apostila lab oratorio de quimica geral

8/8/2019 Apostila Lab Oratorio de Quimica Geral

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO

DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS

DISCIPLINA: QUÍMICA EXPERIMENTAL

Professores:

Francisco Klebson Gomes dos Santos

Maria Valderez Ponte Rocha

Marta Ligia Pereira da Silva

Zilvam Melo dos Santos

Mossoró/RN



AULA 01

1 - SEGURANÇA NO LABORATÓRIO

Um laboratório de Química é um local onde são manipuladas substâncias tóxicas,inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no laboratório passa

pela obediência a certas normas. A seguir encontram-se algumas normas que deverãoser observadas e seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas deQuímica Geral:

- O prazo de tolerância para o atraso nas aulas práticas é de 10 minutos, após esse prazo o aluno não poderá assistir à aula. No início de cada aula prática o professor faráuma explanação teórica do assunto e discutirá os pontos relevantes, inclusive em relaçãoà segurança dos experimentos. Um aluno que não tenha assistido a uma parte dessadiscussão irá atrasar seus colegas e até colocar em risco a sua segurança.

- È proibido o uso de “short” e “mini-saias” durante as experimentações. Usar de preferência uma calça e calçado fechado. Essa é uma norma de segurança, uma vez queuma calça e sapatos fechados protegem a pele de eventuais contatos com reagentesdanosos.

- O uso de bata é obrigatório durante a aula prática. A bata é um equipamento de proteção individual indispensável ao experimentador.

- Não serão toleradas brincadeiras durante as aulas práticas, o grupo deve seconcentrar na realização das atividades propostas, pois o tempo é exíguo e aexperimentação exige atenção. Aliás, vários acidentes em laboratórios de ensino advêmda falta de atenção do aluno experimentador.

- Cada grupo será responsável pelo material utilizado durante a aula prática, ao finalda experiência o material deverá ser lavado, enxaguado com água destilada e ordenadona bancada, exatamente da forma como foi inicialmente encontrado.

- O aluno deverá apresentar o pós-laboratório da aula prática anterior para efeito da

pontuação referente às aulas práticas.

- Caso o aluno falte a uma aula prática não haverá reposição da mesma. Issoacarretará a perda da pontuação referente a essa aula.

- Em cada avaliação será atribuída uma pontuação de 6,0 (seis pontos) para a provaescrita e uma pontuação de 4,0 (quatro pontos) referente à participação do aluno nasaulas práticas e entrega dos pós-laboratório.

- Sempre usar bata e outros equipamentos de proteção individual necessários (óculosde proteção, máscara, luvas, etc.), quando estiver realizando uma experiência.



- Nunca realizar experiências que não estejam no roteiro, pois pode ocorrer aliberação de gases perigosos, explosões, ejeção violenta de líquidos, etc.

- Quando da diluição de um ácido concentrado, adicionar sempre o ácido à água,lentamente, se possível com resfriamento do recipiente onde se realiza a diluição. Nunca

adicionar água a um ácido concentrado!

- Quando do aquecimento de uma substância em um tubo de ensaio, observar que a boca do tubo não esteja direcionada para alguém, pois pode ocorrer uma ejeção delíquido quente.

- Os frascos contendo reagentes devem ser identificados sempre. Indicar o nome dasubstância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação.

- Nunca aquecer uma substância inflamável em chama direta, usar sempre umaquecedor elétrico ou uma manta de aquecimento.

- Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre o frascoque o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o olfato doexperimentador.

2 - SELEÇÃO E MANUSEIO DE REAGENTES E PRODUTOS QUÍMICOS

2.1 - Classificação dos Produtos Químicos2.1.1 - Grau do Reagente

Os produtos químicos de grau reagente estão de acordo com os padrões mínimosestabelecidos pelo Comitê de Reagentes Químicos da American Chemical Society(ACS) e são utilizados onde for possível no trabalho analítico. Alguns fornecedoresrotulam seus produtos com os limites máximos de impureza permitidos pelasespecificações da ACS; outros mostram nos rótulos as concentrações verdadeiras paraas várias impurezas.

2.1.2 - Grau-Padrão Primário

Os reagentes com grau padrão primário foram cuidadosamente analisados pelofornecedor e a dosagem está impressa no rótulo do frasco. O Instituto Nacional dePadrões e Tecnologia dos Estados Unidos (National Institute of Standards andTechnology - NIST) é uma fonte excelente de padrões primários.

2.1.3 - Reagentes Químicos para Uso Especial

Os produtos químicos que tenham sido preparados para uma aplicação específicatambém estão disponíveis. Entre eles estão incluídos os solventes paraespectrofotometria e para cromatografia líquida de alta eficiência. As informações

pertinentes ao uso pretendido são fornecidas juntamente com esses reagentes.



AULA 02

EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO DEQUÍMICA

Vários equipamentos e vidrarias são utilizados em um laboratório de Química e o

manuseio adequado destes é fundamental para o analista. Porém, o completo domínio

de sua manipulação advém da experiência adquirida com sua utilização. O quadro

abaixo relaciona alguns equipamentos de uso comum no laboratório e suas aplicações.

Tubo de ensaio:Usado

principalmente testesde reação.

Becker:Usado paraaquecimento de

líquidos, reações de precipitação, etc.

Erlemnmeyer: Usado para titulações eaquecimento de

líquidos.

Balão de fundochato: Usado para

aquecimento earmazenamento de

líquidos.

Balão de fundo redondo: Usado para aquecimento de líquidos ereações com desprendimento de

gases.

Balão de destilação:Usado em

destilações. Possuisaída lateral para a

condensação devapores.

Pipeta volumétrica:Usada para medir volumes fixos de

líquidos.

Pipeta graduada:Usada para medir

volumes variáveis delíquidos.

Proveta: Usado paramedidas

aproximadas devolume de líquidos.

Funil de vidro: Usado emtransferências de líquidos e em

filtrações.



Frasco de reagentes:Usado para o

armazenamento desoluções.

Tripé de ferro:Usado para

sustentar a tela deamianto.

Tela de amianto:Usado para distribuir

uniformemente o calor em aquecimentos de

laboratório.

Cadinho de porcelana:Usado

para aquecimentos àseco no bico deBunsen e Mufla. Pinça de madeira: Usada para

segurar tubos de ensaio emaquecimento no bico de Bunsen.

Estante para tubosde ensaio: suporte de

tubos de ensaio.

Triângulo de porcelana: Usado

para sustentar cadinhos de

porcelana emaquecimento no

bico de Bunsen.

