempo de Reação

1

½

¼

81

Gráfico

35

PRÁTICA 08 - INVESTIGAÇÃO SOBRE A CORROSÃO DO FERRO


Demonstrar a interação do ferro como aço, com outros metais comumente postos em

contatos através de seus muitos usos em todas as areas da engenharia. 2. Objetivos de ensino

No final dessa experiência o aluno deverá ser capaz de: - Identificar possiveis situações de corrosões especialmente focada no aço. - Planejar e prever sistemas anti-corrosivos. - Compreender o efeito de passivação e proteção anódica.


A corrosão do aço, por si só, ocasiona anualmente enormes prejuízos financeiros para todos os países. Quais os fatores responsáveis por essa perda? O que se pode fazer para reduzi-la?

“Corrosão” é um termo genérico aplicado aos processos pelos quais os metais não combinados são transformados em óxidos ou outros compostos. Isto provoca a deterioração gradativa dos metais. Embora a química da corrosão do ferro não esteja ainda completamente esclarecida, é certo que envolve uma oxidação por meio de algum agente oxidante.

Nesta experiência investigaremos alguns fatores envolvidos na corrosão e tentaremos correlacioná-los por meio de algumas generalizações.


4.1. Materiais / equipamentos Todas as soluções possuem concentração de 0,1 mol.L

-1.

NaOH Na2Cr2O7 NaCl HCl KOH Na2CO3 KNO3 HNO3 KH2PO4 Na2C2O4 AgNO3 H2SO4

FeSO4 Ferricianeto de potássio (K3Fe(CN)6) Fenolftaleina 0,1 % Ágar-ágar Fita de magnésio Fio de cobre Água destilada Tubos de Ensaio Pregos Bico de Bunsen Placa Petri Alicate

4.2. Desenvolvimento Reações do ferro com vários reagentes aquosos. (a) Pegue 5 tubos de ensaio e em cada um coloque um prego limpo e polido. Faça-os

escorregarem cuidadosamente ao longo das paredes para evitar quebrar o fundo dos tubos. (b) Em cada tubo de ensaio coloque um dos reagentes abaixo, de maneira a apenas cobrir os

pregos. O professor lhe dirá qual o grupo de reagentes usar. Todas as soluções são 0,1 mol/L.

Reagentes Grupo A Grupo B Grupo C

1 NaOH KOH KH2PO4

2 Na2Cr2O7 Na2CO3 Na2C2O4

3 NaCl KNO3 AgNO3

4 HCl HNO3 H2SO4

5 Água destilada Água destilada Água destilada

36

Anote se a solução é ácida, básica ou neutra (caráter da solução). Passe para a parte II, pois os itens (d), (e) e (f) ficam para a aula seguinte. (d) Observe e anote qualquer modificação que tenha ocorrido. Compare seus resultados com

os dos colegas que usaram outros grupos de reagentes. Organize uma tabela com os resultados. (e) Acrescente a cada solução 1 ou 2 gotas de ferricianeto de potássio 0,1 mol.L

-1, K3Fe(CN)6

que contém os íons K+ e Fe(CN)6

-3 .Observe qualquer modificação.

(f) Acrescente 1 gota de ferricianeto de potássio 0,1 mol.L-1

a cerca de 1 mL de solução de sulfato ferroso. Compare este resultado com o obtido quando o ferricianeto de potássio foi acrescentado às várias soluções que continham os pregos. Que conclusões podem ser retiradas a partir dos resultados da etapa (e)

Reações que envolvem pares metálicos (a) Prepare cerca de 200 mL de solução de ágar-ágar, procedendo da seguinte maneira Aqueça em um Becker, cerca de 200 ml de água destilada até começar a ferver. Retire o bico

de bunsen e acrescente, com agitação, 2 g de ágar-ágar pulverizados. Continue aquecendo e agitando até que o ágar se tenha dispersado.

(b) Acrescente à solução de ágar-ágar 5 gotas de ferricianeto de potássio e 3 gotas fenolftaleina 0,1 %. Misture muito bem.

