apostila de química geral e...

Apostila de

Química Geral e Experimental

CURSOS:

ENGENHARIAS: QUÍMICA, MECÂNICA E PRODUÇÃO

DOCENTES: Prof. Dr. Norberto Luiz Amsei Junior

Profa. MSc. Ana Leonor Santos Junqueira Franco

Profa. Dra. Maria Tereza Diamantino

Profa. Dra. Rosangela Carvalho Goulart Guedes Prado

Barretos, 2010

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PROCEDIMENTOS PARA AULAS EXPERIMENTAIS

O professor realizará a orientação necessária ao acompanhamento e aprendizado

experimental adequado durante as aulas em laboratório.

As informações necessárias para a realização de cada aula, bem como para a elaboração

dos relatórios, serão disponibilizadas na página da disciplina.

O laboratório de química é o lugar privilegiado para a realização de experimentos,

possuindo instalações de água, luz e gás de fácil acesso em todas as bancadas. Possui ainda

local especial para manipulação das substâncias tóxicas (a capela), que dispõe de sistema

próprio de exaustão de gases. O laboratório é um local onde há um grande número de

equipamentos e reagentes que possuem os mais variados níveis de toxidez e, portanto, é um

local bastante vulnerável a acidentes. É necessário que se trabalhe com as devidas precauções.

Deve-se entrar num laboratório com um objetivo específico, portanto é necessária uma

preparação prévia a esse trabalho: O que vou fazer? Com que objetivo? Quais os princípios

químicos envolvidos nesta atividade?

Durante a realização dos experimentos devem-se efetuar anotações sobre os fenômenos

observados, das massas e volumes utilizados, tempo decorridos, condições iniciais e finais do

sistema. Um caderno ou uma pasta serão suficientes para essa finalidade, pois possibilitarão

uma descrição precisa das atividades de laboratório. Não confie em sua memória, tudo deve

ser anotado.

Após o experimento vem o trabalho de compilação das etapas anteriores através de um

relatório. O relatório é um modo de comunicação escrita de cunho científico sobre o trabalho

laboratorial realizado.

Antes de cada aula experimental leia com atenção o roteiro da prática, estude os

conceitos teóricos envolvidos, obtenha as propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos

reagentes a serem utilizados. Essas instruções são encontradas nos rótulos dos reagentes.

Ao final de cada aula lave todo o material, pois conhecendo a natureza do resíduo pode-

se usar o processo adequado de limpeza. Coloque todo o equipamento e vidraria sobre a

bancada, como no início da aula. Desligue todos os aparelhos e lâmpadas e feche as torneiras

de gás. Avise o professor e o técnico responsável pelo laboratório quando você acabar o

experimento.

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PROCEDIMENTOS PARA AVALIAÇÃO

As avaliações constarão das notas referentes aos relatórios solicitados, questões na prova

teórica e desempenho do aluno durante as aulas.

BIBLIOGRAFIA

Toda bibliografia ou referências bibliográficas serão fornecidas pelo professor em aula

ou estarão disponíveis no final de cada procedimento experimental, na página da disciplina.

Na realização dos relatórios as referências utilizadas deverão seguir as normas da ABNT

para serem citadas.

NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO

Para o seu bom desempenho e sua segurança no laboratório, estabelecemos as

seguintes normas a serem seguidas:

1) Siga rigorosamente as instruções do professor;

2) Nunca prove uma droga ou solução, a não ser com permissão do professor;

3) Use um avental ou capa apropriada;

4) Não fume no laboratório;

5) Evite o contato de quaisquer substâncias com a pele. Seja particularmente cuidadoso

quando manusear substâncias corrosivas, como ácidos e bases concentradas;

6) Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama;

7) Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos;

8) Sempre que possível trabalhe com óculos de proteção;

9) Quando aquecer uma substância em um tubo de ensaio não aponte a sua extremidade

aberta para seus colegas ou na sua própria direção;

10) Ao introduzir tubos de vidro em rolhas, umedece-as convenientemente, enrole a peça de

vidro numa toalha para proteger as mãos;

11) Experiências que envolvam liberação de gases tóxicos devem ser realizadas na capela;

12) Quando for testar um produto químico pelo odor, proceda com cuidado. Mantenha o

frasco afastado do seu rosto e com movimentos da mão dirija os vapores na direção do

nariz;

13) QUANDO DILUIR ÁCIDOS COM ÁGUA SEMPRE JUNTE O ÁCIDO À ÁGUA,

COM CUIDADO. NUNCA JUNTE ÁGUA A ÁCIDOS CONCENTRADOS;

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14) Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite de aquecimento prolongado

ou que desenvolva grande quantidade de energia;

15) Mantenha sua atenção voltada única e exclusivamente para o trabalho que você e seu

grupo desenvolvem;

16) Leia os rótulos dos frascos antes de usar as substâncias neles contidas;

17) Se qualquer produto químico for derramado, lave o local imediatamente;

Nunca use quantidade maior de reagente do que o máximo proposto;

18) Ao se retirar do laboratório verifique se não há torneiras abertas (água e gás). Desligue

todos os aparelhos, deixe todo o equipamento usado limpo e lave as mãos.

19) Antes de iniciar seus trabalhos, pegue a ficha de controle do seu grupo, anote a data, a

experiência a ser realizada e os números dos elementos do grupo.

ACIDENTES COMUNS EM LABORATÓRIOS E ATENDIMENTOS

1. Queimaduras

A) causadas por calor seco (chama e objetos aquecidos):

�No caso de queimaduras leves, aplicar pomada de picrato de butesina;

�No caso de queimaduras graves, elas devem ser cobertas com gase esterilizada,

umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%.

B) causadas por álcalis:

�Lavar a região atingida imediatamente com bastante água em abundância, durante

cinco minutos. Tratar com solução de ácido etanóico (acético) a 1% e novamente lavar com

água. Secar a pele e aplicar merthiolate.

C) causada por ácidos:

�Lavar imediatamente o local com água em abundância, durante cerca de cinco

minutos. Em seguida lavar com solução saturada de carbonatomonoácido de sódio e

novamente com água. Secar e aplicar merthiolate.

2. Ácidos nos olhos

�Fazer lavagem com água em abundância por quinze minutos. Em seguida aplicar

solução de carbonatomonoácido de sódio a 1%.

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3. Álcalis nos olhos

�Proceder como no item anterior, apenas substituindo a solução de

carbonatomonoácido por uma solução de ácido básico a 1%.

4. Intoxicação por gases

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

5. Ingestão de substâncias tóxicas

�Administrar uma colher de sopa de “antídoto universal”, que é constituído de duas

partes de carvão ativo, uma de óxido de magnésio e uma de ácido titânico.

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EXPERIMENTO 1: Apresentação de equipamento básico de laboratório A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a utilização de

uma variedade de equipamentos de laboratório, na maioria muito simples, porém com

finalidade específicas. O emprego de um dado equipamento ou material depende dos

objetivos e das condições em que a experiência será executada. Abaixo foram colocadas as

relações de materiais e algumas utilizações e nas páginas seguintes, você encontrará

FIGURAs de quase todos esses materiais. Faça a correspondência adequada e tente encontrar

outras utilizações para cada um desses materiais.

1. Material de vidro

• Tubo de ensaio – utilizado para efetuar reações químicas em pequena escala,

principalmente testes de reações.

• Bequer – recipiente com ou sem graduação, utilizado para o preparo de soluções,

aquecimento de líquidos, recristalização, etc.

• Erlenmeyer – frasco utilizado para aquecer líquido ou fazer titulações.

• Kitassato – frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado em filtrações a

vácuo.

• Balão de fundo chato ou de Florence – utilizado para armazenar líquido e em destilações.

• Balão volumétrico – recipiente calibrado, de precisão, destinado a conter um determinado

volume de líquido, a uma dada temperatura; utilizado no preparo de soluções de

concentração definidas.

• Cilindro graduado ou proveta – frasco com graduações, destinado a medidas aproximadas

de líquidos.

• Bureta – equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Permite o

escoamento do líquido e é muito utilizado em titulações.

• Pipeta – equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Existem dois

tipos: pipeta graduada e pipeta volumétrica.

• Funil - utilizado na transferência de líquidos de um frasco para o outro ou para efetuar

filtrações simples.

• Vidro de relógio – usado geralmente para cobrir béquer contendo solução ou para

evaporação em análise de líquidos.

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• Dessecador – utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de uma

atmosfera com baixo teor de umidade.

• Pesa filtro – recipiente destinado à pesagem de sólidos.

• Bastão de vidro – utilizado na agitação e transferência de líquidos.

• Funil de separação – equipamento utilizado na separação de líquidos imiscíveis.

• Condensador – equipamento utilizado para condensação de vapores em destilações ou

aquecimento sob refluxo.

• Balão de destilação com saída lateral – utilizado em destilações simples

2. Materiais de porcelana

• Funil de Buchner – utilizado em filtrações por sucção, devendo ser acoplado a um

kitassato

• Cápsula de porcelana – usada para efetuar evaporações de líquidos.

• Cadinho – usado para calcinação de substâncias.

• Almofariz e pistilo – empregado para triturar e pulverizar sólidos.

3. Material Metálico

• Suporte (ou haste), mufa e garra – peças metálicas usadas para montar aparelhagens em

geral.

• Pinças – peças de vários tipos, como a de Mohr e de Hofmann, usadas para impedir ou

reduzir o fluxo de líquidos ou gases através de tubos flexíveis. Existe outro tipo, utilizado

para segurar objetos aquecidos (também chamada de tesoura).

• Tela de amianto – Tela metálica, contendo amianto, utilizada para distribuir

uniformemente o calor durando o aquecimento de recipientes de vidro à chama de um

bico de gás.

• Triângulo de ferro com porcelana – usado principalmente como suporte em aquecimentos

de cadinhos (aquecimento direto).

• Tripé – usado como suporte, principalmente de telas ou triângulos.

• Bico de gás (Bunsen) – fonte de calor destinado ao aquecimento de materiais não

inflamáveis.

• Argola (ou aro) – usada para suporte de funil de vidro.

• Espátula – usada para transferir substâncias sólidas.

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• Furador de rolhas – utilizado, quando necessário, para perfurar rolhas de cortiça e

borracha.

4. Materiais Diversos

• Suporte (ou estante) – tubo para ensaios.

• Pinça de madeira ou prendedor – utilizado para segurar tubos de ensaio.

• Trompa d’água – dispositivo para aspirar o ar e reduzir a pressão no interior de um frasco.

• Pisseta – frasco plástico, geralmente contendo água destilada (ou outro solvente), usado

para efetuar a lavagem dos recipientes com jatos de liquido nela contido.

• Estufa – utilizada para a secagem de materiais (por aquecimento), em geral até 200oC.

• Mufla ou forno – utilizado para calcinação de substâncias (por aquecimento), em geral até

1000 ou 1500oC.

• Centrifuga – instrumento que serva para acelerar a sedimentação do sólido em suspensão

em líquidos.

• Manta elétrica – utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis contidos em balões de

fundo redondo.

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Bibliografia:

• TRINDADE, D. F et al. Química - básica experimental. São Paulo: Cone, 1998.

• SILVA, R. R. da; BOCCHI, N.; FILHO, R. C. R. Introdução à Química Experimental.