Bico de Bunsen:Usado emaquecimentos de

laboratório.

Funil de decantação:Usado paraseparação de

líquidos imicíveis.

Funil de decantação: Usado paraseparação de líquidos imicíveis.

Almofariz e pistilo:Usado para triturar e pulverizar sólidos.

Placa de Petri:usada para fins

diversos.

Lima triangular:Usada para cortes de

vidros.

Pesa-filtros: Usado para pesagem de

sólidos.

Pisseta: Usada para lavagens,remoção de precipitados e outros

fins.



Cuba de vidro:Usada para banhos

de gelo e finsdiversos.

Cápsula de porcelana: Usada

para evaporar líquidos em

soluções.

Vidro de relógio:Usado para cobrir

beckers emevaporações, pesagens

etcDessecador: Usado

para resfriar substâncias em

ausência deumidade.

Bureta: Usada para medidas precisas de líquidos.

Balão volumétrico:Usado para preparar

e diluir soluções.

Frasco lavador:Usado para os

mesmos fins da

pisseta.

Funil de Buchner:Usado para filtração a

vácuo.

Kitassato: Usado para filtração a

vácuo.

Picnômetro: Usado paradeterminar a densidade de

líquidos.

Suporte universal. Anel para funilMufa: Suporte para agarra de condensador.

Tompa de vácuo:Usada em conjuntocom o kitassato e ofunil de Buchner.

Garra metálica: Usada emfiltrações, sustentação de peças,tais como condensador, funil de

decantação e outros fins.



Termômetro: Usado para medidas de

temperatura.

Vara de vidro:Usada para

montagens deaparelhos,

interligações eoutros fins.

Bastão de vidro:Usado para agitar

soluções, transporte delíquidos na filtração e

outros.

Furador de rolha:Usado para furagem

de rolhas.

Kipp: Usado para produção degases, tais como H2S, CO, etc.

Tubo em U: Usado,geralmente em

eletrolise.

Pinça metálicaCasteloy: Usada para transporte decadinhos e outros

fins.

Escova de limpeza:Usada para limpeza de

tubos de ensaio eoutros materiais.

Escova de limpeza:Usada para limpezade tubos de ensaio e

outros materiais.

Pinça de Mohr : Usada paraimpedir ou diminuir fluxos

gasosos.

Pinça de Hoffman:Usada para impedir ou diminuir fluxos

gasosos.

Pêra: Usada para pipetar soluções.

Condensador: Usado para condensar osgases ou vapores na

destilação.

Condensador:Usado para

condensar os gasesou vapores na

destilação.

Condensador: Usado paracondensar os gases ou vapores na

destilação.



Espátula: Usada paratransferência de

substâncias sólidas.

Espátula: Usada para transferência

de substânciassólidas.

Estufa: Usada parasecagem de materiais

(até 200 °C).

Mufla: Usada paracalcinações (até

1500°C)

Sistema de destilação: Usado naseparação de duas ou mais

substâncias com base em suasdiferentes volatilidades.

Operações no laboratório e aparelhagem

Em experiências químicas, como as realizadas em aulas práticas, são usados

equipamentos específicos de química. A seguir são apresentadas algumas das

aparelhagens utilizadas em laboratório, assim como as principais operações realizadas.

1) Bico de Bunsen e estudo da chama

Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se comumente um aparelho

denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece na Figura 1 abaixo,

a mistura gás-ar é queimada no tubo, gerando uma chama que pode ser de combustão

completa (azulada) ou incompleta (amarelada). A forma correta de usar o bico de

Bunsen é fechar a entrada de ar no anel, abrir a válvula de gás e acender. A chama será

larga e amarela. Então, abre-se a entrada de ar até que a chama fique azul, que é a ideal

para o uso. Na mistura gás-ar, pode-se distinguir dois cones de cores distintas: um mais

interno de cor azul e outro mais externo de cor laranja. A chama laranja é oxidante, a

amarela é redutora e a azul é neutra, sendo o ponto mais quente o ápice do cone azul.



Figura 1: Representação do bico de Bunsen.

2) Balança e pesagem

No laboratório, a massa de substâncias químicas é determinada com o uso de

balanças. Na maioria das análises, uma balança analítica precisa ser utilizada para se

obter massas altamente exatas. As balanças de laboratório menos exatas também são

empregadas para as medidas de massa quando a demanda por confiabilidade não for crítica. A precisão a ser utilizada depende do trabalho a ser desenvolvido. É importante

salientar que não se deve realizar pesagens de produtos químicos diretamente sobre o

prato da balança. Costuma-se usar um vidro de relógio ou outra vidraria.

Figura 2: Balança analitica com a vidraria adequada para realização de pesagens.



Tipos de Balanças Analíticas

Por definição, uma balança analítica é um instrumento usado na determinação de

massas com uma capacidade máxima que varia de 1 g até alguns quilogramas, com uma

precisão de pelo menos 1 parte em 10

5

em sua capacidade máxima. A precisão e aexatidão de muitas balanças analíticas modernas excedem a 1 parte em 106 em sua

capacidade total.

As balanças analíticas mais comumente encontradas (macrobalanças) têm uma

capacidade máxima que varia entre 160 e 200 g. Com essas balanças, as medidas podem

ser feitas com um desvio-padrão de ±0,1 mg. As balanças semimicroanalíticas têm

uma carga máxima de 10 a 30 g com uma precisão de ±0,01 mg. Uma balança

microanalítica típica tem capacidade de 1 a 3 g e uma precisão de ±0,001 mg.

A primeira balança analítica de prato único surgiu no mercado em 1946. A

velocidade e conveniência de pesar com essa balança eram amplamente superiores ao

que se podia realizar com a balança de dois pratos tradicional. Conseqüentemente, essa

balança substituiu rapidamente a anterior na maioria dos laboratórios. A balança de

prato único está sendo substituída atualmente pela balança analítica eletrônica, que não

tem braço nem cutelo. A conveniência, a exatidão e a capacidade de controle e

manipulação de dados por computador das balanças analíticas asseguram que as

balanças mecânicas de prato único vão eventualmente desaparecerem de cena.