(c) Enquanto a solução estiver esfriando, prepare 4 pregos limpos e polidos como indica a figura abaixo. Coloque um deles ao lado de uma placa Petri. Com o auxílio de alicates, dobre um segundo prego e coloque-o do outro lado da placa. Enrole um fio de cobre limpo em volta de um terceiro prego; retire o prego e retire a espiral de cobre de maneira que, ao introduzi-lo novamente, fique em contato íntimo com o fio; repita o mesmo processo usando uma fita de magnésio, enrolado-a em um outro prego. Coloque-os na placa de Petri. Cuidado para que os pregos não se toquem.

(d) Quando a solução de ágar-ágar estiver morna, mas ainda líquida, derrame-a cuidadosamente na placa de Petri até que os pregos estejam cobertos por uma camada.

Faça observações durante o tempo que resta de aula. Guarde a placa de Petri na geladeira e observe-as novamente na semana seguinte.

5. Questionário:

Mencione os reagentes da parte 1 para os quais não houve sinal de corrosão. Mencione os reagentes da parte 1 para os quais houve sinal de corrosão. Há evidência de alguma regularidade? Que evidência? Como explica essa regularidade? O que você observou em relação as reações na cabeça, na ponta e na região encurvada em

comparação com o resto do prego? Explique isto em função do tratamento mecânico do prego durante sua manufatura.

Porque um prego podo permanecer muitos dias na prateleira de uma casa de ferragens sem se enferrujar, ao passo que colocado em água se enferruja rapidamente?

O íon ferroso reage com ferricianeto de potássio formando um precipitado colorido. Que cor, na parte II, indica a localização de uma reação de oxidação? Onde se deu a

redução? Explique a formação de cada coloração. Escreva as equações de oxidação e redução para cada um dos casos na parte II em que

observou uma reação. Consulte a tabela de potenciais padrão e sugira outro metal que se oxide mais facilmente do

que o ferro, protegendo-o da corrosão. De que maneira uma camada de magnésio sobre o ferro (ferro galvanizado) o protege da

corrosão?

Placas de Petri

Fio de cobre Tira de magnésio

37

FOLHA DE DADOS

Equipe:__________________________________________________________ Turma:_________ Data:___/___/___

4.1 Reações do ferro com vários reagentes aquosos

Grupo Reagentes Caráter da solução Observações item 1.d Observações item 1.e

A

NaOH

Na2Cr2O7

NaCl

HCl

B

KOH

Na2CO3

KNO3

HNO3

C

KH2PO4

Na2C2O4

AgNO3

H2SO4

H2O destilada

4.2 Reações que envolvem pares metálicos — dois metais em contato OBSERVAÇÕES

38

PRÁTICA 09 - TITULAÇÃO


Demonstrar técnicas quantitativas baseadas em reações estequiométricas. 2. Objetivos de ensino

No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de: - Determinar a concentração de uma base por titulação; - Dominar a técnica de titulação;


Na ciência e na indústria, freqüentemente é necessário determinar a concentração de íons em soluções. Para determinar a concentração de um ácido ou uma base, um método chamado titulação é utilizado. A titulação utiliza o fato de que ácidos são neutralizados por bases para formar sal e água.

O ponto em que uma solução ácida for completamente neutralizada por uma solução básica é chamado de ponto de equivalência e neste ponto o número de íons H

+ é igual ao número de íons OH

-

As concentrações de muitos compostos são usualmente expressas como molaridade (mols/litro), e as concentrações de ácidos e bases são freqüentemente expressas em normalidade (N), assim a normalidade de um ácido é o número de equivalentes (nE), por litro de solução.

M = n/V ; n =

m/MM ; N =

nE/V ; nE =

m/E ; E =

MM/ ; M = N;

Onde: MM é a massa molecular, m é a massa em gramas, E é o equivalente grama e é o número de íons ionizáveis H

+ ou OH

-.

Então podemos dizer que a molaridade de um ácido ou uma base multiplicada pelo número de hidrogênios ionizáveis ou oxidrilas é igual a sua normalidade. Além disso, o número de mols de um ácido ou base multiplicado pelo número de hidrogênios ionizáveis ou oxidrilas é igual ao que denominamos de equivalentes.