São Paulo: McGraw-Hill, 1990.

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EXPERIMENTO 2: Medidas de volume e pesagem

1. Objetivo

Obter medidas de massas e volumes aproximadas e precisas.

2. Introdução teórica

2.1. Medida de volumes

A técnica de medição do volume de uma amostra depende do estado físico da amostra

(líquido ou sólido) e da sua forma (regular ou irregular).

Os resultados obtidos podem ser expressos em unidades SI, metro cúbico (m³), ou em

unidades submúltiplas deste, que é o caso mais frequente.

Normalmente, as unidades submúltiplas mais usadas são o mililitro (ml), ou

centímetro cúbico (cm³), e o litro (L), ou o decímetro cúbico (dm³).

2. 1.1. Medir volumes de líquidos

Para medir volumes de líquidos usam-se diversos instrumentos, consoante o rigor a

observar e o volume da amostra.

Para medições rigorosas usam-se pipetas, buretas ou balões volumétricos.

Para medições menos rigorosas utilizam-se as provetas.

Qualquer um destes instrumentos tem inscritas algumas informações importantes, tais

como:

· Volume máximo (capacidade);

· Graduação da sua escala, normalmente em mililitros;

· Tolerância (limite máximo do erro);

· Traço de referência, no caso de pipetas ou balões volumétricos;

· Temperatura de calibração (temperatura a que deve ser feita a medição e que é,

normalmente, 20˚C).

2.2. Erros de paralaxe

Erros associados à incorrecta posição do observador.

A leitura deverá ser feita de modo a que a direção do olhar coincida com a linha

tangente à parte interna do menisco se este for côncavo (ex: água), ou à parte externa do

menisco se este for convexo (ex: mercúrio). Vide FIGURA 1.

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FIGURA 1: Esquema da posição correta para a observação do menisco

Quadro 1: Principais instrumentos de medida de volume e suas características

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2.3. Medidas de massas Medir a massa de uma amostra é uma operação de “pesagem”.

O instrumento necessário para essa operação é a balança, que está geralmente

graduada em grama (g), unidade submúltipla do quilograma (kg). Existem vários tipos de

balanças, com alcance e sensibilidade diversas.

O alcance é o valor máximo que é possível medir utilizando a balança; a sensibilidade

é o valor da menor divisão da sua escala.

Após a selecção da balança, pesa-se a amostra com os seguintes cuidados:

· Não colocar a amostra directamente sobre o prato da balança, mas, sim dentro de um

recipiente limpo e seco que pode ser um vidro de relógio, um copo de precipitação ou até

um simples papel de filtro. Estes recipientes devem estar à temperatura ambiente;

· Evitar vibrações da mesa ou da bancada em que se encontra a balança;

· Evitar derrame de líquidos ou reagentes sólidos sobre o prato da balança.

3. Procedimento experimental

1. Medir 50 mL de água em um Becker (ou béquer) e transferir para o Erlenmeyer. Verificar o

erro na escala (diferença das leituras de uma vidraria para outra). Transferir para a proveta

graduada e fazer a leitura do volume. Verificar a precisão.

2. Medir 50 mL de água na proveta graduada e transferir para um Becker. Verificar o erro na

escala. Transferir para o Erlenmeyer. Verificar a precisão. Colocar esses três aparelhos em

ordem crescente de precisão.

3. Pipetar 25 mL de água usando a pipeta volumétrica. Transferir para a proveta. Comparar a

precisão das escalas.

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4. Pipetará água com uma pipeta graduada (transferindo para diferentes tubos de ensaio):

Volumes: 1 mL; 2 mL; 5 mL; 1,5 mL; 2,7 mL; 3,8 mL; 4,5 mL

Esta pratica tem a finalidade de treinar para controlar volumes variáveis numa pipeta

graduada.

5. Encher uma bureta com água (acertando o menisco e verificando se não há ar em parte

alguma perto da torneira). Transferir o volume para o Erlenmeyer (não deixar ultrapassar o

volume máximo da bureta). Comparar a precisão das escalas.

6. pesagem de massas: pedir orientação do professor. Fazer distinção entre as balanças

analíticas e semi-analíticas.

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EXPERIMENTO 3: Teste da Chama

1. Objetivos:

• Identificar, por meio da cor produzida na chama, alguns cátions;

• Observar o fenômeno de emissão luminosa por excitação e correlacionar com o Modelo

Atômico de Bohr;

• Verificar a distribuição eletrônica dos elementos;

• Reconhecer os limites do Modelo de Bohr;

• Tomar contato com as regiões do espectro eletromagnético.

2. Introdução teórica:

Um modelo atômico é uma representação que procura explicar, sob o ponto de vista da

Ciência, fenômeno relacionado à estrutura da matéria e às formas como ela se expressa. Ele

visa dar uma explanação sobre a estrutura microscópica da matéria e deve ser capaz de prever

outros fenômenos associados a ela.

A partir do Modelo Atômico de Bohr, ficou estabelecido que os átomos possuem

regiões específicas disponíveis para acomodar seus elétrons – as chamadas camadas

eletrônicas.

2.1. Os postulados de Bohr

Usando os conceitos quânticos desenvolvidos para a luz, Bohr propõe os seguintes

postulados para o átomo:

- O elétron move-se em órbitas circulares em torno do núcleo do átomo;

- A energia total de um elétron (potencial + cinética) não pode apresentar qualquer valor, mas

sim, valores múltiplos de um quantum;

- Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron e ele não emite energia ao

percorrê-las;

- Quando o elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve um quantum de energia.

No estado fundamental, de menor energia, os elétrons ocupam os níveis mais baixos

de energia possíveis. Quando um átomo absorve energia de uma fonte externa, um ou mais

elétrons absorvem essa energia e “pulam” para níveis mais energéticos ou externos. Neste

caso, diz-se que o átomo encontra-se em um estado excitado. Isso pode ser observado na

FIGURA 1.

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FIGURA 1: Representação do átomo de Borh

O elétron absorve uma quantidade de energia E = E2 – E1 e salta para um nível mais

externo de energia E2. Se a quantidade de energia for menor do que a diferença entre os níveis

(E), o elétron permanece em seu nível de energia. O átomo no estado excitado encontra-se

numa situação em que existe espaço livre em níveis de energia mais baixos. Desse modo, o

elétron excitado ou algum outro que esteja em níveis acima do espaço livre pode cair deste

nível mais externo para ocupar o espaço livre. O átomo, então, volta ao estado normal de

energia. Segundo Bohr, um elétron jamais poderia permanecer entre duas órbitas tidas como

permitidas. Neste caso ocorre emissão de energia na forma de radiação eletromagnética.

Como os átomos podem ter diferentes níveis, podem ocorrer diferentes transições eletrônicas

(absorção ou emissão), e cada uma dessas possíveis transições envolve um valor bem definido

de energia. Quando essas emissões ocorrem na região do visível (série de Balmer), podemos

observar suas cores. O conjunto de todas as radiações, desde os raios gama até as ondas de

rádio, forma o espectro eletromagnético, que nada mais é do que a ordenação destas radiações

em função do comprimento de onda e da freqüência (FIGURA 2).

FIGURA 2: Espectro Eletromagnético. Fonte: MOREIRA, M.A.

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O teste da chama está fundamentado nos princípios do modelo de Bohr, de que quando

certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico, alguns elétrons

da camada de valência absorvem essa energia passando para um nível de energia mais

elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um ou mais elétrons

excitados retornam ao estado fundamental, eles emitem uma quantidade de energia radiante

igual àquela absorvida, cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança

de nível eletrônico de energia. Assim, a luz de um comprimento de onda particular pode ser

utilizada para identificar um referido elemento.

Uma chama não-luminosa de Bunsen consiste em 3 partes: um cone interno azul

(ADB), compreendendo, principalmente, gás não queimado, uma ponta luminosa em D (que

só é visível quando os orifícios de ar estão ligeiramente fechados), um manto externo

(ACBD), na qual se produz a combustão completa do gás. As partes principais da chama, de

acordo com Bunsen, são claramente indicadas na FIGURA 3 abaixo. A mais baixa

temperatura está na base da chama (a), que é empregada para testar substâncias voláteis, a fim

de determinar se elas comunicam alguma cor à chama. A parte mais quente da chama é a zona

de fusão (b), que fica a cerca de um terço de altura da chama e eqüidistante do interior e

exterior do manto. A zona oxidante inferior (c) está situada na borda mais externa de b e pode

ser usada para oxidação de substâncias dissolvidas em pérolas de bórax. A zona oxidante

superior (d) é a ponta não-luminosa da chama. Nesta região há um grande excesso de

oxigênio e a chama não é tão quente. A zona redutora superior (e) está na ponta do cone

interno azul e é rica em carbono incandescente. A zona redutora inferior (f), está situada na

borda interna do manto próximo ao cone azul.

FIGURA 3: Temperaturas da chama não luminosa do bico de Bunsen

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O teste da chama baseia-se no fato ele que quando certa quantidade de energia é

fornecida a um determinado elemento químico, os elétrons da camada de Valência absorvem

esta energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que é chamado de

um estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retoma ao estado fundamental,

emite uma quantidade de energia mediante (luz), igual àquela absorvida, cujo comprimento de

onda é característico do elemento e da mudança do nível eletrônico de energia. Assim, a luz

de um comprimento de onda particular ou cor, é utilizada para identificar o referido elemento.

Tabela 1: Ocorrência das linhas do espectro

Elemento Descrição da linha Comprimento de onda em nm

Sódio Amarela, dupla 589,0 / 589,6

Potássio Vermelha, dupla 766,5 / 769,9

Violeta, dupla 404,4 / 404,7

Lítio Vermelho 670,8

Laranja (fraca) 610,3

Tálio Verde 535,0

Cálcio Faixa laranja 618,2 – 620,3

Verde amarelada 555,4

Violeta (fraca) 422,7

Estrôncio Faixa vermelha 674,4 / 662,8

Laranja 606,0

Azul 460,7

Bário verde 553,6 / 534,7 / 524,3 / 513,7

Azul (fraca) 487,4

3. Materiais:

5,00 mL de solução 1,00 mol/L de cloreto de cálcio, cloreto de estrôncio, cloreto de

bário, cloreto de sódio e cloreto de potássio; 5 béqueres de 10 mL; 5 fios de níquel - cromo;

solução de HCl concentrado; 1 pipeta de 5,00 mL; 1 vidro de relógio.

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4. Procedimento Experimental:

Acenda a chama do bico de Bunsen e calibre a entrada de ar para obter uma chama

azulada quase transparente. Limpe os fios metálicos que serão utilizados no experimento,

mergulhando-os em solução de HCl concentrado, previamente colocada no vidro de relógio, e

em seguida, aquecendo-os em rubro na chama do bico de Bunsen. Esse processo deve ser

repetido até que a chama do bico de Bunsen não altere sua coloração. Mergulhe o fio limpo na

solução da amostra em estudo e observe a coloração da chama. Anote o resultado em uma

tabela. Compare seu resultado com os resultados dos outros grupos.

5. Questões para o relatório:

1) Quais os postulados de Bohr?

2) Usando o sódio como exemplo, qual o �E dos elétrons que estão sofrendo essa transição eletrônica?

3) Estes testes são conclusivos para identificar um elemento?