A Balança Analítica Eletrônica

A Figura abaixo apresenta o diagrama e a foto de uma balança analítica eletrônica. O

prato situa-se acima de um cilindro metálico oco que é circundado por uma bobina que

se encaixa no pólo interno de um ímã permanente. Uma corrente elétrica percorre a

bobina e produz um campo magnético que segura, ou levita, o cilindro, o prato, o braço

indicador e qualquer massa que esteja no prato. A corrente é ajustada para que o do

braço indicador fique na posição de nulo quando o prato estiver vazio. A colocação de

um objeto no prato provoca um movimento do próprio prato e do braço de controle para

baixo, o que aumenta a quantidade de luz que incide na fotocélula do detector de nulo.

A corrente que atinge a fotocélula é amplificada alimentando a bobina, o que cria um



campo magnético maior, fazendo que o prato retome para a posição original no detector

do zero. Um dispositivo como este, no qual uma pequena corrente elétrica faz que um

sistema mecânico mantenha sua posição zero, é chamado sistema servo. A corrente

requerida para manter o prato e o objeto na posição de nulo é diretamente proporcional

à massa do objeto e é prontamente medida, transformada em sinal digital e apresentada

no visor. A calibração de uma balança analítica envolve o uso de uma massa-padrão e

ajuste da corrente de forma que o peso-padrão seja exibido no mostrador.

Figura 3: Balança analítica eletrônica. (a) Diagrama de blocos. (b) Foto de uma balança eletrônica.

A Figura 4 mostra as configurações de duas balanças analíticas eletrônicas. Em cada

uma delas, o prato é ligado a um sistema confinado conhecido coletivamente comocélula. A célula incorpora vários flexores que permitem movimentos limitados do prato

e previne que forças de torção (resultantes de cargas localizadas fora do centro)

perturbem o alinhamento do mecanismo da balança. Na posição nula, o braço fica

paralelo ao horizonte gravitacional e cada pivô flexor permanece em uma posição

relaxada.

A Figura 4-a exibe uma balança eletrônica com o prato localizado abaixo da célula.

Uma precisão maior é obtida com esse arranjo, em relação àquela do sistema de prato

localizado acima da célula (prato superior), apresentado na Figura 4b. Mesmo assim, as

balanças eletrônicas deste último tipo têm uma precisão que se iguala ou excede àquelas

das melhores balanças mecânicas e, além disso, garantem fácil acesso ao prato da

balança.

As balanças eletrônicas geralmente realizam um controle automático de tara que leva

o mostrador à leitura igual a zero com um recipiente (como uma "barquinha" ou frasco



de pesagem) sobre o prato. Muitas balanças permitem a tara de até 100% da sua

capacidade.

Uma balança analítica eletrônica moderna provê uma velocidade e uma facilidade de

uso sem precedentes. Por exemplo, um instrumento pode ser controlado por meio detoques em várias posições ao longo de uma única barra. Uma posição da barra liga ou

desliga o instrumento, outra calibra automaticamente a balança com o uso de uma

massa-padrão ou um par de massas e uma terceira zera o mostrador, com ou sem um

objeto sobre o prato. Medidas de massas confiáveis são obtidas com pouco ou mesmo

sem nenhum treinamento.

Figura 4: Balanças analíticas eletrônicas. (a) Configuração clássica com o prato abaixo da célula. (b)Configuração com prato acima da célula (prato superior). Observe que o mecanismo fica abrigado em umgabinete dotado de janelas.

Precauções no Uso de uma Balança Analítica

A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa manusear com

cuidado. Consulte seu professor para obter as instruções detalhadas com relação ao

processo de pesagem em seu modelo específico de balança. Observe as seguintes regras

gerais no trabalho com uma balança analítica, não obstante a marca ou modelo:

1. Centralize tanto quanto possível a carga no prato da balança.

2. Proteja a balança contra a corrosão. Os objetos a serem colocados sobre o pratodevem ser limitados a metais inertes, plásticos inertes e materiais vítreos.



3. Observe as precauções especiais para a pesagem de líquidos.

4. Consulte o professor se julgar que a balança precisa de ajustes.

5. Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos. Um pincel feito de

pêlos de camelo é útil na remoção de material derramado ou poeira.

6. Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retome à temperatura

ambiente antes de pesá-lo. 7. Utilize uma tenaz ou pinça para prevenir a absorção da

umidade de seus dedos por objetos secos.

Utilização de uma Balança Analítica

Existem duas técnicas para pesagens dependendo do tipo de balança. Uma delas é

pesar previamente a vidraria e em seguida o reagente químico, determinando a massa

deste por diferença. A outra consiste em zerar a balança com a vidraria a ser utilizada na

pesagem sobre o prato, obtendo-se diretamente a massa do reagente.

Para se fazer as pesagens adotam-se os seguintes procedimentos:

a) Observa-se se a balança está no nível; caso não esteja, deve-se regular girando-

se os “pés”. b) Fecham-se as portas de vidro.

c) Zera-se a balança pressionando o botão “tara”.

d) Abre-se a porta, coloca-se o que se deseja pesar e fecha-se a porta.

e) Espera-se até que o mostrador digital não flutue mais e anota-se a massa. Presteatenção a unidade de medida (mg, g, ...).

f) A última casa decimal é a incerteza.

3) Medidas de volume

Os aparelhos para medir volume de líquidos em laboratório, os quais aparecem

descritos na figura abaixo, podem ser classificados em dois grupos:

a) Aparelhos volumétricos, os quais são calibrados para a medida de um único

volume de líquido.

Ex.: Balão volumétrico e pipeta volumétrica.



b) Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida;

c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos;

d) Erro de paralaxe, o qual se origina no momento da leitura. Para evitar este erro,deve-se sempre posicionar o aparelho de forma que o nível do líquido esteja na alturados olhos.

Figura 7: Leitura de uma bureta. (a) A estudante olha a bureta de uma posição acima da linha perpendicular a ela e faz uma leitura (b) de 12,58 rnL. (c) A estudante olha a bureta de uma posição perpendicular a ela e faz uma leitura (d) de 12,62 rnL. (e) A estudante olha a bureta de uma posiçãoabaixo da linha perpendicular a ela e faz uma leitura (f) de 12,67 rnL. Para se evitar o problema da

paralaxe, as leituras da bureta devem ser feitas consistentemente sobre a linha perpendicular a ela, comomostrado em (c) e (d).



Na leitura de volumes, o olho precisa estar no nível da superfície do líquido, para se

evitar o erro devido à paralaxe, uma condição que faz que o volume pareça menor que

seu valor verdadeiro, se o menisco for visto de cima, e maior, se o menisco for visto de

baixo.

A paralaxe é o deslocamento aparente do nível de um líquido ou de um ponteiro, à

medida que o observador muda de posição e ela ocorre quando um objeto pode ser visto

a partir uma posição que não seja a do ângulo correto para a sua observação.