O ponto quando a base neutraliza um ácido (ou vice versa) pode ser detectado com um indicador, que muda de cor com o excesso de íons H

+ ou OH

-. A fenolftaleína é um indicador desse

tipo, quando em meio ácido a fenolftaleína é incolor, mas com excesso de íons OH- numa solução ela

se torna cor de rosa. Fator de uma solução ou fator de correção (f) Quando se pesa um reagente para se fazer uma solução, pode-se cometer erros

provenientes da operação ou do equipamento e a normalidade obtida é suposta. Por exemplo: se ao pesar 40g de NaOH cometêssemos um erro de pesagem, após dissolver

para 1000 mL, a concentração obtida será uma normalidade suposta. Representamos a normalidade suposta por Ns. A verdadeira normalidade é determinada por titulação, com uma solução de concentração

conhecida e já titulada. A verdadeira normalidade é representada por Nv a qual difere pouco da suposta normalidade. Chama-se FATOR DA SOLUÇÃO ou FATOR DE CORREÇÃO a relação entre a verdadeira e

a suposta normalidade. Pode-se representar: f = Nv / Ns


4.1. Materiais / equipamentos Béquer Bureta Suporte universal e garras Pipeta Proveta Bastão de Vidro

Fenolftaleína Alaranjado de metila HCl 0,1 mol.L

-1

NaOH (molaridade desconhecida) Na2CO3

Água destilada

39

DESCATAR OS RESÍDUOS NA PIA E LAVAR OS MATERIAIS. 4.2. Desenvolvimento Padronização da solução de HCl Encher a bureta com a solução de HCl 0,1 mol.L

-1, zere-a recolhendo o excesso de solução

em um béquer, de forma que o menisco fique na marca do zero. Certifique-se que a parte de baixo da torneira esteja cheia de líquido. Desta forma a bureta está pronta para ser utilizada na titulação. Separe o que sobrou do HCl para reutilizá-lo.

Prepare a solução padrão de carbonato de sódio (Na2CO3) medindo 1,06g em um béquer e adicione 100 mL de água destilada. Coloque 20 mL desta solução em um outro béquer (ou erlenmeyer) e adicione 2 ou 3 gotas de alaranjado de metila.

Titule esta solução gotejando a solução de HCl da bureta no béquer que contem a solução de carbonato de sódio, sob agitação, até a mudança de cor (alaranjado para vermelho). Pare de gotejar HCl e anote o volume gasto, lendo direto na bureta. Encha novamente a bureta com HCl, zere-a e repita a titulação, utilizando outros dois béqueres. Anote os volumes gastos em cada titulação.

Obs: Você deve parar de gotejar HCl assim que a cor ficar permanente. Descartar os resíduos das soluções tituladas na pia. A solução de HCl não precisa ser

descartada, pois, será utilizada no procedimento 4.2; Determinação da concentração de NaOH Coloque 20 mL da solução de NaOH em um béquer. Adicione três gotas de fenolftaleína e

titule com HCl até o ponto de viragem do indicador (cor de rosa para incolor). Anote o volume de HCl gasto.

Encher novamente a bureta com HCl, zere-a e repita a titulação do NaOH mais 2 vezes.

5. Questionário:

Os resíduos gerados neste experimento podem ser descartados na pia. Explique porque é possível usar esse procedimento?

Calcule a concentração normal (normalidade) e a concentração molar (molaridade) do HCl utilizado.

Determine o erro percentual encontrado para as soluções de HCl. Escreva a equação de neutralização do HCl pelo NaOH. Calcule a concentração normal (normalidade) e a concentração molar (molaridade) da

amostra de NaOH.

40

FOLHA DE DADOS

Equipe:______________________________________________________Turma:_____________ Data____/____/_______

Padronização da solução de HCl: Volumes de HCl gastos: na 1ª titulação: _____________________ na 2ª titulação: _____________________ na 3ª titulação: _____________________ Média dos volumes: _____________________ Utilizando a relação N1V1 = N2V2, calcule a normalidade da solução de HCl: __________ Determinação da concentração de NaOH: Volumes de HCl gastos: na 1ª titulação: _____________________ na 2ª titulação: _____________________ na 3ª titulação: _____________________ Média dos volumes: _____________________ Utilizando a relação N1V1 = N2V2, calcule a normalidade da solução de NaOH: _________

41

PRÁTICA 10 - CALOR DE REAÇÃO


Demonstrar a entalpia como energia presente nas reações e ações sobre as substâncias.