4) Quando uma espécie não apresenta coloração ao ser colocada na chama, podemos afirmar que não

está ocorrendo transição eletrônica? Justifique.

Referência:

MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. Campinas, SP: Editora Átomo, 2008.

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EXPERIMENTO 4: Polaridade Molecular e Solubilidade

1. Objetivo: investigar a relação entre a natureza iônica, polar ou apolar de uma substância

com sua solubilidade em determinados solventes.


POLARIDADE DAS MOLÉCULAS

Em geral, os compostos são classificados em compostos iônicos e compostos

moleculares. Os compostos iônicos são aqueles que possuem uma ou mais ligações iônicas,

mesmo que apresente várias ligações covalentes.

Na ligação iônica, as forças de atração são conseqüência da transferência completa de

um ou mais elétrons de um átomo para outro sendo que um deles adquire carga positiva e o

outro, negativa, surgindo as forças responsáveis pela ligação. A maioria dos compostos

iônicos são sólidos, nas temperatura e pressão ambientes, porque a força de atração elétrica

mantém os

cátions e os ânions firmemente ligados uns aos outros.

Os compostos moleculares são aqueles que possuem somente ligações covalentes

entre seus átomos. A menor partícula deste composto denomina-se molécula.

Na ligação covalente a transferência de elétrons nunca é completa, pois estes são

compartilhados e neste caso a força de atração entre o par de elétrons (carga negativa) e o

núcleo (carga positiva) é o que mantêm os átomos unidos.

Polaridade

A polaridade de uma molécula está diretamente vinculada à polaridade das ligações

entre seus átomos constituintes e também a sua geometria. A molécula polar é uma molécula

com momento de dipolo diferente de zero enquanto uma molécula não-polar ou apolar tem

momento dipolo elétrico igual a zero. Cada ligação de uma molécula poliatômica pode ser

polar, mas a molécula como um todo pode ser não-polar ou apolar se os dipolos das ligações

individuais se cancelarem.

Experimentalmente, quando uma molécula se orienta na presença de um campo

elétrico externo é considerada polar, caso contrário é apolar. Diferentes materiais têm

diferentes tendências de ceder ou receber elétrons. Ao atritar vigorosamente dois materiais,

estamos fornecendo energia para que haja transferência de elétrons de um material para outro.

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O material que recebeu elétrons fica com carga negativa e o que cedeu com carga positiva. A

seqüência dos materiais em função da tendência de receber ou ceder elétrons é mostrada pela

série triboelétrica. Ao atritar dois materiais quaisquer de uma série triboelétrica, aquele que

estiver posicionado à esquerda ficará eletrizado positivamente e aquele que estiver

posicionado à direita ficará eletrizado negativamente.

Ponto de Fusão

O ponto de fusão (PF) de um composto é a temperatura na qual este composto no

estado sólido se transforma em líquido. O ponto de fusão está relacionado com as interações

entre partículas (átomos, íons e moléculas). Compostos que possuem fortes interações entre

partículas, terão maiores pontos de fusão.

Os compostos iônicos são constituídos por íons positivos e negativos, dispostos de

maneira regular formando um retículo cristalino. Para que ocorra a fusão do retículo

precisamos de uma considerável energia, por isso os compostos iônicos possuem elevado

ponto de fusão e ebulição, geralmente são sólidos e muito duros.

Quanto mais fortes forem as interações intermoleculares, maior o ponto de fusão.

Compostos contendo moléculas polares possui ponto de fusão mais alto que moléculas

apolares.

Condução de corrente elétrica

Para que haja condução de corrente elétrica é necessária a presença de elétrons livres,

com mobilidade. Os compostos iônicos não conduzem corrente na fase sólida (quando os

elétrons estão firmemente ligados uns aos outros), mas conduzem na fase líquida ou em

solução aquosa, quando os íons adquirem mobilidade. O composto que se dissolve originando

uma solução que conduz corrente elétrica (solução eletrolítica) é chamado de eletrólito.

SOLUBILIDADE

Coeficiente de solubilidade e solvatação dos sais

Quando nos referimos ao sal não estamos nos referindo exclusivamente ao cloreto de

sódio, o mais famoso dos sais, velho conhecido em nossas cozinhas ou na água do mar.

Talvez por nossa associação quase despercebida de sal com o cloreto de sódio (NaCl),

afirmamos que os sais são solúveis em água. Isto não é verdade em alguns aspectos: nem

todos os sais são solúveis em água e nem tudo que é solúvel em água é um sal. Nosso

conhecimento também nos diz que não é possível dissolver qualquer quantidade de um sal em

água, que se colocarmos muito, sobrará uma parcela no fundo do recipiente que não se

dissolve. Com base nesse conhecimento, vamos discutir algumas coisas:

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Coeficiente de solubilidade

Por que, se colocarmos muito sal na água, parte dele não se dissolve? Muitos de nós

aprendemos na escola que existe uma quantidade máxima de um sal que pode ser dissolvida

em certa quantidade de água em uma certa temperatura e, a isto chamamos de coeficiente de

solubilidade. Não costumamos discutir esse fato, apenas o aceitamos já que nossa experiência

cotidiana já o provou. Para entender o porquê, temos que entender como se dá a dissolução do

sal.

Para exemplificars, utilizaremos o cloreto de sódio que, como já citamos, também

conhecido como "sal de cozinha" e o principal - mas não o único - sal encontrado na água do

mar. O cloreto de sódio, NaCl, é uma composto iônico que apresenta dois tipos de íons: Na+

(sódio) e Cl-(cloreto). Nos cristais de NaCl, incontáveis íons Na+ e Cl- estão associados, mas a

proporção é 1 Na+: 1Cl-, e por isso a fórmula usada é NaCl. A água, H2O, é uma molécula

triatômica com ligações covalentes e que apresenta polaridade.

FIGURA 1: Representação da molécula de água, com geometria angular

No caso do cloreto de sódio:

FIGURA 2: Representação do cloreto de sódio (NaCl)

Quando adiciona-se um cristal de NaCl em água, seus íons interagem com a água e

pode ocorrer a dissociação. Cada íon acaba atraindo o lado positivo das moléculas de água

(hidrogênios), enquanto o lado positivo (sódio) atrai o lado negativo das moléculas de água

24

(oxigênio). Como existe abundância de moléculas de água, várias delas são atraídas, cercando

os íons.

FIGURA 3: Interação do cloreto de sódio com a água

Esse processo chama-se solvatação e, quando íons estão cercados por moléculas de

água, diz-se que estão solvatados.

FIGURA 4: Solvatação dos íons Na+ e Cl-

Entendendo este processo, fica fácil perceber que, se adicionarmos muito NaCl, não

haverá moléculas de água disponíveis para solvatar os íons, fazendo com que eles não sejam

separados, portanto o sal não se dissolverá. Quando isso ocorre, todo sal que for adicionado a

água continuará intacto, não se dissolvendo e precipitando, formando o que chamamos de

corpo de fundo ou corpo de chão.

FIGURA 5: Corpo de fundo

Solubilidade dos sais em água

Nem todos os sais são solúveis em água. Embora muitos deles sejam solúveis em água

existem exceções e você precisa conhecê-las. Estas são algumas regras de solubilidade:

25

Tabela 1: Solubilidade dos compostos iônicos em água na temperatura ambiente

Substâncias Solubilidade Exceções

Ácidos Orgânicos Solúveis

Permanganatos, Nitritos e Nitratos, Cloratos Solúveis

Sais de Alcalinos e Amônio Solúveis carbonato de lítio

Acetatos Solúveis de prata

Tiocianatos e Tiossulfatos Solúveis de prata, chumbo e

mercúrio

Fluoretos Solúveis de magnésio, cálcio e

estrôncio

Cloretos e Brometos Solúveis de prata, chumbo e

mercúrio I

Iodetos Solúveis mercúrio, bismuto e

estanho IV

Sulfatos Solúveis de prata, chumbo,

bário, e estrôncio

Óxido metálico e Hidróxidos Insolúveis de alcalinos, amônio,

cálcio, bário e

estrôncio

Boratos, Cianetos, Oxalatos, Carbonatos,

Ferrocianetos, Ferricianetos, Silicatos, Arsenitos,

Arseniatos, Fosfitos, Fosfatos, Sulfitos e Sulfetos

Insolúveis de alcalinos e de

amônio

Fatores que influenciam na solubilidade dos sais

Por que um sal é mais solúvel que outro? A solubilidade em água depende de alguns

fatores:

• A força de interação entre as partículas próximas do soluto; (interação soluto-soluto);

• A força de interação entre as moléculas de água e as do soluto antes da dissolução;

(interação soluto-solvente)

• A força de interação entre as moléculas de água e as do soluto depois da dissolução

(interação soluto-solvente)

26

3. Procedimento Experimental

A) Ação de um campo elétrico

1- Monte 3 buretas em suportes, colocando sob cada uma delas um béquer de 100 mL.

2- Encha a primeira bureta com água, a segunda com álcool e a terceira com benzeno.

3- Atrite um bastão de plástico (ou vidro) contra o cabelo ou contra papel secante.

4- Abra a torneira da bureta com água, de forma a deixar correr um filete fino.

5- Aproxime o bastão de vidro atritado deste filete. Anote suas observações.

Repita o procedimento com a bureta que contém o álcool e com a que contém o benzeno.

1- O comportamento observado foi o mesmo para as 3 substâncias?

2- Utilize as fórmulas estruturais para tentar justificar o comportamento apresentado por cada

substância.

B) Solubilidade x polaridade

Monte um conjunto com 6 buretas e coloque respectivamente em cada uma: água, álcool,

acetona, óleo de soja, gasolina, benzeno.

Utilizando 2 mL de cada substância, misture-as 2 a 2 em tubos de ensaio, até completar todas

as combinações (tabelar), indicando se as misturas obtidas são homogêneas ou heterogêneas.

C) Solubilidade x polaridade

Coloque 10 mL de água, álcool, benzeno em béqueres identificados. Acrescente a cada

um deles, uma pequena quantidade (= 1 g) de NaCl e agite.

O NaCl é um composto iônico ou molecular? Justifique.

De acordo com a sua resposta anterior você é capaz de prever em qual solvente ele irá

dissolver-se melhor? Qual?

De acordo com os conceitos e com suas observações, indique o solvente mais polar e o

mais apolar.

Agora nestes mesmos béqueres acrescente um pequeno cristal de I2. Agite e observe.

Você pode concluir que o I2 é polar ou apolar?

Estimar no relatório o possível comportamento do NaCl e do I2 em acetona e

querosene. Justifique.

27

EXPERIMENTO 5: Separação de misturas

Objetivo: utilizar o método mais adequado para separar as misturas apresentadas.


2.1 Métodos Usuais de Separação dos Componentes de uma Mistura

As misturas são comuns em nosso dia a dia; como exemplo temos as bebidas, os

combustíveis e a própria terra em que pisamos. Poucos materiais são encontrados puros.

Qualquer material feito de duas ou mais substâncias, que não são combinadas quimicamente,

é uma mistura.

O isolamento dos componentes puros, a partir de uma mistura, requer a separação de

um componente do outro e vários métodos têm sido desenvolvidos com essa finalidade.

Alguns se baseiam nas diferenças de propriedades físicas dos componentes da mistura; outros,

nas diferenças de propriedades químicas ou de características químicas.

