apostila laboratório de química geral 2016

LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

ROTEIROS DAS PRÁTICAS

2015

GUIA DE LABORATÓRIO DO CURSO

QUÍMICA GERAL

INSTRUÇÕES GERAIS

Para facilitar o trabalho no curso Laboratório de Química Geral, serão dadas

algumas instruções que, devidamente observadas, auxiliarão na obtenção de bons

resultados.

a) O laboratório é um lugar de trabalho sério. EVITE QUALQUER TIPO DE

BRINCADEIRA.

b) É INDISPENSÁVEL O USO DE JALECO E ÓCULOS DE SEGURANÇA.

c) O aluno deverá estudar as experiências antes de executá-las, registrando, no guia de

laboratório, as observações e conclusões que fez, após as execuções das mesmas.

d) Seguir sempre os procedimentos constantes do guia, não fazendo nenhuma alteração

a não ser quando indicada pelo professor.

e) Deve-se sempre usar água destilada ao se preparar uma solução ou ao se proceder a

uma diluição.

f) Deve-se tomar o máximo cuidado para não contaminar os reagentes sólidos e as

soluções. Não introduzir conta-gotas nos frascos de solução-estoque.

g) Ao se aquecer um tubo de ensaio, deve-se fazê-lo de maneira adequada, caso

contrário o conteúdo do tubo poderá ser projetado para fora, atingindo o operador ou

outra pessoa.

h) Todas as operações nas quais irá ocorrer desprendimento de gases tóxicos devem ser

executadas na capela, bem como as evaporações de soluções ácidas, amoniacais, etc.

i) Dar tempo suficiente para que um vidro quente resfrie. Lembre-se que o vidro quente

tem o mesmo aspecto do vidro frio. Não o abandone sobre a bancada, mas sim sobre

uma tela de amianto.

j) Informe ao professor sobre qualquer acidente que ocorra, mesmo que seja um dano de

pequena importância.

2

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Este guia de Laboratório constitui um resumo que tem como objetivo orientar o

trabalho dos alunos no decorrer das aulas práticas. Daí ser indispensável, por parte de

cada aluno, recorrer à bibliografia abaixo para resolução das questões referentes a cada

prática.

1. CONSTANTINO, M.G.; DA SILVA, G.V.J.; DONATE, P.M. Fundamentos de Química Experimental. São Paulo: Editora Edusp, 2004.

2. SILVA, R.R. da; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R.C. Introdução a Química Instrumental. São Paulo: Mcgraw-Hill, 1990.

3. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006.

4. BACCAN, N. ANDRADE, J. C.; GODINHO, O.E.S.; BARONE, J.S. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3. ed. São Paulo: Edgard Blücher, 2003.

5. ALMEIDA, P.G.V. de (Org.). Química Geral: práticas fundamentais. Viçosa: Editora UFV, 2009.

6. RUBINGER, M. M. M.; BRAATHEN, P. C. Experimentos de Química com materiais alternativos de baixo custo e fácil aquisição. Viçosa: Editora UFV, 2009.

3

PRÁTICA 01: AFERIÇÃO DE MATERIAL VOLUMÉTRICO.

1) Introdução

Para se desenvolver um experimento é necessário, dentre outros cuidados, o

conhecimento do material a ser utilizado. O equipamento de laboratório de química

constitui-se de, basicamente, vidro, porcelana, polietileno e madeira. O emprego e

manuseio adequados são indispensáveis não só para evitar acidentes, mas também

perdas ou danos no instrumento. Deve-se observar também o tamanho ou a capacidade

dos instrumentos que vão ser utilizados, de acordo com a quantidade da substância

empregada.

Para se evitar erro na leitura do volume, é sempre necessário que a leitura seja feita

com o aparelho na posição vertical e na altura dos olhos do observador. Quando o

líquido a ser medido for incolor ou levemente colorido, a leitura do volume é feita

observando-se a parte inferior do menisco. Se o líquido for colorido, de tal modo que

impeça a observação do menisco inferior, observa-se, então, sua parte superior.