- Calcular o calor de reação da dissociação do hidróxido de sódio em água. - Comparar o valor encontrado com o obtido através da Lei de Hess para esta reação.

3. Introdução:

Nesta experiência será usado um erlenmeyer como recipiente para a reação e como calorímetro simples para medir o calor desprendido ou absorvido durante as reações. Admitiremos que o calor de reação será usado para modificar a temperatura da solução aquosa e do frasco. Desprezaremos pequenas perdas de calor para o ambiente. Lembre-se que é preciso 1,0 caloria para fazer variar de 1°C a temperatura de 1g de água. Para alterar de 1°C a temperatura de 1g de vidro, precisa-se de 0,2 cal.

Nesta experiência, será medida e comparada a quantidade de calor envolvida em três reações.

Reação 1 – Hidróxido de sódio sólido dissolvido em água e formando solução aquosa de íons:

NaOH Na+

(aq) + OH -(aq) + x1(cal)

H1 = -x1 cal A entalpia (H) da reação, é o calor trocado a pressão constante Reação 2 - Hidróxido de sódio sólido reagindo com solução aquosa de cloreto de hidrogênio,

formando-se água e solução de cloreto de sódio:

NaOH(s) + HNO3(aq) H2O + Na+

(aq) + NO3- + x2 (cal)

H2 = - x2 cal Reação 3 – Solução aquosa de hidróxido de sódio reagindo com solução aquosa de cloreto

de hidrogênio formando água e solução aquosa de cloreto de sódio:

NaOH(aq) + H NO3 (aq) H2O + Na NO3 + x3 (cal) H3 = - x3 cal


4.1. Materiais: Erlenmeyer Água destilada Becker Hidróxido de sódio 0,5 mol/L Termômetro Hidróxido de sódio sólido Proveta Ácido nítrico 0,25 mol/L e 0,5 mol/L DESCARTAR OS RESÍDUOS NA PIA. 4.2. Desenvolvimento Determinação do calor de reação 1: Determine a massa do Erlenmeyer limpo e seco. Coloque no Erlenmeyer cerca de 200 mL de água destilada, pese e anote a temperatura.

42

Pese cerca de 2,0 g de NaOH sólido (o NaOH se torna úmido enquanto fica na balança, por isso pese rapidamente), anote exatamente a massa medida.

Coloque a massa de NaOH medida na água e agite o frasco até que o hidróxido de sódio se dissolva. Insira o termômetro no frasco e anote a temperatura.

Obs.: Jogue o material no becker indicado. Antes de passar para a reação 2, lave bem o frasco utilizado. Não precisa secá-lo.

Determinação do calor de reação 2: Repita as etapas 2, 3 e 4 usadas na determinação do calor de reação 1, mas na etapa 2

substitua a água por 200 mL de HNO3 0,25 mol/L. Lave novamente o frasco e passe para a reação 3. Não precisa secá-lo. Determinação do calor de reação 3: No erlenmeyer, coloque 100 mL de solução 0,5 mol/L de HNO3 e, num becker coloque 100

mL de solução 0,5 mol/L de NaOH. As duas soluções devem estar à temperatura ambiente ou ligeiramente abaixo. Verifique isto com o termômetro (lave-o antes de passá-lo de uma solução para outra). Anote as temperaturas.

Adicione a solução de hidróxido de sódio à solução de ácido nítrico. Misture rapidamente e anote a temperatura mais elevada que for atingida.

Em seguida pese o frasco com a solução e anote o valor. Lave todos os materiais e deixe a bancada limpa.

5. Questionário:

Exprima seus resultados como calores de reação: H1, H2, H3, todos por mol de NaOH. Compare H2 com H1 + H3 e explique. Calcule a diferença percentual entre H2 e H1 + H3, admitindo que H2 esteja correto. Escreva as equações iônicas representativas para as reações 2 e 3. Na reação 1, H1 representa o calor da dissolução de NaOH(s). Observe as equações iônicas

representativas para as reações 2 e 3 e encontre um significado para H2 e H3.