4) Sistema de Internacional de medidas

Em 1971, a 14ª Conferência Geral de Pesos e Medidas escolheu sete grandezas como

fundamentais, formando assim a base do Sistema Internacional de Unidades, abreviado

como SI e popularmente conhecido como sistema métrico. As unidades foram

escolhidas de modo que os valores dessas grandezas numa “escala humana” não fossem

excessivamente grandes ou excessivamente pequenos.

Muitas unidades secundárias (ou derivadas) são definidas em termos das unidades

das grandezas fundamentais. Assim, por exemplo, a unidade de potências no SI, que

recebeu o nome watt (abreviação W), é definida em termos das unidades de massa,

comprimento e tempo.

1 watt = 1 W = 1 Kg . m2 / s3

UNIDADES FUNDAMENTAIS DO SI

GRANDEZA NOME DA

UNIDADESÍMBOLO

Comprimento Metro mTempo Segundo s

Massa Quilograma kg

Corrente Elétrica Ampère A

Temperatura

TermodinâmicaKelvin K

Intensidade Luminosa Candeia cd

Quantidade de Matéria Mol mol



5) Algarismos significativos

Os algarismos significativos são importantes quando é necessário expressar o

valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. Esse valor pode ser obtido

diretamente (ex.: determinação da massa de uma substância por pesagem ou adeterminação do volume de uma solução com uma pipeta ou bureta) ou indiretamente, a

partir dos valores de outras grandezas medidas (ex.: cálculo da concentração de uma

solução a partir da massa do soluto e do volume da solução).

Quando se fala de algarismos significativos de um número, refere-se aos dígitos

que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último algarismo

seja duvidoso. O número de algarismos significativos expressa a precisão de uma

medida.

A tabela abaixo mostra as regras de arredondamento do número à direita do

último algarismo significativo:

CASO REGRA EXEMPLO

MAIOR QUE 5 Aumenta 1 unidade 5,4987 = 5,499

IGUAL A 5 Se o último algarismosignificativo for par – mantém-se igual. Se o último algarismosignificativo for ímpar – aumenta 1 unidade

Par: 3,2845 = 3,284

Ímpar: 9,135 = 9,14

MENOR QUE 5 Mantém-se igual 2,1921 = 2,192

Questionário

1) Represente esquematicamente as principais zonas da chama de um bico de

Bunsen, indicando o ponto mais quente.

2) Descreva como você procederia para realizar uma pesagem, por diferença, de

5,6643g de NaCl, sendo a massa do recipiente (vidro de relógio) igual a 10,2590g.

3) O que significa erro de paralaxe e como podemos evitá-lo?

4) Para a preparação de uma solução a partir de um reagente líquido, qual o

material utilizado, o procedimento a ser adotado e os cuidados necessários?



5) Faça o arredondamento dos números abaixo, para três casas decimais após a

vírgula.

a) 120, 4784 = __________ b) 83, 1236 = __________

c) 71, 2315 = __________ d) 457,1025 = __________



Aula 03

EXPERIÊNCIA 1: Densidade de sólidos e líquidos

1. Objetivos

Medir a densidade de líquidos de sólidos utilizando a técnica de picnometria e o

princípio de Arquimedes.

2. Considerações gerais

Densidade

A densidade absoluta de uma substância é definida como sendo a relação entre a sua

massa e o seu volume:

Picnometria

O principal método de medição de densidade absoluta é a picnometria. Esse método

consiste na determinação de massa e volume de substâncias líquidas e sólidas. O picnômetro é um recipiente de vidro com tampa esmerilhada, vazada por tubo capilar,

que permite sue completo enchimento com líquidos. A capacidade volumétrica do

instrumento é facilmente determinável pela pesagem de um líquido tomado como

padrão de densidade, na temperatura de operação.

Princípio de Arquimedes

"Todo corpo imerso, total ou parcialmente, num fluido em equilíbrio, dentro de um

campo gravitacional, fica sob a ação de uma força vertical, com sentido ascendente,

aplicada pelo fluido; esta força é denominada empuxo, cuja intensidade é igual à do

peso do fluido deslocado pelo corpo."



Figura 1.

Densímetro.

U

1). E

mass

certa

parte

densí

cujo

deter

instru

por

comb

3. Procedimento exp

Picnometria

a) Pese o picnômetro (

b) Coloque água desti

do colo;

c) Coloque a tampa c

excesso de líquido;

d) Pese o picnômetro

e) Esvazie o picnômet

f) Lave inteiramente

mol/L);

g) Coloque a soluçãoh) Coloque a tampa ca

i) Pese o picnômetro

Método de Arquimedes

1. Coloque 50 mL de

2. Em uma balança, p

3. Coloque a amostra4. Anote o valor do vo

instrumento que rege esse princípio é o d

sse instrumento mede a densidade dos lí

dividida pelo volume. Trata-se de um tubo

quantidade de chumbo na base, responsável

de cima do tubo há uma escala desenhada

metro no líquido, ele afunda até deslocar u

peso se iguale ao dele. A superfície

inado ponto na escala, isto é, sua

mentos são muito usados em postos de gas

eio da densidade o grau de pureza do á

ustível.

rimental

com a tampa) vazio e seco;

ada no picnômetro até que o volume do líq

pilar, verifique se ficou cheio e enxugue c

om água destilada;

ro;

o picnômetro com a solução a ser analis

o picnômetro até que o nível do líquido fiqu pilar e enxugue cuidadosamente o excesso d

om a solução;

gua em uma proveta de 100 mL;

se o material sólido e anote a massa;

o material sólido na proveta;lume de água deslocado;

ensímetro (Figura

uidos, ou seja, a

de vidro com uma

elo seu corpo. Na

. Ao mergulhar o

volume de fluido

o líquido indica

densidade. Esses

lina para verificar

cool usado como

ido fique acima

idadosamente o

ada (NaOH 0,5

e acima do colo;líquido;



5. Calcule a densidade do material sólido.

4. Materiais e reagentes

Materiais/Quantidade Reagentes

• Picnômetro – 01 • Hidróxido de sódio 0,5 mol/L

• Funil simples pequeno – 01 • Amostra de material sólido

• Pisseta – 01

• Proveta de 100 mL – 01

5. ReferênciasATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida

moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p.

BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC,

1999. 702 p.

MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed.

São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p.