Os aparelhos volumétricos devem ser calibrados ou aferidos antes de serem

utilizados, a fim de verificar se os volumes neles indicados correspondem aos volumes

reais ou se necessitam de uma correção nessa graduação. A calibração ou aferição é

realizada mediante a pesagem da quantidade de água nele contida e medida, a uma dada

temperatura. O volume real é calculado através da densidade da água (tabela 1) na

temperatura medida.

2) Objetivos

a. Colocar o aluno em contato com os materiais comuns utilizados nos trabalhos de

laboratório;

b. Introduzir as principais técnicas de utilização de equipamento de laboratório;4

c. Apresentar as técnicas de medidas de volume;

d. Apresentar a técnica de calibração de material volumétrico.

3) Material e Reagentes

Frascos para reagentes, erlenmeyer de 100 ou 150 mL, béquer de 50 ou 100 mL,

tubo de ensaio, pisseta, funil analítico, funil de Buchner, funil de separação, kitassato,

balão de fundo chato, balão de fundo redondo, balão para destilação, vidro de relógio,

espátula, cadinho, haste universal, pêra, bastão de vidro, cápsula, bico de Bunsen,

condensador (reto, de bola, de serpentina), tripé, tela de amianto, garra, mufa, pinça,

proveta de 50 ou 100 mL, bureta de 25 ou 50 mL, balão volumétrico de 100 mL, pipeta

de 10 mL (graduada e volumétrica).

4) Parte Experimental

4.1. Identificação de Vidrarias

Observe as vidrarias expostas na bancada e identifique-as, anotando o nome e para

quê é usada cada uma delas.

4.2. Medidas de Volume

1. Usando a pipeta graduada, pipete de um béquer 9 mL de água destilada e transfira-os

para o erlenmeyer. Tente fazer o mesmo, usando a pipeta volumétrica.

2. Adicione com pipeta volumétrica cinco porções sucessivas de 10 mL de água

destilada a uma proveta. Após cada adição, anote a leitura do volume de água na

proveta.

3. Faça uma montagem utilizando haste universal, garras, bureta e proveta. Encha a

bureta com água destilada. Retire as bolhas de ar e “zere” o aparelho (0 mL), recebendo

o excesso de água destilada em béquer. Transfira sucessivamente cinco porções de 10

mL da bureta para a proveta. Anote os volumes lidos na proveta após cada adição de 10

mL.

4. Encha o balão volumétrico com água destilada. Faça aferição do menisco.

5

4.3. Aferição da Pipeta Graduada de 10 mL

Encha a pipeta, previamente limpa, com água destilada e acima da sua provável

graduação. Limpe a parte externa da extremidade livre com papel absorvente e acerte o

menisco, controlando a vazão com o dedo indicador. Transfira a quantidade de água em

um erlenmeyer, previamente limpo e pesado em balança analítica. Meça o tempo de

escoamento, que deve ser conforme a tabela 2. Após o escoamento, meça a massa do

conjunto erlenmeyer + água. Repita a aferição descrita duas vezes. Meça a temperatura

da água usada na calibração e verifique o valor tabelado da sua densidade, nesta

temperatura. Conhecendo-se a massa de água escoada e a sua densidade na temperatura

da experiência (tabela 1), calcule o volume da pipeta através da equação d = m/V.

ATENÇÃO: Utilize uma tira de papel para manusear o erlenmeyer. Se tocá-lo com

as mãos, a gordura depositada no recipiente pode alterar a medida da massa.

6

ANOTAÇÕES:

7

PRÁTICA 02: PREPARO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÃO

1) Introdução

As soluções são definidas como misturas homogêneas de duas ou mais

substâncias. Elas são encontradas em qualquer um dos três estados da matéria: sólido,

líquido e gasoso.

Todas as misturas gasosas são soluções porque qualquer mistura de gases é

homogênea. Soluções sólidas, como certas ligas metálicas, são comuns. A grande

maioria das soluções, entretanto, existe no estado líquido. Soluções líquidas são

formadas pela dissolução de um gás, líquido ou sólido em um líquido. Se o líquido é a

água, a solução é chamada de solução aquosa.