43

FOLHA DE DADOS

Equipe:_________________ ____________________________________Turma:_____________ Data____/____/_______

Massa do erlenmeyer seco: ______________

Reação 1 2 3

Massa total (erlenmeyer + solução)

Massa da solução

Temperatura inicial

Temperatura final

Variação de temperatura

Para cada uma das reações calcule:

Reação 1 2 3

A quantidade de calor absorvida pela solução.

A quantidade de calor absorvida pelo frasco.

A quantidade total de calor absorvida.

O número de moles de NaOH usados em cada reação.

A quantidade total de calor envolvida por mol de NaOH.

44

PRÁTICA 11 - EQUILÍBRIO QUÍMICO


Compreender que fatores podem influenciar no deslocamento de equilíbrio, e que este não se apresenta de uma forma estática.


No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de: - Dada a equação química de um equilíbrio escrever a expressão para a constante de

equilíbrio. - Avaliar as influências das concentrações e da temperatura no equilíbrio (Princípio de

LeChatelier).


A maioria das reações química é reversível. Os reagentes, A e B, reagem formando os produtos, C e D, e no mesmo tempo os produtos reagem restituindo os reagentes. Qual destas reações será favorecida depende das condições termodinâmicas.

Os principais fatores são: a) A reatividade das substâncias envolvidas. Esta pode ser expressa em energia ou, sob

condições de pressão constante em entalpia, que é liberada ou consumida durante a reação. b) A ocorrência ou disponibilidade das substâncias envolvidas. Em reações homogêneas,

como as deste experimento, a ocorrência é determinada pela concentração. Em soluções heterogêneas (p.ex. reações na superfície de substâncias sólidas) é necessário respeitar, além disso, a posição do centro reativo da molécula.

O princípio de Le Chatelier descreve como o equilíbrio químico pode ser manipulado por fatores externos, sendo eles a concentração das substâncias participantes da reação, a pressão e a temperatura.

Assim a reação equilibrada

aA + bB cC + dD , com H > 0 (reação endotérmica) pode produzir mais produtos C e D ao aumentar a temperatura ou ao aumentar a

concentração de A ou B. Para sabermos quantitativamente para que lado tende uma reação em equilíbrio, definimos

uma constante de equilíbrio, K, que pode ser determinada em termos de concentração molar (Kc) ou em termos de pressão parcial (Kp) das substâncias participantes da reação. Para a reação genérica mostrada acima se define a constante de equilíbrio como:

Kc = [C]c.[D]

d

[A]a.[B]

b


4.1. Materiais: Pipetas K2CrO4, 0,1 mol/L Conta-gotas K2Cr2O7, 0,1 mol/L Tubos de ensaio HCl, 1,0 mol/L

NaOH, 1,0 mol/L Ba(NO3) 2, 0,1 mol/L

DESCARTAR OS RESÍDUOS NO RECIPIENTE INDICADO.

45

4.2. Desenvolvimento Equilíbrio dos íons cromato CrO4

2- e dicromato Cr2O7

2-

A reação do cromato CrO4

2- (amarelo) para o dicromato Cr2O7

2- (laranja) é totalmente

reversível. Formulamos a reação e vemos que a concentração de prótons faz parte do equilíbrio.

2 CrO42-

+ 2 H+ Cr2O7

2- + H2O

Coloque 20 gotas de cromato de potássio K2CrO4 em um tubo de ensaio, e 20 gotas de dicromato de potássio K2Cr2O7 em um outro tubo. Anote a cor de cada solução. Estes tubos servem apenas para demonstrar a coloração das soluções.

Em outros dois tubos de ensaio coloque 10 gotas de K2CrO4 e K2Cr2O7, respectivamente, uma solução em cada tubo. Acrescente gota a gota, NaOH alternadamente em cada um dos tubos até a mudança de cor em um deles. Anote as cores neste momento. Guarde essas soluções para a outra etapa.

Repita o procedimento anterior mas acrescente HCl gota a gota, alternadamente em cada um dos tubos até a mudança de cor em um deles. Guarde essas soluções para a etapa 4.