Algumas das técnicas mais simples de separação dos componentes de misturas são:

sublimação, extração, decantação, filtração e evaporação.

A) Destilação

Existem alguns tipos de destilação, tais como: destilação simples, destilação

fracionada, destilação por arraste a vapor, dentre outros. O processo de destilação,

independentemente do tipo, tem sido muito empregado para purificação de substâncias e para

separação dos componentes de misturas. O processo de destilação se baseia na combinação

sucessiva dos processos de vaporização e de condensação.

A1) Destilação Simples

O processo de destilação simples é um dos métodos mais comuns de purificação de

líquidos. O esquema usado é o descrito na FIGURA abaixo e a destilação pode ocorrer num

sistema fechado ou semi-aberto.

A destilação é um método muito simples: um líquido é levado à ebulição tornando-se

vapor, o qual é, então, condensado e retorna ao estado liquido: O liquido é coletado e

armazenado. Os líquidos, ao serem aquecidos, têm a energia cinética de suas moléculas

28

gradativamente aumentada, fazendo com que algumas alcancem energia suficiente para

escapar da fase líquida e passar para a fase vapor.

FIGURA 1: Aparelhagem para destilação simples

O vapor acima do líquido exerce uma pressão chamada de pressão de vapor. Quanto

maior o número de moléculas que adquirem energia suficiente para escapar para a fase vapor,

maior será a pressão de vapor dessas moléculas. Quando a pressão de vapor se iguala a

pressão externa (pressão atmosférica) ocorre a ebulição. A temperatura em que ocorre a

ebulição de um líquido é o ponto de ebulição. O liquido no frasco de destilação é aquecido à

ebulição, o vapor alcança o condensador que está resfriado pela água corrente, condensa e

retorna à fase liquida. Se a mistura tem um componente de baixo ponto de ebulição (uma

substância volátil com uma alta pressão de vapor), ele destilará primeiro e pode ser coletado

primeiro. Os compostos de ponto de ebulição mais altos (substâncias com baixa pressão de

vapor) permanecem no frasco de destilação. Estes compostos só poderão ser destilados se a

temperatura do sistema for aumentada.

Quando a destilação é realizada à pressão atmosférica, em sistema aberto, o líquido

destila no seu ponto de ebulição "normal". Entretanto, quando a ebulição ocorre em um

sistema fechado, é possível mudar o ponto de ebulição do liquido pela redução da pressão no

sistema; se a pressão é reduzida, utilizando-se uma bomba à "vácuo", o ponto de ebulição do

liquido é reduzido. Assim, líquidos sensíveis ao calor, que se decompõem quando atingem o

ponto de ebulição, à pressão atmosférica, destilam com mínima ou nenhuma decomposição à

29

pressão reduzida. Por exemplo, anilina, líquido orgânico, de fórmula C6H5NH2 pode ser

destilada a 184oC (760mmHg) ou a 68oC (10 mmHg).

B) Sublimação, Filtração e Evaporação

B1) Sublimação – Processo que envolve o aquecimento de um sólido até que ele passe

diretamente da fase sólida para fase gasosa. O processo inverso, o vapor passando para a fase

sólida, sem passar pela fase líquida, é chamado de condensação. Exemplos de alguns sólidos

que sublimam: iodo, cafeína, naftaleno (naftalina), p-diclorobenzeno, etc.

B2) Filtração – Processo de separação entre um sólido e um líquido, pela utilização de filtros

- material poroso que pode ser papel, carvão, areia, etc; esses materiais permitem que o

líquido passe através deles separando-o do sólido. (FIGURA 2).

B3) Evaporação - Processo através do qual, uma mistura é aquecida e o componente mais

volátil deixa a mistura, permanecendo no recipiente, o componente menos volátil.

FIGURA 2: Técnica de filtração

3. Procedimento

A- Sublimação do Iodo presente em uma mistura

Coloque a cápsula de porcelana com a mistura para aquecer. Tampe a cápsula de

porcelana com um funil de vidro tendo a sua extremidade fechada por algodão. Inicie o

30

aquecimento e observe por aproximadamente 2 minutos. Vire com cuidado o funil e

acrescente um pouco de álcool no seu interior, anote as observações.

B- Retirar o pigmento escuro da coca-cola

Coloque em um béquer 20 mL de coca-cola e uma espátula de carvão ativado. Aqueça

moderadamente e faça uma filtração comum. Verifique a cor do filtrado.

C- Comprovação do CO2 da coca-cola

Em um sistema fechado com dois tubos de ensaio e um tubo recurvado, coloque em

um dos tubos uma amostra de coca-cola e no outro, solução de Ba(OH)2. Aqueça

brandamente o tubo de ensaio que contém a coca-cola e observe o que ocorre no outro tubo.

D- Dissolução Fracionada

Você receberá uma mistura de 2 sólidos (NaCl e I2), tendo a sua disposição alguns

materiais na bancada que são utilizados em um processo que é capaz de separar esta mistura.

O seu grupo deverá optar pelo método mais conveniente possível. Faça o experimento e

justifique a escolha do método.

E) Destilação fracionada (demostrativo)

Coloque 80 mL de vinho em uma

proveta e transfira para um balão de findo

chato, colocando algumas bolinhas de

destilação. Monte o destilador (FIGURA

ao lado). Acenda o bico de Bunsen e anote

a temperatura a cada intervalo, tomando o

cuidado para anotar a temperatura e o

tempo para a obtenção da primeira gota do

destilado.

Continue anotando a temperatura até a temperatura de 80ºC, desligue o gás, espere

gotejar e leia o volume do destilado obtido.

Pesquisa

1- Qual é o destilado obtido?

2- Qual a % de álcool do vinho analisado?

31

EXPERIMENTO 6: Cálculo da densidade e do teor de álcool em gasolina

1. Objetivo: Calcular a densidade de solução e verificar possível irregularidade em amostras

de gasolina comercial


A gasolina é um líquido volátil, inflamável, constituído por uma mistura extremamente

complexa de hidrocarbonetos. Pode ser obtida através da destilação do petróleo, entretanto a

crescente demanda mundial do combustível, devido ao surgimento do motor a explosão,

promoveu o desenvolvimento e aperfeiçoamento de técnicas para se obter um maior

rendimento na produção.

A fração do petróleo que corresponde à gasolina apresenta faixa de ebulição entre

40oC e 200oC, e é formada por hidrocarbonetos de composição variada (de 17 a 38 átomos por

molécula), mas seu principal constituinte são os octanos (C8).

A geometria molecular influi diretamente na polaridade das moléculas: se uma

molécula tem dois átomos que "puxam" os elétrons com a mesma força essa molécula é

apolar, pois não há formação de centros que concentram carga positiva e negativa. Se

molécula é composta por átomos que puxam os elétrons com forças diferentes, ocorre a

formação de pólos e então se diz que a molécula é polar. Dessa forma podemos atribuir que se

o nº de nuvens em volta do átomo central for igual ao nº de átomos centrais que a cercam, a

molécula é apolar, caso contrário é polar.

A relação entre polaridade e solubilidade ocorre da seguinte maneira: substâncias

polares tendem a serem solúveis em substâncias polares e substâncias apolares em substâncias

apolares. Isso ocorre porque uma molécula polar possui o pólo positivo e o pólo negativo e

esses pólos atraem os pólos opostos de outra molécula, dessa forma solubilizando com maior

facilidade. A solubilidade entre substâncias apolares ocorre pelas forças de dipolo induzido.

Isso explica a experiência da polaridade nas substâncias.

3. Procedimento

Pesar uma proveta vazia de 100,00 mL em balança semi-analítica. Coloque 50 mL de

uma mistura de álcool e gasolina em uma proveta de 100 mL, acrescente 50 mL de uma

32

solução de água e NaCl. Pesar a proveta cheia. Observe o que ocorre, anote o resultado e faça

a separação utilizando um funil de separação.

• Calcular a densidade da gasolina.

• Determine a % de álcool na gasolina usando o seguinte raciocínio:

50 mL-----100%

X mL----- P

Verifique se o valor obtido está dentro do permitido por nossa legislação.

33

EXPERIMENTO 7: Cromatografia em papel e giz

1. Introdução:

A cromatografia é um método físico-químico de separação. Ela está fundamentada na

migração diferencial dos componentes de uma mistura, que ocorre devido a diferentes

interações, entre duas fases imiscíveis, a fase móvel e a fase estacionária. A cromatografia em

papel é uma técnica simples, utiliza pequena quantidade de amostra, tem boa resolução e

aplica-se, de preferência, na separação e identificação de compostos polares como:

antibióticos, ácidos orgânicos e íons metálicos.

A separação ou distribuição dos componentes de uma mistura, na cromatografia líquido-

líquido em papel, relaciona-se com diferentes solubilidades relativas destes componentes, na

fase móvel e fase estacionária. Os componentes menos solúveis na fase estacionária têm uma

movimentação mais rápida ao longo do papel, enquanto que os mais solúveis na fase

estacionária serão seletivamente retidos, tendo uma movimentação mais lenta A

cromatografia em papel é muito útil para a separação e realização da análise qualitativa em

função dos Rf , fatores de retenção, onde temos que:

Rf = distância percorrida pela substância

distância percorrida pela frente da fase móvel

2. Procedimento Experimental:

Coloque 60 mL da solução acetona/água (preparada na proporção 5:1 em volume) em

um bequer de 500 mL. Coloque uma gota de cada solução apresentada (3%p/v e 2%p/v) no

papel de filtro previamente cortado e marcado como do na figura abaixo. Feito isto, trabalhe

com as três soluções em mistura, tendo o cuidado de colocar uma solução por vez, seque cada

gota para depois colocar a próxima no mesmo papel. Prenda as duas extremidades do papel

com cuidado, usando um grampeador, em seguida, coloque este papel no bequer com o

eluente, de modo que a extremidade inferior mergulhe na fase móvel, e tampe. Quando a fase

móvel atingir a linha de chegada, remova o papel do bequer e deixe secar ao ar ( pode-se usar

um secador, na temperatura fria). Quando o papel estiver seco, borrife-o com a solução de

34

AgNO3 1,57%(p/v) que atua como revelador. Meça os valores de Rf para cada íon, utilizando

a expressão dada.

Figura. Modelo de papel para o experimento de cromatografia

�Pesquise e responda:

1) Forneça os conceitos usados em CP: suporte, fase móvel, fase estacionária,

resolução, revelador.

35

EXPERIMENTO 8: O uso de indicadores ácido-base

1. Objetivo: reconhecimento de ácidos e bases com indicadores


2.1 Indicadores de pH

Inúmeros processos químicos, dependem diretamente do controle da concentração de

íons H+ (pH) no meio reativo, este controle pode ser feito por potenciômetros.

Para processos onde esta medida não seja adequada (uma reação com reagentes

tóxicos, por exemplo) substâncias químicas que forneçam indicação visual são de extrema

utilidade, substâncias estas chamadas indicadores.

A primeira teoria sobre os indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada

a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos

indicadores. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas

não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons.

Cálculo do pH do indicador

Pela teoria de Ostwald o indicador na forma ácida não dissociada (HIn) ou básica

(InOH) teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons. O comportamento destas

moléculas pode ser resumido como:

a) Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio (s) ionizável (eis) na estrutura, quando o

meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus

hidrogênios devido ao efeito do íon comum, nesta situação a molécula está neutra.

Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente

atraídos pelos grupos OH- (hidroxila) para formarem água, e neste processo são

liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da

molécula).

b) Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio

alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio

ácido (pH<7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a

36

formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da

coloração da molécula).

No entanto, a teoria iônica dos indicadores não oferece explicações sobre o

mecanismo pelo qual as cores são produzidas ou deixam de existir.

Aqui a teoria cromófora oferece uma explicação única para a formação das cores: "A

coloração das substâncias deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas

nas moléculas".

Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as

zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior

concentração de íons H+).

Como esperado, os indicadores, sofrem influência da temperatura, os ácidos

apresentam relativa grande constância de comportamento, o mesmo não acontecendo com os

indicadores básicos, que com o aumento da temperatura tendem a perder a sensibilidade aos

íons hidrogênio e conseqüente deslocamento para valores mais baixos de pH (ou seja, maiores

concentrações de H+ ). Para exemplificar segue tabela comparativa (valores em meio aquoso):

INDICADOR faixa de transição de pH a 18oC

faixa de transição de pH a 100oC

azul de timol 1,2 - 2,8 1,2 - 2,6 tropeolina 00 1,3 - 3,2 0,8 - 2,2

amarelo de metila 2,9 - 4,0 2,3 - 3,5 alaranjado de metila 3,1 - 4,4 2,5 - 3,7 azul de bromofenol 3,0 - 4,6 3,0 - 4,5

verde de bromocresol 4,0 - 5,6 4,0 - 5,6 vermelho de metila 4,4 - 6,2 4,0 - 6,0

p-nitrofenol 5,0 - 7,0 5,0 - 6,0 púrpura de bromocresol 5,2 - 6,8 5,4 - 6,8

azul de bromotimol 6,0 - 7,6 6,2 - 7,8 vermelho de fenol 6,4 - 8,0 6,6 - 8,2 vermelho de cresol 7,2 - 8,8 7,6 - 8,8

azul de timol 8,0 - 9,6 8,2 - 9,4 fenolftaleína 8,0 - 10,0 8,0 - 9,2 timolftaleína 9,4 - 10,6 8,6 - 9,6

nitramina 11,0 - 13,0 9,0 - 10,5

37

Deve ser observado que outro importante fator será a adição de solventes não-aquosos

visando a melhor visualização da viragem (a mudança de coloração da solução em análise) do

indicador. Solventes como metanol, etanol e acetona produzem interessantes efeitos, para

exemplo:

Etanol: diminui a constante de ionização de ácidos e bases fracos, tendo como

conseqüência o aumento da sensibilidade de indicadores ácidos ao íon hidrogênio. Observar

que este efeito é genérico para solventes orgânicos, tendo suas zonas de transição deslocadas

para valores mais altos de pH (menores concentrações de íons H+).

Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as

zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior

concentração de íons H+).

Formas tautômeras: compostos que apresentam ligações duplas e/ou triplas cujas

estruturas diferem grandemente, uma da outra, pela disposição dos átomos, mas que se

encontram em equilíbrio. O mais comum tipo de tautomeria envolve a diferenciação das

moléculas pela mudança do ponto de ligação de um átomo de hidrogênio: o equilíbrio tende

para a forma em que o átomo de hidrogênio está ligado a um átomo de carbono em vez de

tender a estar ligado a um átomo mais eletronegativo, como o oxigênio, ou seja, a forma ácida

mais fraca tende a ser a mais estável.

3. Procedimento (A)

1- pegue dois suportes de tubos de ensaio, coloque em cada um deles, 9 tubos de ensaio,

numere os tubos de cada suporte de 1 a 9

2- para o primeiro suporte, pipete 5 mL de solução de HCl para cada tubo. Para o segundo

suporte, pipete 5 mL de solução de NaOH para cada tubo.

3- Nos tubos 1 coloque 4 gotas de fenolftaleína

4- Nos tubos 2, coloque 4 gotas de vermelho congo

5- Nos tubos 3, coloque 4 gotas de metilorange

6- Nos tubos 4, coloque um pedacinho de papel tornassol azul

7- Nos tubos 5, coloque um pedacinho de papel tornassol vermelho

8- Nos tubos 6, coloque um pedacinho de papel universal

9- Nos tubos 7, coloque 6 gotas do indicador natural I

10- Nos tubos 8, coloque 6 gotas do indicador natural II

11- Nos tubos 9, coloque 6 gotas do indicador natural III

38

Meio Ácido Meio Básico

Fenolftaleína

Vermelho congo

Alaranjado de metila

Vermelho de cresol

Azul de bromotimol

Papel tornassol azul

Papel tornassol vermelho

Papel universal

Indicador I

Indicador II

Indicador III

Pesquise:

1- Qual o conceito de ácidos e bases de Arrhenius, Bronsted-Lowry e de Lewis?

4. Procedimento (B) - Opcional

4.1 Solução de pH conhecido e Indicador

1. Partindo de uma solução de HCl 0,100 molL-1 prepare, por diluição, 50 mL de

soluções: 0,0100 molL-1; 0,00100 mol.L-1 e 0,000100 mol.L-1 (mostrar os cálculos e

utilizar as unidades corretamente).

Dica:

• 50 mL de solução HCl 0,01 molL-1 = 5 mL de solução 0,1 molL-1 + 45 mL de água;

• 50 mL de solução de HC 0,001molL-1 = 5 mL de solução 0,01 molL-1 + 45 mL de água;

• 50 mL de solução de HCl 0,0001molL-1 = 5 mL de solução 0,001 molL-1 + 45 mL de água

2. Partindo de uma solução de NaOH 0,100 molL-1 prepare, por diluição, 50 mL de

soluções: 0,0100 molL-1; 0,00100 mol.L-1 e 0,000100 mol.L-1 (mostrar os cálculos e

utilizar as unidades corretamente).

39

3. Calcular o pH das soluções dos itens 1 e 2;

4. Preparar uma bateria de 8 tubos de ensaio limpos e coloque 5 mL de cada uma das oito

soluções anteriores (item 1 e 2), identificando cada tubo pelo pH. Adicione em cada

tubo uma gota do indicador violeta de metila. Observe as cores e guarde a bateria;

5. Prepare uma nova bateria de oito tubos de ensaio e adicione uma gota de alaranjado de

metila em cada tubo;

6. Repita este procedimento com outros indicadores, a saber: vermelho de metila, azul de

bromotimol, vermelho de bromocresol, fenolftaleína e amarelo de alizarina R.

As baterias das soluções com as cores características das viradas de pH serão utlizadas como

padrão para medida aproximada do pH de soluções

7. Prepare agora uma solução 0,100 mol.L-1 de ácido acético (100 mL) por diluição de

uma solução 1 mol.L-1;

8. Pegue alíquotas de 5 mL desta solução e coloque em tubos de ensaio (total de 7 tubos

de ensaio, 1 para cada indicador);

9. Adicinone a cada tubo uma gota de cada um dos indicadores usados anteriormente;

10. Estime o pH, por comparação, com as cores da bateria de soluções de referencia;

11. Repita o mesmo procedimento dos itens 7 e 8 com a base hidróxido de amônio.

Compare as cores.

12. Determine o pH das soluções ácidas e básicas preparadas nos itens 1 e 2 utilizando

papel indicador universal. Para isto, introduzir um bastão de vidro limpo na solução

colocando a seguir e extremidade do bastão em contato com uma pequena tira de

papel indicador. Verificar a cor produzida e o pH correspondente, comparando com a

tabela de cores da embalagem do papel.

40

EXPERIMENTO 9: Síntese do NaCl

1. Objetivo: Preparar o cloreto de sódio

2. Introdução:

O cloreto de sódio, popularmente conhecido como sal ou sal de cozinha, é uma substância

largamente utilizada formada na proporção de um átomo de cloro para cada átomo de sódio. A

sua fórmula química é NaCl. O sal é essencial para a vida animal e é também um importante

conservante de alimentos e um popular tempero (FIGURA 1).

O sal é produzido em diversas formas: sal não refinado (como o sal marinho), sal refinado

(sal de cozinha), e sal iodado. É um sólido cristalino e branco nas condições normais.

Cloreto de sódio e íons são os dois principais componentes do sal, são necessárias para a

sobrevivência de todos os seres vivos, incluindo os seres humanos. O sal está envolvido na

regulação da quantidade de água do organismo. O aumento excessivo de sal causa risco de

problemas de saúde como pressão alta.

FIGURA 1: Estrutura cristalina do NaCl

Atualmente a água do mar, lagos, rios e rochas que podem conter sal. Seu processo de

fabricação é é físico e não químico, dando-se por dissolução de sal gema com água quente

injetada nas jazidas para a produção de salmoura. Após, procede-se a concentração, etapa que

também é realizada com a água do mar e de lagos salgados, a cristalização do cloreto de sódio e

a colheita e sua lavagem, e se adequado, refino e adição de compostos contendo iodo para o

consumo humano.

Cloreto de sódio para uso industrial é obtido por processos mais complexos e cuidadosos que

incluem etapas como as seguintes:

41

• Evaporação e concentração da salmoura por evaporação da salmoura de NaCl em

instalações de duplo e simples efeito. Nas plantas deste processo, que incluem a produção

conjunta de carbonato de sódio a fonte do vapor necessário é, na quase totalidade, obtido

por um recuperador de vapor, dos líquidos quentes provenientes da fabricação de

carbonato de sódio.

• Decantação e centrifugação dos cristais obtidos de cloreto de sódio, quando a suspensão

de cristais obtida é decantada e separa-se a fase líquida ("águas mães"). A fase mais densa

é centrifugada, sendo separadas as restantes águas mães e obtem-se o cloreto de sódio

úmido, com teor de água de 2 a 3%.

• Secagem e peneiração do sal quando a secagem em leito fluidizado e a obtenção de

granulação adequada por peneiração alimentam o processo de embalagem e o

carregamento a granel do produto acabado.

Embora a maioria das pessoas esteja familiarizada com os vários usos do sal na culinária,

desconhece que a substância é utilizada em várias outras aplicações, como a manufatura de papel

e a produção de sabão e detergentes.

No norte dos Estados Unidos da América e na Europa, grandes quantidades de sal são

utilizadas para limpar as rodovias do gelo durante o Inverno.

É utilizado em larga escala na produção de hidróxido de sódio, cloro, hidrogênio e

indiretamente ácido clorídrico por eletrólise de sua solução aquosa (processo cloro-álcali).

O sal também é utilizado para a produção de gás cloro e de sódio metálico, através da

eletrólise ignea. Além disso, este mineral é o de maior utilidade aplicada entre todos, sendo

utilizado em mais de 16 mil formas diferentes. [

3. Procedimento:

1. Pese, em balança semi-analítica, uma cápsula de porcelana e um vidro de relógio (juntos).

2. Pese, na cápsula, aproximadamente 1,00 g de bicarbonato de sódio; anote o peso.

3. Adicione ao NaHCO3 10 mL de água destilada, medida com uma proveta e cubra a cápsula

com o vidro de relógio.

4. Levantando ligeiramente o vidro de relógio, adicione, por meio de um conta-gotas, ácido

cIorídrico 6 M, gota a gota, 3 gotas por vez, até que uma nova adição não mais provoque

efervescência..