2) Objetivos

Desenvolver a técnica de calibração de balão volumétrico. Desenvolver as

técnicas de preparo e diluição de solução. Desenvolver as técnicas de pesagem e

transferência de massa. Desenvolver as habilidades de cálculos envolvidos nas técnicas.

3) Material e reagentes

Béquer de 50 ou 100 mL, pisseta, funil analítico, vidro de relógio, espátula, pêra,

bastão de vidro, garra, mufa, balão volumétrico de 100 mL, pipeta de 10 mL (graduada

e volumétrica), balança, termômetro, NaCl.

4) Parte experimental

Etapa 1: Calibração do balão volumétrico

1. Pese o balão volumétrico, previamente seco, numa balança e anote sua massa.

Verifique a temperatura da sala com um termômetro.

2. Na bancada de trabalho encha o balão com água e o auxílio da pisseta fazendo a

aferição correta do menisco. Volte na balança e meça a massa do sistema (balão +

8

água). Meça a temperatura da água e consulte o valor da densidade na tabela 1 para

calcular o volume do balão (d = m/v).

Etapa 2: Preparo da solução

1. Prepare 100 mL de uma solução 0,200 mol/L de NaCl. OBS: Deve-se calcular a

massa de NaCl para o preparo desta solução.

2. Meça a massa calculada num béquer e dissolva adequadamente o sólido. Abaixo

segue técnica de preparo:

Figura 1: passos para o preparo de uma solução

9

Etapa 3: Diluição de solução

Dilua a solução obtida na etapa anterior, com uma pipeta adequada, a fim de

obter 100 mL de uma solução de NaCl de concentração igual 0,04 mol/L. OBS: Deve-se

fazer os cálculos necessários para a diluição desta solução.

O procedimento para a diluição é o seguinte:

1- Retire com o auxílio de uma pipeta adequada o volume calculado e transfira o

conteúdo para o outro balão volumétrico de 100 mL;

2- Complete o balão com água destilada até o menisco com o auxílio da pisseta.

3- Homogeneize a solução.

10

ANOTAÇÕES:

11

PRÁTICA 03: GRAVIMETRIA

1) Introdução

A análise gravimétrica ou gravimetria é um método quantitativo cujo processo

envolve a separação e pesagem de um elemento ou um composto do elemento na forma

mais pura possível.

Consiste em determinar a quantidade proporcionada de um elemento, radical ou

composto presente em uma amostra, eliminando todas as sustâncias que interferem e

convertendo o constituinte ou componente desejado em um composto de composição

definida, que seja suscetível de pesar-se.

A análise gravimétrica, se seus métodos são seguidos cuidadosamente, fornece

análises excessivamente precisas. Como fato, esta técnica foi usada para determinar as

massas atômicas de muitos elementos. Neste tipo de análise existe pouco espaço para o

erro instrumental os métodos não exigem equipamentos de alto custo. Devido a seu alto

grau de precisão, quando realizada corretamente, pode ser usada para calibrar outros

instrumentos em substituição de padrões de referências.

2) Objetivo

Determinar o número de moléculas de água de hidratação no CuSO4.


O experimento deve ser realizado em Duplicata.

A. Realizar a pesagem dos cadinhos vazios. Anotar a massa.

B. Introduzir uma quantidade de aproximadamente 0,500g de amostra de CuSO4

hidratado no cadinho e novamente pesar todo o sistema. Anotar a massa.

C. Transferir o sistema (cadinho + sal) para a estufa e aquecer a 140 – 150 oC por

30 minutos. Utilizar uma pinça de aço inox adequada para este trabalho.

12

D. Em seguida retire o cadinho e efetuar a pesagem. Repetir o procedimento de

aquecimento, resfriamento e pesagem, até peso constante. Anotar cada pesagem.

O tempo médio de leitura entre uma amostra e outra será em média 15 minutos.