Questionário

1. Explique a diferença entre densidade absoluta e densidade relativa.

2. O que é picnometria?

3. A partir dos dados obtidos na prática calcule o volume do picnômetro e a

densidade da solução analisada.

4. Descreva o princípio de Arquimedes.

5. Efetue os cálculos da densidade do sólido determinada pelo princípio de

Arquimedes.



Aula 04

EXPERIÊNCIA 2: Forças intermoleculares

1. Objetivos

Determinar a porcentagem de álcool na gasolina e exercitar as medições de volume.


A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos líquidos inflamáveis e voláteis,

derivados do petróleo. Além de ser utilizada como combustível em motores decombustão interna, é também usada como solvente, na indústria, para óleos e gorduras.

Inicialmente, a gasolina era obtida pela destilação do petróleo - era simplesmente a

fração mais volátil do petróleo. Após algum tempo, outras técnicas surgiram, numa

tentativa de aumentar o rendimento desta extração. Um deles é o craqueamento, que

consiste numa quebra de moléculas maiores, também presentes no petróleo, em outras

menores, que pertencem à fração da gasolina. O craqueamento térmico foi utilizado até

meados de 1937, quando químicos de catálise inventaram o craqueamento catalítico,

método muito mais econômico e eficaz. Outros métodos incluem: a polimerização, que

é a conversão de olefinas gasosas, tal como propileno e butileno, em moléculas maiores,

dentro da faixa da gasolina; a alquilação, um processo que combina uma olefina e uma

molécula como isobutano e a isomerização, que é a conversão de hidrocarbonetos de

cadeia normal para hidrocarbonetos de cadeia ramificada.

Nas últimas décadas, vários países, incluindo o Brasil, passaram a utilizar uma

mistura de gasolina e etanol, no lugar da gasolina. A intenção é diminuir o impacto

ambiental causado pela queima da gasolina, pois o etanol, além de ser renovável, o seu

uso propicia uma redução na taxa de produção de CO. Se por um lado existem

vantagens, existem as desvantagens também, como maior propensão à corrosão, maior

regularidade nas manutenções do carro, aumento do consumo e aumento de produção de

óxidos de nitrogênio.

O teor de álcool etílico anidro na gasolina é fixado por Portaria do Ministério da

Agricultura, conforme Decreto Nº 3.966/2001. O percentual máximo de álcool etílico

anidro adicionado à gasolina é de 25% desde 07/2007.



3. Procedimento experimental

a) Colocar 50ml da amostra de gasolina na proveta de 100 mL previamente limpa,

desengordurada e seca, observando a parte inferior do menisco;

b) Adicionar a solução de cloreto de sódio até completar o volume de 100mL,

observando a parte inferior do menisco;

c) Tampar de forma adequada a proveta;

d) Misturar as camadas de água e gasolina através de 5 inversões sucessivas da

proveta, evitando agitação enérgica;

e) Deixar a proveta em repouso por 15 minutos de modo a permitir a separação

completa das duas camadas;

f) Anotar o aumento da camada aquosa em mililitros. Para calcular o teor de álcool,

faça a seguinte regra de três:

100*% _ gasolinainicial

álcool

V

V =

05,0álcool V

L

mL=


Materiais Reagentes

Proveta de 100 mL Gasolina comum

Papel Filmito Solução de cloreto de sódio a 10% p/v

5. Referências

OLIVEIRA, E. A. Aulas Práticas de Química; 3ª ed; Editora Moderna; São Paulo;1993.

Questionário

1. Qual dos líquidos tem maior densidade? Como você deduziu sua resposta?

2. Por que a água extrai o álcool da gasolina?

3. Por que no Brasil se adiciona álcool à gasolina?

4. Qual o teor de álcool na gasolina em % e em mL/L?



Aula 05

EXPERIÊNCIA 3:

1. Objetivos

Inteirar o aluno com os

2. Considerações ger

Soluções são misturas h

Nas soluções, o dispers

solvente. Assim, por exem

e a água, o solvente.

Em geral as substâncias

Uma substância polar ten

tende a se dissolver num so

Principais tipos de conc

Concentração comum:

Título: é a relação entre

Molaridade: é a quantid

Soluções

álculos e preparo de soluções.

is

mogêneas de duas ou mais substâncias.

o recebe o nome de soluto, e o dispersant

lo, quando dissolvemos açúcar em água, o

inorgânicas são polares, enquanto as orgâni

e a dissolver num solvente polar. Uma s

lvente apolar.

ntrações

indica a massa de soluto presente em cada li

a massa do soluto e a massa da solução.

de de mols de soluto presente em cada litro

e é denominado

çúcar é o soluto

as são apolares.

u bstância apolar

ro de solução.

e solução.



Fração molar: é a relaç

número de mols da solução

Molalidade: é a relação

Kg).

3. Procedimento exp

a) Preparo da solução

b) Em uma capela, me

c) Coloque cerca de 1

mL e transfira o volume de

d) Espere o balão esf

com água destilada;e) Faça uma homogen

f) Transfira a solução

solução e o número de sua

g) Preparo da solução

h) Meça 5,0 mL da so

para um balão de 25 mL;

i) Complete com ág

preparo indicado anteriorm

j) Preparo da solução

k) Pese 5,0 g de NaO

l) Dissolva-o, no próp

m) Transfira a soluçã

preparo de soluções;

n) Transfira a solução

ão entre o número de mols do soluto (ou

.

entre o número de mols do soluto, e a massa

rimental

de HCl 0,5 mol/L.

ça numa proveta, 10,4 mL de HCl concentra

00 mL de água destilada em um balão vol

ácido medido para este balão;

iar até a temperatura ambiente e complete

eização por inversão;

preparada para um frasco de vidro e rotule

urma;

de HCl 0,1 mol/L.

ução de HCl, 0,5 mol/L, preparada anterior

a destilada até o menisco, seguindo o p

ente.

de NaOH 0,5 mol/L.

em um Becker limpo e seco;

rio Becker, com água destilada;

para um balão de 250 mL, e siga os p

para um frasco de plástico e rotule.

de solvente) e o

do solvente (em

o;

métrico de 250

, até o menisco,

om os dados da

ente, e transfira

rocedimento de

ocedimentos de



o) Guarde as soluções preparadas em um armário para utilização nas próximas

experiências.



• Balão volumétrico de 25 mL – 01 • Acido clorídrico (HCl)

• Balão volumétrico de 250 mL – 01 • Hidróxido de sódio (NaOH)

• Bastão de vidro – 01

• Becker de 100 mL – 02

• Espátula

• Funil simples – 02

• Pipeta – 02

• Pisseta – 01

5. Referências

ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida


BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC,

1999. 702 p.

MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed.


Questionário

1. O que é solução?

2. Qual o procedimento para preparar uma solução diluída a partir de uma solução

concentrada de uma determinada substância?



3. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 250 mL de solução de HCl

0,5 mol/L, partindo de uma solução de HCl a 37% em massa e d = 1,19 g/mL.

4. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 25 mL de solução de HCl 0,1

mol/L, partindo da solução de solução de HCl 0,5 mol/L.

5. Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de solução NaOH

0,5 mol/L.

6. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é

um sólido.

7. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é

um sólido.



Aula 06

EXPERIÊNCIA 4: Análise volumétrica

1. Objetivos

Familiarizar o aluno com a análise volumétrica, através da padronização da solução

preparada na prática anterior.


A análise volumétrica consiste na medida de volumes de duas soluções que reagem

entre si. Uma delas apresenta concentração previamente conhecida, atuando como

padrão de medida; a outra contém a espécie de concentração desconhecida que se deseja

analisar. Geralmente a solução padrão é adicionada gota a gota, por meio de uma bureta,

à solução de concentração desconhecida (contida num erlenmeyer). Este tipo de

operação recebe o nome de titulação.

Como não é possível visualmente perceber o ponto de equivalência, é necessário que

se utilize um indicador, no erlenmeyer, para indicar, através da mudança de cor, o ponto

final da titulação. Indicadores, de um modo geral, são bases ou ácidos orgânicos fracos,

apresentando cores diferentes quando nas formas protonada ou não-protonada.

Consequentemente, a cor do indicador dependerá do pH.


a) Encha a bureta com a solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L, utilizando umfunil;

b) Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução até o desaparecimento de

bolhas:

c) Complete o volume com a solução e zere a bureta;

d) Junte 5 mL de solução padrão de ácido clorídrico e transfira para um erlenmeyer

de 125 mL;

e) Adicione duas gotas de solução de fenolftaleína;



f) Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a solução da base seja

adicionada gota a gota ao erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea

persistente.



• Becker de 50 mL – 02 • Ácido clorídrico 0,5 mol/L

• Bureta de 25 mL – 01 • Hidróxido de sódio 0,5 mol/L

• Erlenmeyer de 125 mL – 01 • Fenolftaleína 1%


• Garra para bureta – 01

• Pipeta conta gotas – 01

• Pipeta conta gotas – 01

• Pipeta volumétrica de 5 mL –

01• Pisseta – 01

• Proveta de 10 mL – 01

• Suporte para bureta – 01

5. Referências

ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida


MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. Ed.


JEFFERY, G. H. et al. Análise Química Quantitativa. 5a. Ed. Editora Guanabara

Koogan S/A. Rio de Janeiro, 1992.

Questionário

1) O que é titulação?



2) Para que serve um indicador?

3) Explique quando se deve suspender a adição de solução padrão em uma

titulação.

Calcule a concentração verdadeira de HCl.



Ø

±

À

e) Inicie o aquecimento do sistema;

f) Observe atentamente o sistema enquanto ocorre o aquecimento,

constantemente observando a temperatura que é registrada no termômetro;

g) Observe o início da destilação, atentando para o que ocorre, visualmente,

com a amostra;h) Numa destilação os primeiros 5% (em relação à quantidade inicial contida

no balão) devem ser descartados por ainda conter impurezas. Os últimos 5% também

devem ser descartados. Assim colete os aproximadamente 2,5 mL num Becker. Em

seguida, troque este Becker outro Becker limpo;

i) A destilação prosseguirá até que se obtenha de 15 a 20 mL do destilado

Parte II (Teste do Destilado)

Após a destilação se faz necessário um teste para verificar se a destilação foi bem

sucedida. Assim, deve-se testar o destilado a fim de saber se ainda existe a presença do

NaCl. Para tanto siga os passos descritos abaixo:

a) Adicione 2 mL de solução de AgNO3 (Nitrato de prata) a dois tubos de

ensaio.;

b) Numere-os como tubo 1 e tubo 2, respectivamente;



c) Ao tubo 1 adicione 2 mL de solução de NaCl. Observe que ocorre a

formação de um precipitado de coloração branca. O precipitado formado é o AgCl

(cloreto de prata). Assim, o tubo 1 servirá como referência para o tubo 2;

d) Adicione 2 mL do destilado ao tubo 2. Observe o que acontece.



• Balão de fundo redondo – 01 • Cloreto de sódio NaCl

• Termômetro – 01

• Pérolas de vidro

• Nitrato de prata AgNO3

• Erlenmeyer de 125 mL – 01


• Garra metálica – 01

• Aquecedor – 01

• Adaptador para condensador – 01

• Condensador – 01

• Suporte – 01

• Proveta – 01

• Suporte para bureta – 01

5. Referências

ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando avida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p.

BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro:

LTC, 1999. 702 p.

Questionário



1. Em que se baseia o princípio da destilação simplese em quê tipos de amostra

ela pode ser usada?

2. Qual reação explica a formação do precipitado branco de AgCl?

3. Se no tubo 2, após adicionar a solução AgNO3, houver a turvação do

destilado o que pode ter ocorrido?

4. Qual a função das pedras de ebulição?



Aula 08

EXPERIÊNCIA 6: Calorimetria

1. Objetivos

Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, de um metal e o calor de

neutralização de uma reação de um ácido forte com uma base forte.


Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa transformação. O

aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro, sendo o mais simples deles, o

calorímetro de água.

Quando uma transformação ocorre no interior de um calorímetro de água, a água que

ele contém sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo-se a elevação ou abaixamento

da temperatura dessa massa de água, é possível calcular a quantidade de calor liberada

ou absorvida na transformação através da expressão:Q = m.c p.∆t

onde: Q = quantidade de calor liberado ou absorvido (J ou cal);

m = massa da substância (g);

c p = calor específico da substância a pressão constante (J/g °C ou cal/g °C);

∆t = variação de temperatura (°C).

a. Determinação da Capacidade Calorífica ou Equivalente em Água doCalorímetro (C)

Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que

está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração.

A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades

conhecidas de água fria e quente.

A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo aquantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em



1°C. Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se

uma certa quantidade de água (mágua fria) a uma determinada temperatura (tágua fria) em seu

interior e mistura-se uma outra quantidade de água (mágua quente) a uma outra

temperatura (tágua quente). Mede-se a temperatura final (tequilíbrio), e calcula-se C a partir da

relação entre calor recebido (Qrecebido) e calor cedido (Qcedido).