Acrescente gota a gota, NaOH a um dos tubos da etapa 3 até a mudança de cor. Anote a cor final.

Em um dos tubos da etapa 2 acrescente gota a gota, HCl até a mudança de cor. Anote a cor final.

Equilíbrio de cromato de bário, BaCrO4(s) com uma solução saturada de seus íons.

BaCrO4(s) Ba2+

(aq) + CrO42-

(aq) Em um tubo de ensaio coloque 10 gotas de K2CrO4 e acrescente, gota a gota, nitrato de bário,

Ba(NO3)2 até perceber alguma alteração. Guarde este tubo para a etapa 3. Em outro tubo de ensaio, coloque 10 gotas de K2Cr2O7. Acrescente 2 gotas de HCl e depois

10 gotas de Ba(NO3)2. Anote se houve mudança de cor e/ou formação de precipitado. Guarde esse tubo de ensaio para o item 4.

Ao tubo de ensaio da etapa 1 acrescente, gota a gota, HCl até notar alguma alteração. Anote o que observou.

Ao tubo de ensaio da etapa 2 acrescente NaOH até notar alguma modificação. Sugira uma maneira de inverter as observações nas etapas 3 e 4. Teste suas sugestões. Em outro tubo de ensaio coloque 20 gotas de K2CrO4 e em outro tubo 20 gotas de K2Cr2O7.

Acrescente algumas gotas de Ba(NO3)2 a cada um dos tubos. Ao terminar, descarte o conteúdo dos tubos de ensaio nos recipientes indicados para os

resíduos, lave-os e deixe-os virados para baixo para escorrer a água.

5. Questionário:

Qual a influência de H+(aq) sobre o equilíbrio “CrO4

2- Cr2O7

2-“ ? Complete a equação,

acrescentando no lado adequado o número de íons H+ e moléculas de H2O respectivamente.

Qual a influência da concentração de OH- sobre o equilíbrio “CrO4

2- Cr2O7

2-“ ? Complete e

balanceie a equação acrescentando íons e moléculas OH- de H2O.

A partir das equações balanceadas nas questões anteriores, explique os resultados observados nas etapas: A-3, A-4 e A-5.

Calcule K para a reação PCl3 + Cl2 PCl5, sabendo-se que, no equilíbrio as pressões parciais são: p(PCl3) = 0,2 atm, p(Cl2) = 0,1 atm e p(PCl5) = 1,2 atm. Admita que a temperatura seja 0,0

oC. Qual a unidade para essa constante de equilíbrio?

46

FOLHA DE DADOS

Equipe:__________________________________________________________Turma:__________ Data____/____/_______

Equilíbrio dos íons cromato CrO4

2- e dicromato Cr2O7

2- (Anote cor das soluções)

1. CrO4

2-(aq) ______________________, Cr2O7

2-(aq)____________________________.

2. CrO42-

(aq) + OH -(aq) ________________, Cr2O7

2-(aq) + OH

-(aq) ________________.

3. CrO42-

(aq) + H +

(aq) _______________, Cr2O7 2-

(aq) + H+

(aq) ____________________. 4. Tubo da etapa 3 + OH

-(aq) ________________.

5. Tubo da etapa 2 + H+

(aq) ________________. Equilíbrio de cromato de bário, BaCrO4(s) com uma solução saturada de seus íons (anote

mudanças de precipitado). 1. CrO4

2-(aq) + Ba

2+(aq) ____________________________.

2. Cr2O72-

(aq) + H+

(aq) + Ba2 +

(aq) ____________________________.

3. Tubo da etapa B.1 + H+

(aq) ____________________________. 4. Tubo da etapa B.2 + OH

-(aq) ____________________________.

5. a) Inversão da reação B.3 ____________________________. b) Inversão da reação B.4 ____________________________. 6. CrO4

2-(aq) + Ba

2+(aq) ____________________________.

Cr2O72-

(aq) + Ba2+

(aq) ____________________________.

47

PRÁTICA 12 - PILHA DE DANIELL


Compreender o funcionamento da eletroquímica, estabelecer correlações com

armazenamento de energia elétrica de forma química, diferenciar pilhas e baterias.