13

ANOTAÇÕES:

14

PRÁTICA 04: REAÇÕES QUÍMICAS E PURIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS

1) Introdução

Uma reação química é o processo da mudança química, isto é, a conversão de

uma ou mais substâncias em outras substâncias. Os materiais iniciais são chamados

reagentes e as substâncias formadas são chamadas de produtos. As reações químicas são

representadas por equações e podem ser classificadas de acordo com sua natureza:

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

exotérmicas, endotérmicas e oxirredução. Podem ainda, serem divididas em dois

grupos: com ou sem transferência de elétrons.

Em especial, o sulfato ferroso ou sulfato de ferro (II) é um sal inorgânico cujas

aplicações são diversas, tais como: utilização na medicina para tratamento de anemia,

precursor para síntese de corantes; catalisador em reações para graduação de

contaminantes orgânicos; floculante para o tratamento de água, etc. No laboratório, é

razoavelmente fácil a obtenção desta substância por meio da reação de ferro e solução

de ácido sulfúrico. Entretanto, a obtenção do produto puro envolve a utilização de

algumas técnicas de separação.

2) Objetivos

Compreender o conceito, a representação e algumas das aplicações de reações

químicas. Obter sulfato ferroso e utilizar técnicas de separação no processo de

purificação do mesmo


Reação de obtenção do sulfato ferroso

A) Obtenção do FeSO4

- Colocar em um erlenmeyer 5 gramas de ferro (Fe) na forma de esponja de aço

(ou em forma de pregos).

15

- Acrescentar 50 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) a 20%

v/v.

- Como a reação a temperatura ambiente é muito lenta, é conveniente aquecer a

mistura.

- No fim da reação, pode-se observar uma mistura constituída de restos de

pregos, FeSO4 em solução e impurezas diversas.

B) Separação do FeSO4

- Para separar o FeSO4 dissolvido em água do restante da mistura, faça uma

filtração simples, conforme esquema abaixo:

C) Purificação do FeSO4

- Após obter um material homogêneo adicionar à solução aquosa outro solvente,

no qual FeSO4 seja pouco solúvel, como o álcool etílico.

- Adicionar 50 mL de etanol ao béquer contendo a solução de FeSO4 e agitar

com bastão de vidro.

- Filtrar a vácuo, conforme esquema abaixo:

16

- Com o auxílio de uma espátula, pese o produto e o transfira para um frasco

devidamente rotulado.

ANOTAÇÕES:

17

PRÁTICA 5: PROPRIEDADES FÍSICAS DAS SUBSTÂNCIAS: EBULIÇÃO E

FUSÃO

1) Introdução

O ponto de fusão depende das forças existentes entre as moléculas (ou entre

íons, no caso de cristais iônicos) da substância sólida. Se estiverem fortemente ligadas

umas as outras, a temperatura necessária para separá-las deve ser elevada, para dispô-las 18

em sua nova forma, o líquido. Logo, o ponto de fusão designa a temperatura à qual uma

substância passa do estado sólido ao estado líquido. As substâncias puras fundem-se a

uma temperatura constante e as impuras (misturas) não apresentam um único ponto de

fusão definido e, sim, uma faixa de fusão, que será tanto maior quanto mais impurezas

contiverem as substâncias.

O ponto de ebulição ou temperatura de ebulição é a temperatura em que uma

substância passa do estado liquido ao estado gasoso. De acordo com a definição

IUPAC, ponto de ebulição é a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido iguala-

se à pressão atmosférica. Neste último caso, deve-se levar em conta que o ponto de

ebulição varia com a altitude, já que a pressão atmosférica varia com a mesma.

Tomando a água como exemplo, quando a pressão de vapor iguala-se ao valor da

pressão externa exercida sobre o líquido, a água ferve, com o característico fenômeno

da formação de bolhas de ar na massa líquida.

2) Objetivos

Determinar o ponto de fusão do ácido benzóico, ácido oxálico e salicílico e o ponto

de ebulição do etanol.