Qcedido – Qrecebido = 0

Qcedido (água quente) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0

mágua quente.cágua quente.(tequilíbrio –tágua quente)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio –tágua fria)+mágua fria.cágua

fria.(tequilíbrio –tágua fria) = 0

Para o mesmo calorímetromcalorímetro.ccalorímetro = C

Assim,

Na figura abaixo é mostrado um calorímetro de mistura e os acessórios utilizados no

experimento.

b. Determinação do Calor Especifico de um Metal

Para determinar o calor específico de um metal utilizando o método das misturas, ou

seja, aquece-se o metal a uma temperatura maior que a do ambiente e em seguida ele é

imerso na água contida no calorímetro que está à temperatura ambiente. O metal vai

ceder calor para água e para o calorímetro, até atingir a temperatura de equilíbrio



térmico. Aplicando o princípio da conservação de energia, como no item anterior,

temos:


Qcedido metal + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0

mmetal.cmetal.(tequilíbrio –tmetal)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio –tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio –tágua) = 0

mmetal.cmetal.(tequilíbrio –tmetal)+C.(tequilíbrio –tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio –tágua) = 0

i i t i

t

O calor específico de alguns metais está representado na tabela abaixo.

Metal c (cal/g °C)

Cobre 0,093Latão 0,094

Ferro 0,119

Alumínio 0,219

c. Determinação da ∆∆∆∆H de neutralização de um ácido forte (ácido clorídrico)

por uma base forte (hidróxido de sódio).

A variação de calor que ocorre em uma reação química entre produtos e reagentes, a

pressão constante, é chamada de entalpia de reação (∆H).

A entalpia de uma reação entre um ácido (AH) e uma base (BOH) é denominada

calor de neutralização. Em solução aquosa os ácidos e bases fortes encontram-se

completamente dissociados e o calor de neutralização é igual ao calor de dissociação da

água (com sinal contrário), visto que:

ou resumidamente:



O procedimento descrito no item 2.1 se aplica para a determinação do calor de

neutralização e uma vez conhecida a capacidade calorífica do calorímetro, pode-se

determinar o calor de neutralização, usando-se as relações:


Qcedido reação + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido pela reação = 0

Qcedido reação + mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio-to) + msolução.csolução.(tequilíbrio-to) = 0

Qcedido reação = -( msolução.csolução + C).( tequilíbrio-to)

∆H = Q cedido reação (J ou cal)

∆H / mol = ∆H /n (J/mol ou cal/mol)

Onde: msolução = msolução HCl + msolução NaOH

mcalorímetro.ccalorímetro = C

n = número de moles de água formada

to = (tácido + t base)/2

d. Avaliação do erro.

A validade das equações descritas nos itens anteriores pode ser afetada por vários

fatores tais como:

a) Falta de homogeneidade da temperatura no meio constituído por água e material,

devida a lentidão da troca de calor da água para o material, etc.;

b) Mau isolamento e perda de calor para o exterior.

A homogeneidade pode ser melhorada de diversas formas: (i) decréscimo do

tamanho do material, sobretudo para materiais com baixa condutividade térmica, (ii)

agitação, (iii) aumento do intervalo de tempo até à leitura da temperatura. O tempo de

homogeneização não deverá exceder 1 a 2 minutos quando os materiais são metais,

cerâmicas, rochas ou vidros granulados.

A agitação e o tempo também agravam a perda de calor para o exterior, provocando

decréscimo da temperatura e dando origem a valores de calor específico



sobreestimados. Essa perda de calor poderá ser atenuada com a utilização de recipientes

térmicos ou melhoramento do isolamento.


a. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro

a) Utilizando uma proveta, medir 100 mL de água;

b) Coloque a água no calorímetro de alumínio à temperatura ambiente e agite a

água até a temperatura permanecer constante, isto é, atingir o equilíbrio térmico. Meça e

anote o valor desta temperatura inicial da água (tágua fria) e da massa de água (mágua fria);

c) Utilizando novamente a proveta, medir 100 mL de água (mágua quente) e aqueça em

um becker até cerca de 50°C (tágua quente);

d) Adicione rapidamente a água aquecida à água dentro do calorímetro, tampe-o.

Resfrie o termômetro em água corrente, antes de introduzi-lo no calorímetro. Agite a

água até a temperatura permanecer constante, isto é, até atingir o equilíbrio térmico.

Anote o valor da temperatura final (tequilíbrio).

Vágua fria = 100 mLmágua fria =

Vágua quente = 100 mL mágua quente =

tágua fria =

tágua quente =

tequilíbrio =

Dados:

1cal = 4,18JCalor específico da água = 1cal/g °C

Densidade da água em função da temperatura:



b) Coloque 80 mL de solução de ácido clorídrico 0,5 mol/L na proveta. Meça e

anote a temperatura (tácido);

c) Misture as duas soluções no calorímetro e verifique a temperatura, anotando o

maior valor observado (tequilíbrio).

Dados:

C = 36 cal/°C

d NaOH (0,5 mol/L) = 1,0190 g/mL

dHCl (0,5 mol/L) = 1,0090 g/mL

csolução § cágua = 1cal/g °C



• Calorímetro de alumínio – 01 • Água destilada

• Calorímetro de vidro – 01 • Solução de HCl 0,5 mol/L

• Termômetro – 02 • Solução de NaOH 0,5 mol/L

• Chapa aquecedora e agitador – 02

• Barra magnética – 01

• Espátula – 01• Becker 250 mL – 02

• Amostra de metal – 01

• Piceta – 01

• Proveta 100 mL – 03

5. Referências

BUENO, W.; Manual de laboratório de físico-química; McGraw-Hill; /São Paulo;

1980.

MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de

Química; 6ª ed. Editora Guanabara Koogan, Rio de Janeiro, 1990.

Questionário

1. Calcule a capacidade calorífica do calorímetro de alumínio.




a) Em um erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL

de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Prepare um relógio para marcar o tempo

(segundos). Acrescente à mistura do erlenmeyers, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L. Anote o tempo que a solução leva para descolorir totalmente.

b) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL

de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Acrescente 10 mL de água destilada e adicione a

mistura restante, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L, controlando

o tempo gasto para a solução descolorir por completo. Compare com o tempo gasto no

erlenmeyer do item a.

c) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mLde solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Em seguida, coloque 5 gotas de solução de

sulfato de manganês 1 mol/L. Adicione 4 mL de solução de permanganato de potássio

0,01 mol/L e anote o tempo que a solução leva para descolorir. Compare este resultado

com aquele do item a.

d) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL

de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Coloque o erlenmeyer em banho-maria 60ºC

durante 5 minutos, agitando-o eventualmente. Adicione ao erlenmeyer, ainda em banhomaria, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L e anote o tempo que a

solução leva para descolorir. Compare este resultado com aquele observado no

experimento do item a.