42

5. Lave cuidadosamente a face inferior do vidro de relógio, com água destilada, usando para tal

uma pisseta. A água de lavagem deve ser recolhida na cápsula.

6. Retire o vidro de relógio e aqueça a cápsula suavemente, com bico de Bunsen e tela de

amianto, a fim de evaporar a água. Quando o sal estiver começando a cristalizar, recoloque o

vidro de relógio sobre a cápsula, pois a partir deste momento há uma tendência de gotas da

solução saltarem (fenômeno da crepitação) para fora da cápsula..

7. Continue o aquecimento até não haver mais água na cápsula e no vidro de relógio.

8. Deixe esfriar e pese o conjunto cápsula + vidro de relógio + sal.

9. Calcule o rendimento da preparação.

10. Realize testes analíticos com o produto obtido: teste de chama (para Na+) e reação com

nitrato de prata (para Cl-). Para ambas as experiências dissolva uma ponta de espátula do cloreto

de sódio em cerca de 2ml de água destilada.. Leve uma gota desta solução à chama azul do bico

de Bunsen por meio de um fio de níquel-cromo e observe a coloração que a chama assume. Em

seguida adicione à solução algumas gotas de uma solução de nitrato de prata. Observe o

precipitado. Depois, exponha o tubo à luz e o observe novamente. Interprete os resultados.

43

EXPERIMENTO 10: Síntese do CuSO4.5H2O

1. Objetivo: Síntetizar o sulfato de cobre II penta-hidratado

2. Procedimento

1. Pese cerca de 1,00g de CuO diretamente num bequer de 100mL.

2. Em um erlenmeyer de 50 mL, adicione 5 mL de água destilada, e em seguida 2,5 mL de ácido sulfúrico concentrado, medidos com uma pipeta graduada, sob agitação e lentamente. CUIDADO: A aspiração do ácido na pipeta deve ser feita usando uma seringa.

3. Transfira lentamente a solução de ácido do erlenmeyer para o bequer contendo o CuO. Use um bastão de vidro para a transferência da solução, e agitação da mesma durante a reação.

4. Aqueça a mistura resultante com bico de gás sobre tela de amianto, até dissolução total do sólido. Observe a mudança de cor.

5. Deixe a solução em repouso até que esfrie à temperatura ambiente. Adicione então mais 5mL de água destilada à solução e aqueça novamente até a ebulição.

6. Filtre a solução a quente, usando técnica de filtração simples com filtro de papel pregueado; aqueça previamente o conjunto funil-papel de filtro, pela passagem, através deste, de certa quantidade de água fervente.

7. Após resfriamento da solução, colocar o bequer em banho de gelo, deixando até que não se observe mais formação de cristais.

8. Filtre a mistura usando técnica de filtração a vácuo. Lave os cristais com etanol gelado até eliminação do ácido sulfúrico. OBSERVAÇÃO: Solte a mangueira do vácuo antes de cada lavagem.

9. Seque os cristais durante alguns minutos, mantendo-os sob sucção.

10. Passe os cristais para um vidro de relógio previamente pesado. Use a bagueta com ponta de borracha para auxiliar a transferência. Anote a massa (m1).

11. Deixe os cristais secarem ao ar por 10 minutos, e pese o conjunto novamente (m2). Se m1=m2, calcule o rendimento do processo. Caso contrário, seque e pese novamente os cristais, até as duas últimas pesagens serem iguais.

O relatório deve conter:

1. Todas as equações químicas envolvidas no experimento.

2. Calcule o rendimento da síntese do sal preparado.

44

EXPERIMENTO 11: Concentração de soluções e diluição

1. Objetivo

Preparação de soluções diluídas de ácidos, bases fortes e sais.

2. Introdução

2.1 Soluções

Uma solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias

moleculares ou iônicas. É um tipo especial de mistura, em que as partículas dispersas são de

tamanho molecular. Em química, trata-se principalmente das soluções no estado líquido,

constituídas por gases, líquidos ou sólidos, dispersos em um líquido.

Os componentes de uma solução são denominados de solvente e soluto, onde o solvente é

o componente mais abundante. De acordo com a quantidade de soluto x solvente, as soluções

podem ser classificadas em:

• soluções diluídas

• soluções concentradas

• soluções saturadas

• soluções supersaturadas

O ponto de saturação depende do soluto, do solvente, e das condições físicas, como

temperatura e pressão. A quantidade de uma substância necessária para saturar uma quantidade

padrão (100 g) de um solvente em uma dada pressão e temperatura, é chamada coeficiente ou

grau de solubilidade. O gráfico que apresenta o coeficiente de solubilidade de uma substancia em

função da temperatura, chama-se curva de solubilidade e é de grande importância nas soluções

de sólidos em líquidos.

Uma vez que as quantidades dos solventes e de soluto podem ser medidas em peso,

volume ou número de moles há diversos métodos para descrever suas concentrações, tais como:

C – concentração comum

C ou M – concentração molar ou molaridade

� – título

W – molalidade

X – fração molar

3. Procedimento:

45

A) PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE BASE FORTE

Calcula-se a massa necessária para se obter 0,25 L de uma solução 0,2 M de NaOH. Com

o auxílio de um vidro de relógio pese-se corretamente a massa e transporte-a, utilizando para esta

operação um bastão de vidro, para um béquer, tomando o cuidado de não deixar nenhum resíduo

de NaOH no vidro de relógio. Para tanto, jogue água destilada sobre o mesmo fazendo com que

ela caia dentro do béquer. Acrescente água destilada até a marca de 100 mL do béquer e agite até

a dissolução completa do NaOH. Transporte o conteúdo do béquer para um balão volumétrico

tendo-se o cuidado de não perder nenhuma parte desta solução ao fazer esta operação. A seguir

complete com água destilada, até a aferição do balão e agite para homogeneizar a solução

preparada. Esta deve ser armazenada em um frasco coletor ideal para cada tipo de solução

preparada. Deve-se proceder da seguinte maneira: coloca-se um pouco da solução preparada no

frasco coletor e agita-se para enxaguar totalmente. Esta quantidade de solução deve ser

desprezada. Em seguida transporta-se a solução para o frasco coletor, devidamente etiquetado.

B) PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE ÁCIDO FORTE

Determine, partindo-se da densidade e do titulo, a molaridade do HCl. Com este dado e a

equação fundamental de diluição de soluções, calcule o volume de acido necessário para se

preparar uma solução 0,2 mol/L de HCl. Com o auxilio de uma pipeta, transporte para um

béquer, com 40 mL de água destilada no seu interior, o volume de HCl concentrado calculado

anteriormente. Agite a solução até homogeneização total e faça sua transferência para um balão

volumétrico. Complete o volume e torne a agitar. Em seguida transporte essa solução para o

frasco coletor (previamente preparado), devidamente etiquetado.

C) PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE UM SAL

Calcula-se a massa necessária para se obter 0,25 L de uma solução 0,2 M de

CuSO4.5H2O. Com o auxílio de um vidro de relógio pese-se corretamente a massa e transporte-a,

utilizando para esta operação um bastão de vidro, para um béquer, tomando o cuidado de não

deixar nenhum resíduo no vidro de relógio. Para tanto, jogue água destilada sobre o mesmo

fazendo com que ela caia dentro do béquer. Acrescente água destilada até a marca de 100 mL do

46

béquer e agite até a dissolução completa do sal. Transporte o conteúdo do béquer para um balão

volumétrico tendo-se o cuidado de não perder nenhuma parte desta solução ao fazer esta

operação. A seguir complete com água destilada, até a aferição do balão e agite para

homogeneizar a solução preparada. Esta deve ser armazenada em um frasco coletor ideal para

cada tipo de solução preparada. Deve-se proceder da seguinte maneira: coloca-se um pouco da

solução preparada no frasco coletor e agita-se para enxaguar totalmente. Esta quantidade de

solução deve ser desprezada. Em seguida transporta-se a solução para o frasco coletor,

devidamente etiquetado.

D) DILUIÇÃO DAS SOLUÇÕES

Das soluções preparadas anteriormente, fazer as seguintes diluições:

• 1:10 (volume)

• 1:100 (volume)

• 0,05 mol.L-1

47

EXPERIMENTO 12: Preparação e padronização de NaOH 0, 1 mol.L-1

1. Objetivo: Preparar e padronizar uma solução de NaOH 0,1 mol.L-1 utilizando um padrão

primário.

2. Introdução:

2.1 Titulação

Uma titulação é um processo em que se determina a quantidade de uma substancia em

solução, medindo-se a quantidade necessária de um reagente para reagir completamente com

toda a substancia. Normalmente, isto é feito adicionando-se, controladamente, um reagente de

concentração conhecida à solução da substancia, ou vice-versa, até que se julgue que ela reagiu

por completo. A FIGURA 1 ilustra as vidrarias e o procedimento para realizar a titulação ácido-

base

FIGURA 1: Procedimento para realizar a titulação

Então, através do volume de reagente adicionado e da sua concentração, determina-se a

quantidade de matéria de reagente consumido; em seguida, através da estequiometria da reação

48

(equação balanceada), determina-se a quantidade de matéria da substancia e, se conhecido o

volume de solução que a continha, a concentração da solução.

Um reagente cuja quantidade de matéria é exatamente conhecida chama-se de solução

padrão. A concentração de uma solução padrão é obtida por dois modos:

a) Preparando-se uma solução de volume exatamente conhecido, utilizando-se uma porção

cuidadosamente pesada de um reagente puro – padrão primário (método direto).

b) Determina-se qual o seu volume necessário para neutralizar uma quantidade de matéria

exatamente conhecida (cuja massa foi cuidadosamente pesada) de um padrão primário

(método indireto)

No primeiro caso, obtém-se uma solução conhecida como solução padrão primária; no

segundo caso, uma solução padrão secundária.

2.2. Padrão primário

Os requisitos mais importantes que uma substância deve cumprir para poder ser utilizada

como padrão primário são os seguintes:

a) Deve ter sua pureza perfeitamente conhecida (eventuais impurezas devem ser inertes em

relação à reação desejada)

b) Deve ser estável nas temperaturas necessárias para secá-la numa estufa.

c) Deve permanecer inalterada em contato com o ar durante a pesagem, isto é, não deve ser

higroscópica (que absorve a água do ar), nem reagir com o oxigênio ou com o dióxido de

carbono à temperatura ambiente.

d) Deve reagir quantitativamente com a substancia a ser padronizada, isto é, a reação deve ser

sensível, rápida, completa e estequiométrica.

e) Deve, preferencialmente, ter uma massa molar elevada, o que permitirá que eventuais erros

de pesagem sejam sempre inferiores aos erros de leitura de escalas de buretas.

2.3. Indicadores

Existe uma serie de corantes orgânicos que apresentam uma cor em solução acida e outra

cor diferente em solução básica. Assim eles podem ser utilizados para assinalar quando a reação

de neutralização ocorreu totalmente; daí que são denominados indicadores. A tabela seguinte

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mostra alguns dos principais corantes utilizados em titulação e suas respectivas cores em meio

acido e básico.

Tabela 1: Indicadores ácido-base as respectivas faixas de viragem de cores.