Determinando o ponto de fusão do ácido benzoico

a) Fechar uma das extremidades do tubo capilar na chama do bico de Bunsen,

rodando o tubo entre os dedos indicador e polegar. Observar contra a luz se a

extremidade do tudo está fechada. Caso contrário aquecer novamente até que a

extremidade se feche. Espere o tubo esfriar.

b) Adicione uma pequena quantidade de cada ácido, em vidros de relógio.

c) Inserir ácido benzóico dentro do tubo capilar, pressionando a extremidade aberta

contra o sólido a ser analisado.

d) Bater levemente com a extremidade fechada na bancada, com o objetivo de

empurrar a amostra para a extremidade oposta. A quantidade deve corresponder

no máximo a 1 mm de altura no capilar.

19

e) Repetir os procedimentos descritos nas letras c) e d) para os demais ácidos.

f) Inserir os três tubos capilares e o termômetro nas respectivas entradas do

equipamento.

g) Ligar o equipamento e observar atentamente o sólido no tubo capilar.

h) Mantenha a taxa de aquecimento de modo que o mesmo seja gradual.

i) Anotar a temperatura ou faixa de temperatura de fusão.

j) Comparar a temperatura encontrada com a especificada nos livros.

Determinando o ponto de ebulição do etanol

a) Repetir o procedimento a) do item anterior.

b) Colocar 2 mL de etanol em tubo de ensaio, utilizando uma pipeta.

c) Colocar o capilar, com a extremidade aberta voltada para baixo, dentro do tubo

de ensaio.

d) Prender o termômetro ao tubo de ensaio com um anel de borracha, atentando

para que o bulbo do termômetro fique na altura do fundo do tubo de ensaio,

conforme a ilustração abaixo.

e) Prender o termômetro e o tubo de ensaio, com o auxilio de uma garra ao suporte

universal.

f) Mergulhar o conjunto (termômetro + tubo de ensaio) em um béquer contendo

água, tomando cuidado para que a água não entre no tubo de ensaio.

20

g) Iniciar lentamente o aquecimento com o auxílio de uma placa de aquecimento.

Observar constantemente a temperatura.

h) Ao observar uma corrente de bolhas subindo rápida e continuamente do tubo

capilar. Interrompa o aquecimento neste ponto.

i) Quando as bolhas pararem de sair e o líquido entrar no tubo capilar anotar a

temperatura. Esta será a temperatura de ebulição.

j) Este ponto indica que a pressão atmosférica é idêntica à pressão de vapor do

líquido.

ANOTAÇÕES:

21

PRÁTICA 6: DENSIDADE DE SÓLIDOS REGULARES E IRREGULARES.

DENSIDADE DE LÍQUIDOS POR PICNOMETRIA.

1) Introdução

As substâncias, de maneira geral, podem ser encontradas nos estados sólido,líquido

e gasoso. Uma das propriedades intensivas que nos auxilia para diferenciar estes estados

é a densidade (d). Numa grande parte dos casos a densidade dos gases é menor que a

densidade dos líquidos que por sua vez é menor que a densidade dos sólidos. Sendo

densidade uma grandeza intensiva, isto é, não depende da quantidade da extensão/massa

do corpo, logo a densidade da água pura contida em um litro ou apenas em 1mL é a

mesma. De forma geral, se a substância é homogênea, então a sua densidade é a mesma

em todos os pontos do volume que ocupa. A densidade depende do tipo de substância,

mas é em geral influenciada pela temperatura e pela pressão (principalmente no estado

gasoso).

22

A equação geral da densidade pode ser representada por:

d = m/V eq. 1

Em que d é a densidade, m é a massa do corpo e V o volume do corpo.

A densidade de líquidos pode ser determinada por medidas da massa do líquido que

ocupa um volume conhecido, este é designado como método do picnômetro.

2) Objetivo

Medir/Calcular experimentalmente a densidade de sólidos amorfos e regulares.

Medir/Calcular a densidade líquidos.

3) Materiais e reagentes

Sólidos regulares e irregulares. Água destilada. Provetas de 25 e 50mL. Paquímetro

analógico. Balança analítica. Picnômetro.