- Compreensão do funcionamento de uma pilha - Medir o potencial de uma pilha de Daniell - Montagem de uma pilha - Aplicar os conceitos de oxi-redução ao experimento comparando os dados teóricos com os

experimentais

3. Introdução

Na vida moderna, é comum a transformação direta de energia química em elétrica. Sem bateria, os carros não dão partida e os rádios e relógios “de pilha” não funcionam. Estas baterias e pilhas funcionam através de reações químicas (reações de oxidação e redução) que acontecem espontaneamente produzindo um fluxo de elétrons, onde uma parte do sistema os doa e a outra parte os recebe.

Uma pilha fácil de ser construída e que permite a observação do fenômeno descrito é a pilha de Daniell. Uma pilha de Daniell é formada por um sistema Cu/Zn, quando estes materiais são postos em contato elétrico as reações que se processam são a redução do cobre e a oxidação do zinco.

A figura 1 mostra um esquema de uma pilha Cu/Zn, em cada meia célula há um eletrodo (de Zn ou Cu) e um eletrólito (ZnSO4 e CuSO4 dissolvidos). Os eletrodos são ligados por meio de um fio elétrico a um voltímetro. As soluções se mantêm ligadas eletricamente por meio de uma ponte salina (feita de NaCl e H2O), que deixa passar apenas os íons da solução.

Quando a concentração de ambos os eletrólitos encontra-se a 1 mol/L e a temperatura a 25°C, esta pilha produz uma diferença de potencial padrão (E°célula) de 1,1 V. A modificação da concentração dos íons Cu

2+ e Zn

2+ interferem no potencial da pilha, esta mudança pode ser calculada

através da Equação de Nernst E = E°célula - (0,0592 (log[Zn

2+]/[Cu

2+]))/n

Onde E é o potencial da pilha em qualquer concentração n = número de elétrons trocados [Zn

2+] e [Cu

2+] = concentração molar de zinco e cobre respectivamente.

Figura 1- Pilha de cobre/zinco

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4.1. Materiais / equipamentos Sulfato de cobre II (CuSO4) 0,1mol/l Sulfato de zinco (ZnSO4) 0,1 mol/l Lâminas de zinco metálico e de cobre metálico Solução de NaCl ou KCl (saturada) Béqueres

Tubo em U

Algodão Suportes Lixa Multímetro Conjunto de fios Balão volumétrico de 250ml

4.2. Desenvolvimento Coloque 50 mL de solução de CuSO4 0,1 mol/L em um béquer e 50mL de solução de ZnSO4

0,1 mol/L em outro béquer. Preparar a ponte salina da seguinte maneira: preencha o tubo em U com solução de NaCl (ou

KCl), de modo que não haja espaços vazios no interior do tubo e feche-o com uma pequena quantidade de algodão em cada ponta. Encaixe esta ponte salina no béquer contendo CuSO4 e no outro que contém ZnSO4. Tome cuidado ao manusear o tubo em U, para evitar quebrá-lo.

Lixe cuidadosamente as lâminas de zinco e cobre, removendo impurezas e óxidos de suas superfícies. Lave as lâminas com água destilada e encaixe a lâmina de cobre no frasco com solução de sulfato de cobre. A lâmina de zinco é encaixada no frasco com sulfato de zinco. A Figura 1 ilustra como deve ser montada a pilha.

Ligar o multímetro em 20 V. O fio vermelho do multímetro deve ser ligado à lâmina de cobre, e o fio preto ligado à lâmina de zinco. O multímetro deve então indicar o potencial da pilha. Inverta os fios de ligação do multímetro, e observe o que acontece. Em adição, estando ainda o multímetro ligado à pilha, remove-se a ponte salina, observe novamente o que acontece.

Desconecte os fios do multímetro e remova as placas e a ponte salina dos béqueres contendo as soluções de CuSO4 e ZnSO4. Faça uma diluição da solução já utilizada de sulfato de zinco, para isso meça 25 mL desta solução e coloque-a em uma proveta, diluindo-a com 25 mL de água. Os outros 25 mL de sulfato de zinco podem ser descartados na pia. Monte a pilha novamente e meça o potencial.