Materiais Reagentes

• Erlenmeyer • Acido oxálico• Pipeta • Acido sulfúrico• Cronômetro • Permanganato de potássio• Pêra • Sulfato de manganês• Pisseta• Banho-maria

5. Referências

BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral; 2ª ed; Livros Técnicos eCientíficos Editora SA; Rio de Janeiro; 1992.



MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4ª. ed.São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p.

Questionário

1. Defina velocidade de reação.

2. Explique, a nível molecular, o efeito da diluição sobre a velocidade das reaçõesquímicas.

Explique a influência da natureza dos reagentes, da temperatura e do catalisador, na

velocidade das reações químicas.



Aula 10

EXPERIÊNCIA 8: Solução Tampão

1. Objetivos

Entender o funcionamento das soluções tampão.


As soluções tampões são soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas

são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é

resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Um tampão é

constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base

fraca e seu ácido conjugado.

Exemplos de soluções tampões:

a) Ácido acético + acetato de sódio;

b) Ácido bórico + borato de sódio;

c) Ácido cítrico + citrato de sódio;

d) Ácido fosfórico + fosfato de sódio;

e) Amônia + cloreto de amônio.

Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos

quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e

fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. Por

exemplo, o sistema tampão HCO3– /H2CO3 é importante fisiologicamente, uma vez que

controla o transporte de CO2 no sangue e o pH do mesmo.

Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto ocorre porque

essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua constituição. Para que

possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos considerar o sistema

tampão ácido acético e acetato de sódio. Desde que o sal (acetato de sódio) é um

eletrólito forte, em solução aquosa estará completamente dissociado:



O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons:

A constante de ionização para o ácido acético é dada por:

É importante ressaltar que, na solução tampão, a principal contribuição para a

concentração de íons acetato, que é a base conjugada do ácido acético, é proveniente do

sal. Portanto, a ionização do ácido acético é negligenciável frente ao excesso de sal

(efeito do íon comum), assim como é negligenciável a hidrólise do íon acetato frente ao

excesso de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a expressão da constante de

equilíbrio para o ácido acético, substituindo- se o termo [CH3COO – ] (que representa a

base conjugada do ácido) por [Sal]:

Assim, é possível verificar o que acontece com uma solução tampão, composta

por ácido acético e acetato de sódio, quando a ela for adicionado um ácido ou uma base

forte.

2.1 Adição de Ácido

Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação da

concentração dos íons H+

no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pela base conjugada do

tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco,

conforme a reação abaixo:

Componente básicodo tampão

2.2 Adição de base



Aplicando-se “-log10” em ambos os lados da expressão acima e como por

definição pK a = -logK a e pH = - log[H+], tem-se:

Para um tampão feito a partir de uma base:

Tem-se:

ou

Esta é a equação de Henderson-Hasselbalch, apenas uma forma rearranjada da

expressão da constante de equilíbrio K a ou K b, porém extremamente útil no preparo de

tampões, pois além de permitir encontrar a proporção exata dos constituintes para a

obtenção do pH desejado, possibilita estimar variações no pH dos tampões, quando da

adição de H+ ou de OH – . Também permite o cálculo rápido do pH do tampão, quando a

proporção dos componentes é conhecida.


3.1 Preparo de uma solução tampão

g) Utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch, calcule a quantidade em

gramas de acetado de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a 100 mL

de uma solução de ácido acético (CH3COOH) 1 mol/L, para que o tampão

tenha pH = 4,75. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; K a = 1,78x10

-5

.

3.2 Variação do pH da água em presença de indicadores ácido-base

a) Reserve três tubos de ensaio e identifique-os em A, B e C;

b) Adicione a cada tubo, aproximadamente, a mesma quantidade de água

destilada (3 mL);

c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e

anote o ocorrido;



d) Ao tubo A adicione 1 gota de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L. Anote o

ocorrido e comente.

e) Ao tubo C adicione 1 gota de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L. Anote o

ocorrido e comente.

3.3 Propriedades da solução tampão

a) Reserve mais três tubos de ensaio e enumere-os em 1, 2 e 3;

b) Adicione a cada tubo 2 mL de solução tampão;

c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e

anote o ocorrido;

d) Ao tubo 1 adicione gotas de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L até a

modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido.

e) Ao tubo 3 adicione gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L até a

modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido.

f) Ao tubo 2 adicione 4 mL de água. Anote o ocorrido e justifique.



• Tubo de ensaio – 06 • Ácido clorídrico 1,0 mol/L

• Pipeta de Pasteur – 02 • Hidróxido de sódio 1,0 mol/L

• Estante para tubo de ensaio – 01 • Indicador ácido-base natural

• Pisseta – 01 • Solução tampão

5. Referências

• BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E.; Química – A Ciência Central.

9 ª ed.; Pearson ; São Paulo; 2006.

• HARRIS, D.C. Análise química quantitativa. 5a ed. Trad. C.A.S. Riehl e A.W.S.

Guarino. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2001.



Questionário

1. De quê é constituído um tampão?

2. Demonstre a partir da constante de equilíbrio, que para um tampão feito a partir

de uma base a equação de Henderson-Hasselbalch é

.

3. Calcule a concentração em quantidade de matéria e a massa em gramas de

acetado de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a 250 mL de uma

solução de ácido acético (CH3COOH) 0,20 mol/L, para que o tampão tenha pH

= 5. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; K a = 1,78x10-5. (R = 0,356 mol/L;

7,2980 g) Obs.: Usar todas as casas decimais.4. Calcule o pH de um tampão obtido pela adição de 2 mol de NH3 a 2,0 L de uma

solução 0,10 mol/L de NH4Cl. O K b da base é 1,78x10-5. (R = 10,25)

Calcule o pH de um tampão obtido pela adição de 0,03 mol de H2PO4- a 3,0 L de

uma solução 0,02 mol/L de HPO42-. (K a= 6,32 x 10-8). (R = 7,50)

apostila lab oratorio de quimica geral

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