4) Procedimento experimental

SÓLIDOS

OBS: Considerar a temperatura ambiente (medir com termômetro)

A) Cálculo da densidade das amostras de SÓLIDOS REGULARES

1. Utilizando o paquímetro, meça as dimensões dos sólidos apresentados, anotando

suas medidas;

2. Meça a massa do sólido nas balanças;

3. Calcule as densidades de cada sólido – A unidade deverá ser apresentada em

g/mL;

B) Cálculo da densidade das amostras de SÓLIDOS IRREGULARES

1. Meça a massa do sólido na balança;

2. Determine o volume dos sólidos, por deslocamento de um volume de líquido

através da inserção dos sólidos, numa proveta graduada de menor volume

possível (figura 1). O líquido que será usado na proveta será água.

23

3. OBS: DEVE-SE MEDIR O VOLUME DE LÍQUIDO ANTES DE INSERIR O

SÓLIDO E DEPOIS DE INSERIR OS SÓLIDOS;

Figura 1: Diferença de volume devido a presença do sólido irregular.

4. Calcule as densidades de cada sólido.

Quais as possíveis fontes de erro deste método? Explique.

É possível usar está técnica para sólidos que não afundem no líquido?

C) LÍQUIDOS

1. Pesar o picnômetro vazio (PV).

2. Determinar a temperatura da água destilada.

3. Pesar o picnômetro repleto de água destilada, tomando os seguintes cuidados

(PC):

a) Não tocar no picnômetro com a mão (usar papel absorvente).

b) Eliminar as bolhas.

c) Lavar bem o picnômetro na troca de líquidos, usando na última etapa da

lavagem o líquido da pesagem seguinte.

d) Secar o picnômetro externamente, sem tocar na parte superior.

4. Pesar o picnômetro repleto com o líquido em questão.

5. Determinar a massa de água destilada (mágua) subtraindo a massa do picnômetro.

6. Utilizar o volume descrito pelo fabricante do picnômetro para calcular a

densidade do líquido em questão. Considere que o valor fornecido está

devidamente correto. Na figura 2 há um esquema simplificado do processo.

24

Repetir os procedimentos do 1 ao 3 para determinar a densidade do etanol.

Figura 2: Esquema simplificado para mensuração da densidade de um líquido usando

um picnômetro previamente calibrado.

ANOTAÇÕES:

25

PRÁTICA 07: ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES

1) Introdução

Através de uma fórmula química podemos conhecer a espécie e o número

relativo dos átomos que se combinam para formar a nova substância (produto).

Diferentemente, a equação química determina quais substâncias reagem e quais são

produzidas, bem como a relação molar das mesmas na reação. A estequiometria se

relaciona com as informações quantitativas.

Para se determinar a estequiometria de uma reação, usa-se o método das

variações contínuas, em que se verifica a maior quantidade de produto em ensaios

estabelecidos. Esse método é de ampla aplicação, podendo ser usado em diferentes

tipos de sistemas, seja para determinar o volume de gás obtido, em um produto

26

gasoso; se a reação é exotérmica, pode-se determinar a quantidade de calor liberado;

ou utilizar uma série de métodos instrumentais, em que mede-se a ocorrência de

alguma variação na propriedade físico-química do sistema.

Há ainda a determinação de uma quantidade desconhecida de um reagente, em

que a estequiometria usa outro reagente que possa reagir totalmente com este, cuja

quantidade gasta pode ser determinada. Assim, com tal quantidade de reagente

pode-se determinar a quantidade de produto formado, onde se usa as técnicas de

volumetria (titulação) e gravimetria (pesagem de sólidos, precipitados).

2) Objetivos

Determinar a estequiometria da reação entre íons cobre (sulfato de cobre II) e

hidróxido (hidróxido de sódio).