Indicador Cores

Azul de bromotimol Amarelo (pH < 6,0) Azul (pH > 7,8)

Azul de timol Vermelho (pH < 1,2) Amarelo (pH > 2,8)

Fenolftaleína Incolor (pH < 8,0) Vermelho (pH > 9,8)

Verde de bromocresol Amarelo (pH < 3,8) Azul (pH > 5,4)

Vermelho de cresol Vermelho (pH < 0,2) Amarelo (pH > 1,8)

3. Procedimento para padronização

Preencha todo o volume da bureta (50 mL) com a solução previamente preparada de

0,1 mol.L-1 de NaOH, observando corretamente o menisco, pois a precisão no volume é

fundamental. Pese cuidadosamente uma massa entre 0,7800 – 0,8600 g do padrão primário

(ftalato acido de potássio, massa molar: 204,21 g/mol). Anote o valor desta massa. Usando um

frasco de Erlenmeyer dissolva essa massa em 20,0 mL de água destilada. Como é usado o

método indireto para padronizar a base, note que não é necessário conhecer o volume desta

solução de ftalato acido de potássio, somente a massa do sal. Adicione à solução de ftalado acido

de potássio 3 gotas do indicador fenolftaleina.

Antes de iniciar a titulação, anote o valor na escala de volume da bureta correspondente à

posição do menisco (V0). Agitando-se a solução no de Erlenmeyer com um movimento circular

constante (o professor lhe mostrará como fazer isto), goteje lentamente a solução de base sobre a

solução de ftalato, até que o indicador mude de cor. Tão logo o indicador mude de cor, cesse a

adição da base e anote o novo valor correspondente à nova posição do menisco (Vf). A diferença

entre V0 e Vf corresponde ao volume da solução de base gasto para reagir com a solução de

ftalato acido de potássio. Neste ponto o numero de mols do ftalato acido de potássio será igual a

numero de mols de NaOH. Com isto, calcule a concentração exata da solução de NaOH.

Determine o fator f.

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EXPERIMENTO 13: Preparação e padronização de HCl 0,1 mol.L-1

1. Objetivo: Preparar e padronizar uma solução de ácido forte, HCl 0,1 mol.L-1 utilizando um

padrão secundário

2. Procedimento para padronização

Utilizando como padrão secundário a solução de NaOH padronizada anteriormente, faça

a padronização da solução de acido. Para isto, transfira 20,0 mL da solução do acido para o

frasco e Erlenmeyer, utilizando uma pipeta volumétrica. Complete o volume da bureta com a

solução padrão de NaOH. Adicione 3 gotas de fenolftaleina no Erlenmeyer e proceda à titulação

do mesmo modo que na titulação com ftalato acido de potássio anterior.

51

EXPERIMENTO 14: Preparação de um precipitado e filtração a vácuo

1. Objetivo: preparar corretamente um precipitado cristalino.

2. Introdução

Quando a adição de uma solução à outra provoca uma reação química, o estado final terá

propriedades diferentes daquelas das soluções que reagiram. Isto pode ser observado no

laboratório, pela formação de um sólido insolúvel, pela evolução de gás, pela mudança de

coloração, pelo odor, etc.

Quando da formação de um sólido insolúvel, também chamado de precipitado, deve-se

dar especial atenção às fases sólida e líquida, podendo-se separa-las através da filtração. A

solução que passa através do papel de filtro é recolhida num recipiente e é chamada de filtrado, a

fase retida no papel é o precipitado.

Os precipitados podem ser classificados em cristalinos, gelatinosos e grumosos, cujas

características físicas dependem não somente da natureza da substância, mas também das

condições em que se processa a precipitação, do tempo decorrido desde a adição do precipitante

e do tratamento dado ao precipitado após a sua formação.

3. Procedimento

A) preparação de um precipitado cristalino

Pipetar 10 mL de Pb(NO3)2 e transporte para um béquer de 50 mL, acrescente vagarosamente

12 ml de KI para não haver maior concentração de reagentes em certos pontos da solução,

abaixando assim o rendimento do experimento. Esta etapa deve ser realizada lentamente e

sob constante agitação. Para que haja formação de um precipitado de cristais maiores, em

menor tempo, aquece-se brandamente a solução por 3 a 4 minutos, sem deixar entrar em

ebulição.

B) Filtração a vácuo

Inicialmente pesa-se o papel de filtro, monta-se o sistema de filtração e inicia-se a filtração.

Em seguida, lava-se o precipitado 3 vezes com água destilada (regra de lavagem: sempre

lavar 3 vezes com pouca água, em torno de 5 mL; isto garante uma lavagem eficiente) para

52

retirar as impurezas contidas no mesmo. Com o auxílio de uma pinça coloca-se o papel de

filtro em uma cápsula de porcelana e levar a estufa para secar, depois de seco leva-o ao

dissecador e em seguida pesa-se o papel de filtro com o precipitado.

Questões:

Qual é a melhor técnica para se obter um precipitado cristalino?

Quais os cuidados necessários que se deve ter para obter um precipitado?

Por que nesse caso foi necessário aquecimento? E quando não é necessário?

Por que é necessário lavar o precipitado?

Em que facilita a filtração à vácuo?

Forneça a equação das eventuais reações ocorridas?

4. Recristalização

5. Objetivo: purificar um sal através do processo de recristalização

6. Introdução

Quando usamos o termo dissolver, queremos dizer o processo de produzir uma solução.

Geralmente o componente da solução presente em grandes quantidades é chamado de solvente, e

as substâncias dissolvidas são os solutos. A recristalização ocorre quando o soluto se separa da

solução como cristais, muitas vezes por evaporação do solvente. Na precipitação, o soluto se

separa muito rapidamente da solução, que não há tempo para formar um único cristal.

Diminuindo a temperatura facilitamos esta separação pois diminuímos, muitas vezes, a

solubilidade. Este é considerado um processo de purificação de substâncias.

7. Procedimento

1- pesar em torno de 6 gramas do sal (indicado pelo professor) em um béquer de 100 mL

2- com o auxílio de uma proveta transferir 50 mL de água destilada

3- aquecer sobre uma tela de amianto até o ponto de ebulição (todo sólido deve dissolver e

volume deve ser reduzido para cerca de 40 mL).

4- Resfriar um pouco a solução e retirar o béquer da tela de amianto (utilizar uma tesoura

metálica). Filtrar a solução em seguida, desprezar o papel de filtro que contém as impurezas.

53

5- Colocar o béquer onde foi recolhida a solução em um banho de gelo, agitando

ocasionalmente com um bastão de vidro.

6- Adaptar um papel de filtro no funil de Buchner e filtrar os cristais, lavando-os com água

gelada.

7- Pesar em um vidro de relógio limpo e seco.

8- Com uma espátula transferir os cristais para o vidro de relógio e deixar secar ao ar. Em

seguida, pesar e calcular o rendimento.

8. Resultados e discussão

Massa inicial da amostra

Massa do vidro de relógio vazio

Massa do vidro de relógio mais o sal

recristalizado

Massa do sal recristalizado

Rendimento

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EXPERIMENTO 15: Estudo das reações químicas

1. Objetivos: Observando reações químicas em soluções aquosas entre compostos inorgânicos


As reações químicas são transformações de substâncias em outras, através de uma

redisposição dos átomos. As reações químicas são representadas por igualdades chamadas de

EQUAÇÕES QUÍMICAS, que são formas abreviadas de descrever as transformações químicas e

as condições em que ocorrem. A equação química possui dois membros: no primeiro membro da

equação são colocadas as fórmulas das substâncias ou elementos (reagentes) e no segundo

membro da equação as fórmulas das substâncias ou elementos produzidos pela reação entre os

reagentes (produtos). Uma seta, colocada entre os dois membros da equação, índica que a reação

é irreversível ( � ) e duas setas opostas indica que a reação é reversível ( � ); essa seta dupla

indica, também, que o sistema encontra-se em um estado de equilíbrio, ou seja, as concentrações

de reagentes e produtos permanecem constantes sob determinada condição de temperatura e/ou

pressão. As equações químicas representam as reações químicas da maneira mais próxima

possível da realidade e, desse modo, devem conter muitas informações tais como: variações de

energia, meio em que se realizam, catalisadores etc.

2.1 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS EM SOLUÇÕES AQUOSAS

Muitas reações que você vai encontrar no Laboratório de Química se passam em solução

aquosa. Os químicos estão interessados nessas reações, não apenas por serem o caminho de

chegada a produtos úteis, mas também porque são as reações que ocorrem nos vegetais e animais

da Terra. Vamos examinar alguns padrões comuns das reações para ver quais podem ser as

respectivas "forças motrizes"; em outras palavras, como se pode saber que, ao se misturarem

duas substâncias químicas, haverá reação entre elas e a formação de um ou mais compostos

novos?

A- Classificação das reações químicas quanto as forças motrizes

Quatro tipos importantes de processos provocam a ocorrência de reações, quando os

reagentes se misturam em solução aquosa.

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1o. TIPO: REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO

As reações de precipitação são aquelas em que os íons se combinam em solução para

formar um produto de reação insolúvel. Exemplo:

Equação geral:

Pb(NO3)2 (aq) +2 KI (aq) →→→→ Pbl2 (s) + 2 KNO3 (aq)

Equação Iônica Líquida:

Pb2+ (aq) + 2 l- (aq) →→→→ Pbl2 (s) (sólido amarelo)

2o. TIPO: REAÇÕES ÁCIDO – BASE

As reações ácido-base são aquelas em que os íons H+ e OH- combinam-se para formar

água. Exemplo:

Equação geral:

HNO3 (aq) + KOH (aq) →→→→ KNO3 (aq) + HOH (l)

Equação iônica líquida:

H+ (aq) + OH- (aq) →→→→ H2O

(Esta é a equação iônica líquida de todas as reações entre ácidos fortes e bases)

3o. TIPO: REAÇÕES COM DESPRENDIMENTO DE GÁS

As reações com desprendimento de gás são aquelas em que os reagentes se combinam

em solução para formar um produto de reação que se desprende na forma de gás. Como

exemplos mais comuns tem-se as reações envolvendo, principalmente, carbonatos de metais e

ácidos, com formação do ácido carbônico, H2CO3, como produto o qual, na maioria das vezes, se

decompõe em H2O e CO2. O dióxido de carbono é o gás que se vê borbulhar durante a reação.

Exemplo:

Equação geral:

NiCO3 (s) + 2 HNO3 (aq) →→→→ Ni(NO3)2 (aq) + H2CO3 (aq)

H2CO3 (aq) →→→→ CO2 (g) + H2O


NiCO3 (s) + 2H+ (aq) →→→→ Ni2+ (aq) + CO2 (g) + H2O (l)

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4o. TIPO: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO–REDUÇÃO (OXI–REDUÇÃO)

As reações de oxidação–redução são aquelas em que o processo importante é a

transferência de elétrons de uma substância para outra. Exemplo:

Equação geral:

Cu(s) + AgNO3 (aq) →→→→ CuNO3 (aq) + 2Ag(s)


Cu(s) + 2Ag+ (aq) →→→→ Cu2+(aq) + 2Ag(s)

• “Forças Motrizes” Responsáveis pelas Reações em Soluções Aquosa Tipo de Reação

Força Motriz:

� Precipitação Formação de composto insolúvel

� Ácido – base :Neutralização Formação de um sal e Água

� Desprendimento de gás Evolução de gás, insolúvel em água, como o CO2

� Oxidação – redução (redox) Transferência de elétrons

� Estes tipos de reações são, em geral, fáceis de serem reconhecidos; uma reação pode ter

mais de uma força motriz.