A solução de zinco pode ser descartada, já a solução de cobre deve ser descartada no Becker identificado.

Desconecte todos os fios e lave todo o material.

5. Questionário

Escreva as equações das semi-reações de oxidação, de redução e da reação global que ocorrem na pilha montada neste experimento

Determine o agente oxidante e o agente redutor da reação acima. Escreva as equações das semi-reações de oxidação, de redução e da reação global para as

reações (a) ferro (III) + iodeto; (b) cloro + iodeto. Consulte uma tabela de potenciais padrão de redução e sugira outros elementos que

poderiam ser utilizados juntamente com o Zn para montar uma pilha, de modo que o Zn continue sendo o agente redutor.

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Folha de Dados

Equipe:____ _______________________________________________________Turma:_______

Data____/____/_______

Potencial da Pilha Observado Calculado

Solução de ZnSO4 0,1 mol/L

Solução diluída

Potencial após inverter os fios

Potencial após remover a ponte salina

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PRÁTICA 13 - ELETRÓLISE DA ÁGUA


Realizar através de balanço energético a análise da obtenção do gás hidrogênio.


Provocar a quebra da molécula da água em hidrogênio e oxigênio. Comprovar a relação estequiométrica entre hidrogênio e oxigênio. Determinar relação de produção de hidrogênio e oxigênio.

3. Introdução

A eletrólise é um processo que separa os elementos químicos de um composto através do uso da eletricidade. De maneira sumária procede-se primeiro a decomposição (ionização ou dissociação) do composto em íons e, posteriormente com a passagem de uma corrente contínua através destes íons são obtidos os elementos químicos.

Algumas reações químicas ocorrem apenas quando fornecemos energia na forma de eletricidade, enquanto outras geram eletricidade quando ocorrem. A eletrólise da água ocorre quando passamos uma corrente elétrica continua por ela, desde que a tornemos condutora, pois a água pura não conduz corrente elétrica. A decomposição da água ocorre quando efetuamos a quebra das ligações entre átomos de hidrogênio e oxigênio.

O processo da eletrólise é uma reação de oxi-redução oposta aquela que ocorre numa pilha sendo, portanto, um fenômeno físico-químico não espontâneo.

Figura 1- Eletrólise da água

Cátodo: ocorre a redução - sinal negativo Ânodo: ocorre a oxidação - sinal positivo


4.1. Materiais Ácido Sulfúrico 1% 2 garras, 2 buretas 1 becker grande 2 suportes universais eletrodos de níquel/cromo ligados a fios de cobre fonte ou bateria

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4.2. Desenvolvimento Encher com água o almofariz até metade de sua capacidade. Encher duas provetas com água de modo que não tenha bolhas de ar dentro dela. Emborcar

elas dentro do almofariz, de modo que fiquem presas através da garra no suporte universal. Introduzir os eletrodos nas provetas, adicionar solução de ácido sulfúrico 1% no almofariz.

Conectar a bateria ou ligar a fonte (em 9V) na corrente elétrica. Manter ligado até que uma das provetas esteja totalmente cheia de gás.

Medir a quantidade de gases formados no cátodo e no ânodo.

5. Questionário

O que ocorre nos eletrodos dentro do sistema? Como os volumes de gases variam dentro das buretas? Qual o eletrodo (positivo ou negativo) gerou maior quantidade de gás? No eletrodo positivo temos o gás _______________ e no eletrodo negativo temos o gás

______________. O que ocorreria se fizéssemos reagir os dois gases obtidos? Faça uma pesquisa com o objetivo de determinar os usos do hidrogênio e benefícios de sua

aplicação.

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FOLHA DE DADOS

Equipe:____________________________________________________________Turma:_______ Data____/____/_______

Experiência 12 – PILHA DE DANIELL

Potencial da Pilha Observado Calculado

Solução de ZnSO4 0,1 mol/L

Solução diluída

Potencial após inverter os fios

Potencial após remover a ponte salina

Experiência 13 – ELETRÓLISE DA ÁGUA

Compartimento Volume Gás Produzido

Ânodo

Cátodo

apostila de aulas práticas (2)

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