Tubo de ensaio, suporte para tubo de ensaio, pipeta graduada de 10 mL, agitador

vórtex, pêra, régua, solução de sulfato de cobre (II) 0,5 mol/L, solução de hidróxido

de sódio (II) 0,5 mol/L.


a) Numerar 07 tubos de ensaio e colocá-los no suporte. Adicionar em cada tubo as

quantidades de soluções de CuSO4 e NaOH, conforme descrito na tabela a seguir:

27

ANOTAÇÕES:

28

PRÁTICA 08: TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE

1) Introdução

A volumetria é empregada na titulação de soluções cuja concentração se deseja

determinar. Consiste na medida do volume de uma solução padrão (titulante),

inicialmente preparada e padronizada, para reagir quantitativamente com o volume

conhecido de uma solução (titulado) cuja concentração se deseja determinar. No caso da

volumetria de neutralização, estão envolvidos unicamente ácido e base no sistema

químico, o que estabelece a reação de neutralização.

Na titulação, a solução padrão é adicionada até o ponto em que a quantidade do

padrão seja equivalente a da solução problema, este ponto é denominado ponto de

equivalência. Neste ponto não ocorre nenhuma mudança visual no sistema, fazendo com

que usemos um reagente auxiliar, denominado indicador, para visualizarmos este ponto.

O ponto final (ponto em que ocorre uma mudança visual no sistema e no qual a

29

quantidade da solução padrão ultrapassa um pouco a da solução problema) não coincide

necessariamente com o ponto de equivalência, sendo esta diferença chamada de erro da

titulação. Para este erro ser pequeno, deve-se usar um indicador adequado, escolhido

através das curvas de titulação.

2) Objetivos

Determinar a concentração exata de uma solução de um ácido e de uma base,

através do método volumétrico (titulação). Mostrar como se reconhece o ponto final de

uma reação de neutralização ácido-base por meio de um indicador.

3) Material e Reagentes

Bureta de 25 mL, haste universal, garras, erlenmeyer de 125 mL, béquer de 250 mL,

pipeta volumétrica de 10 mL, solução de NaOH 0,1 mol/L, solução de HCl 0,1 mol/L,

solução de fenolftaleína 1%.


A) Determinando a concentração de uma solução de HCl

1. Em um erlenmeyer, coloque 10 mL de solução de HCl de concentração

desconhecida e adicione 2 gotas do indicador fenolftaleína. Observe a cor da

solução.

2. Encha a bureta com a solução de NaOH 0,1 mol/L. Adicione lentamente, por meio

da bureta, a solução de NaOH, agitando sempre o erlenmeyer que contém a solução

ácida, até mudar a cor da solução titulada (cor rósea). Anote o volume de NaOH

consumido na titulação.

B) Determinando a concentração de uma solução de NaOH

1. Em um erlenmeyer, coloque 10 mL de solução de NaOH de concentração

desconhecida, adicione 2 gotas do indicador fenolftaleína. Observe a cor da

solução.

30

2. Encha a bureta com a solução de HCl 0,1 mol/L. Adicione lentamente, por meio da

bureta, a solução de HCl, agitando sempre o erlenmeyer que contém a solução

básica, até mudar a cor da solução titulada (incolor). Anote o volume de HCl

consumido na titulação.

ANOTAÇÕES:

31

PRÁTICA 9: CINÉTICA QUÍMICA

1) Introdução

Toda reação química leva certo tempo para se completar: Reagentes =>

Produtos. Comparemos dois fatos relativamente comuns: um palito de fósforo que é

aceso e uma fruta que apodrece. Ambos envolvem reações químicas, mas estas reações

químicas tem uma característica que as distingue naturalmente, além de se relacionarem

a substâncias completamente diferentes. É que uma ocorre de forma explosiva e a outra,

muito lenta. Dizemos que essas duas reações distinguem-se entre si pelas suas

velocidades. Enquanto a “explosão” do fósforo é caracterizada por uma velocidade alta,

a decomposição da fruta é uma reação de velocidade bem mais baixa. A corrosão dos

metais é uma reação lenta quando comparada com a neutralização de um ácido por uma

base. Reações diferentes podem ter velocidades diferentes, mas uma mesma reação,

32

quando realizada em diferentes condições, pode apresentar também diferentes

velocidades. Uma das finalidades da cinética química é o estudo das velocidades das

reações químicas e dos fatores que as modificam, entre os quais se destacam:

a) Propriedades químicas dos reagentes;

b) Concentração dos reagentes;

c) Temperatura;

d) Catalisadores;

e) Superfície de contato.