B- Classificação das reações químicas quanto aos seguintes itens:

I ) LIBERAÇÃO OU ABSORÇÃO DE CALOR

As reações podem ser classificadas quanto `a absorção ou liberação de calor em:

ENDOTÉRMICAS, quando ocorrem com a absorção de calor do meio ambiente, e

EXOTÉRMICAS, quando liberam calor para o meio ambiente.

II) QUANTO À VELOCIDADE

As reações podem ser classificadas em RÁPIDAS ou INSTANTÂNEAS e LENTAS

quando levam horas, meses ou anos para ocorrer.

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III) QUANTO À REVERSIBILIDADE

As reações podem ser REVERSIVEIS, quando não se completam e podem ocorrer no

sentido inverso pela variação da concentração de reagentes e produtos, temperatura, etc. e

IRREVERSIVEIS, quando ocorrem completamente.

3. Procedimento

Todas as reações devem ser feitas em tubos de ensaio. Quando houver a necessidade de

aquecimento utilize tubos de ensaio pirex. Observe todas as soluções dos reagentes desse

experimento, contidas em frascos conta-gotas colocadas sobre a bancada do laboratório. Leia

com atenção o rótulo de cada solução, antes de misturar os reagentes. Procure seguir as

instruções abaixo anotando as mudanças detalhadamente em seu caderno de laboratório. Para

cada reação use 10 gotas de solução, exceto quando houver outra especificação. Observe o que

ocorre nas reações: precipitação, desprendimento de gás, mudança de coloração, aquecimentoou

resfriamento do tubo, etc.

1. Coloque em um tubo de ensaio, ácido clorídrico diluído (0,1 mol/L) + solução de nitrato de

prata (0,1 mol/L). Observe.

2. Filtre a mistura obtida no item 1 pela utilização de um pequeno funil de vidro contendo papel

de filtro dobrado, sobre o tubo de ensaio Nº 2; após a filtração deixe o sistema montado no

mesmo local, de modo que o resíduo obtido no papel de filtro (Cloreto de Prata) fique exposto à

luz; depois de algum tempo observe a mudança de sua coloração.

3. Coloque em um tubo de ensaio, solução de sulfato de cobre + solução de hidróxido de sódio.

Observe.

4. Coloque em um tubo de ensaio, solução de nitrato de chumbo + solução de sulfato de sódio.

Observe.

5. Coloque em um tubo de ensaio, solução de nitrato de chumbo + solução de iodeto de potássio.

Se nada for observado à frio, aqueça com cuidado e observe.

58

6. Coloque em um tubo de ensaio, solução de nitrato de chumbo + solução de ácido clorídrico

diluído. Se nada for observado, acrescente 2 gotas de HCl concentrado, que está na CAPELA.

7. Coloque em um tubo de ensaio, 2 mL (40 gotas) de ácido clorídrico 4 M + 2 mL (40 gotas) de

hidróxido de sódio 4 M. Observe.

8. Coloque em um tubo de ensaio, aproximadamente 1 grama (uma ponta de espátula) de óxido

de cálcio (cal viva) e adicione água. Agite e espere decantar. Transfira o líquido sobrenadante

para outro tubo de ensaio. Adicione duas gotas de fenolftaleína.

9. Com o auxilio de uma pinça metálica, queime um pedaço de magnésio metálico – CUIDADO:

AO QUEIMAR O Mg VOCÊ DEVE EVITAR OLHAR DIRETAMENTE PARA A CHAMA

BRILHANTE. Coloque o metal + o pó branco formado num tubo de ensaio e adicione algumas

gotas de água e, em seguida, duas gotas de fenolftaleína. Observe

10. Coloque em um tubo de ensaio, um pedaço de zinco metálico e adicione aproximadamente

10 gotas de acido clorídrico diluído (0,1 mol/L). Se nada for observado, acrescente 2 gotas de H

Cl concentrado, que está na CAPELA

11. Coloque em um tubo de ensaio aproximadamente 40 gotas de solução de nitrato de prata e

mergulhe um fio de cobre bem fino enrolado ou em espiral. Observe.

12. Coloque em um tubo de ensaio, um pouco de bicarbonato de sódio (ponta da espátula) sólido

e adicione gotas de acido clorídrico diluído. Observe.

13. Coloque em um tubo de ensaio, aproximadamente 10 gotas de solução de iodato de potássio

+ 10 gotas de solução de iodeto de potássio e uma gota de acido clorídrico diluído. Observe.

Para o relatório

• Escreva a equação química balanceada correspondente a cada reação.

• Escreva a equação iônica quando for caso.

59

EXPERIMENTO 16: Reações redox – Bafômetro 1. Objetivo: Estudar, experimentalmente, a tendência que apresentam as substâncias aos

fenômenos de oxidação e redução, bem como aos produtos destas reações.


Reações que ocorrem com transferência de elétrons, são chamadas de reações de redox.

As substâncias que perdem elétrons são chamadas agentes redutores, as quais sofrem oxidação e

as substâncias que recebem elétrons são chamadas agentes oxidantes, as quais sofrem redução.

Para entender o fenômeno de oxirredução é também necessário entender o conceito de nº de

oxidação.

O número de oxidação de um átomo em uma molécula ou íon, se define como a carga

elétrica que o átomo tem, ou parece ter, determinada por algumas regras de atribuição de nº de

oxidação. Dois pontos importantes devem ser acentuados:

- No caso de íons monoatômicos, o número de oxidação corresponde à carga elétrica

real da espécie em estudo;

- No caso de íons poliatômicos o número de oxidação de cada átomo não corresponde à

carga real do átomo, tudo se passa como se o elemento mais eletronegativo ficasse carregado

negativamente e o outro elemento, carregado positivamente.

No quadro dado a seguir, encontram-se relacionados os oxidantes e redutores mais

usados na química inorgânica. É importante tentar entender as reações que eles participam e

como agem, para que se possa conseguir escrever reações de oxidação-redução.

60

Quadro 1: Agentes oxidantes e redutores comuns

Agente oxidante Produto da reação Agente redutor Produto da reação

Oxigênio, O2 Íon óxido, O2- Hidrogênio, H2 Íon hidrogênio, H+ ou

H combinado na H2O

Halogênios, F2, Cl2, Br2

ou I2

Íon haleto, F-, Cl-, Br-

ou I-

Metal M, como K,

Fe, Al

Íons de metal, Mn+

como Na+, K+, Fe2+, ou

Fe3+ e Al3+

Ácido nítrico, HNO3 Óxidos de nitrogênio,

como NO e NO2

Carbono, C (usando CO e CO2 para reduzir

óxidos metálicos)

Íon dicromado, Cr2O72-

Íon cromo (III), Cr3+

(em solução ácida)

Íon permanganato,

MnO4

Íon manganês (II),

Mn2+ (em solução

ácida)

Nos processos de oxidação-redução, o aumento ou diminuição do nº de oxidação é

proveniente de uma transferência de elétrons de uma átomo a outro.

Quadro 2: Reconhecimento as reações redox

Oxidação Redução

Em termos de nº de oxidação Aumento do nº de oxidação

de um átomo

Diminuição do nº de

oxidação de um átomo

Em termos de elétrons Perda de elétrons por um

átomo Ganho de elétrons por um

Em termos de oxigênio Ganho de oxigênio Perda de oxigênio

3. Procedimento experimental:

A) – Identificar 2 tubos de ensaio T-1 e T-2. No T1, coloque 5,0 ml de solução de CuSO4 0,50M,

acrescente um pequeno pedaço de palha de aço. Observe durante 15 minutos. No T-2, coloque

0,20g de MnO2 e acrescente lentamente 5,0 ml de solução de HCl concentrado. Deixe reagir por

3 a 5 minutos. Pegue uma tira de papel de filtro molhada com solução de KI 0,50M, segure-a

com uma pinça e coloque-a na boca do tubo de ensaio. Observe o que ocorre com o papel.

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1. Quais as evidências de que está ocorrendo reação química nos tubos T-1, T-2 e papel de filtro?

2. Forneça as equações das reações.

3. Indique, em cada uma, quem é o agente oxidante e o agente redutor.

B) Reações de oxidação de materiais orgânicos:

B.1) Coloque em um béquer, 30,0 mL de óleo de soja e adicione 2,50 mL da solução de KMnO4.

Agite bem e observe durante 15 minutos.

Obs: O óleo de soja é constituído por uma mistura de compostos orgânicos que são

ésteres do glicerol com ácidos orgânicos de cadeia longa (ácidos graxos) e que contém ligações

duplas C = C em suas estruturas. Assim, o óleo de soja também deve reagir como o KMnO4

conforme reação genérica

B.2) Em um béquer pequeno, coloque 2,5 mL de álcool e adicione 5,5 mL da solução de KMnO4

0,50 M, vagarosamente e sob agitação. Observe a mistura por 5 minutos. Repita o procedimento

utilizando 2,5 ml de formol, no lugar de 2,5 mL álcool.

Obs: A reação do KMnO4 com álcoois e com aldeídos, ocorre segundo as equações indicadas:

Nos experimentos utilizou-se o etanol (CH3CH2OH) e uma solução de formaldeído

(H2CO) em água, conhecida como formol.

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B.3) Projeto - "O Bafômetro"

Objetivo: Mostras a reação de funcionamento de um bafômetro, que é uma redox. A

equação não balanceada é:

K2Cr2O7 + H2SO4 + CH3CH2OH → K2SO4 +Cr2(SO4)3 + CH3CHO + H2O

Laranja incolor verde incolor

Faça o balanceamento da equação e mostre quem é o agente oxidante e quem é o agente

redutor.

Procedimento experimenta: Em um suporte para tubos de ensaio, coloque 6 tubos ensaio,

identificados como T1�T6. Com o auxílio de uma pipeta, coloque 2 mL da solução de K2Cr2O7

em cada tubo. No T1, adicione 1 gota de H2SO4 concentrado, no T2 adicione 2 gotas de H2SO4

concentrado e assim sucessivamente até 6 gotas no T6. Anote a cor apresentada em cada tubo.

Acrescente 1 gota de etanol em cada tubo e marque o tempo em que ocorre uma mudança na

coloração da solução para esverdeado.

Lave os tubos de ensaio e repita o experimento, utilizando agora, 6 gotas de ácido

sulfúrico no TI e 11 gotas no T6. Anote o tempo para mudança na coloração. Organize os dados

em uma tabela.

Na equação apresentada, indique o nome de todas as substâncias.

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Centro Universitário da Fundação Educacional de Barretos – Curso de Engenharia

Relatório de Aula Prática de Química Geral e Experimental

Aluno 1: ______________________________________________________________

Aluno 2: ______________________________________________________________

Aluno 3: ______________________________________________________________

Aluno 4 ______________________________________________________________________

Data da Aula: _____/_____/______

Professor responsável: __________________________________________________________

Titulo da aula:__________________________________________________________

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Introdução:

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Cálculos e Resultados:

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Bibliografia:

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apostila de química geral e...

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