O termo velocidade (ou taxa) de reação é usado para expressar a maior ou menor

rapidez com a qual se processa uma reação química e é medida pela quantidade de

substâncias transformadas ou formadas em um determinado intervalo de tempo. A

velocidade de uma reação é, geralmente, definida como a velocidade com que os

reagentes são transformados nos produtos em qualquer instante selecionado, sob um

dado conjunto de condições experimentais. Ou seja, a velocidade de uma reação é a

medida da rapidez com que os produtos são formados e os reagentes consumidos.

A unidade comum de velocidade de reação é o “mol por litro por segundo”,

mol/L.s (mol L-1 s-1). Como regra geral, no caso de um sistema que reage à temperatura

e pressão constantes, a velocidade da reação não é constante em relação ao tempo. Na

maioria dos casos, a velocidade tem o seu valor máximo no início da reação, quando os

reagentes acabaram de ser misturados; depois, a velocidade decresce gradualmente e,

finalmente, torna-se constante quando o sistema atinge o estado de equilíbrio. Apesar

disto, pode-se calcular a velocidade média da reação através da determinação da

quantidade total do reagente que foi consumido num certo intervalo de tempo.

2) Objetivos

Identificar os fatores que influenciam na velocidade das reações; determinar a

velocidade média das reações em função das condições experimentais.


Dois comprimidos efervescentes (contendo ácido cítrico e bicarbonato de sódio);

5 béqueres de 100 mL; gral e pistilo; placa de aquecimento; água gelada.

33


4.1) preparo das amostras:

Dividir cada comprimido em duas partes aproximadamente iguais (totalizando

quatro pedaços);

Pesar as partes 1, 2 e 3;

A quarta parte (ultimo pedaço), dividir em duas partes aproximadamente iguais;

Uma dessas partes, deixar como está (6) e pesar;

Com o auxílio do almofariz com pistilo, triturar a última parte e pesar o pó;

4.2) procedimento experimental;

Introduzir a parte 1 do comprimido em um béquer contendo cerca de 80 mL de

água gelada e anotar o tempo da completa dissolução do comprimido;

Introduzir a parte 2 do comprimido em um béquer contendo 80 mL de água em

temperatura ambiente e anotar o tempo da completa dissolução do comprimido;

Introduzir a parte 3 do comprimido em um béquer contendo 80 mL de água

próxima à temperatura de fervura (80 - 90 ºC) e anotar o tempo da completa

dissolução do comprimido;

Introduzir a parte 6 do comprimido em um béquer contendo 80 mL de água a

temperatura ambiente e anotar o tempo da completa dissolução do comprimido;

Introduzir a parte 7 do comprimido (triturado) em um béquer contendo 80 mL de

água à temperatura ambiente e anotar o tempo da completa dissolução do

comprimido;

4.3) Cálculo da velocidade de reação34

De acordo com as observações feitas, preencha o quadro abaixo e calcule a

velocidade média de transformação química que ocorreu com cada comprimido.

Part

e do

com

prim

ido

Massa

(g)

Tempo de

reação na

água gelada

(s)

A

Tempo de

reação na água

a temperatura

ambiente (s)

B

Tempo de

reação na

temperatura de

80 a 90 ºC (s)

C

Velocidade média mássica

Vm = Massa / tempo

A B C

1 - - - -

2 - - - -

3 - - - -

6 - - - -

7 - - - -

5) Questões sobre a aula:

1) Pesquise sobre os fatores que influenciam na velocidade das reações e faça um

resumo; estude-o!

2) O que é um catalisador e como ele influencia a velocidade das reações? (pesquisar).

3) Discuta os resultados da aula prática em relação ao que você pesquisou sobre os

fatores que influenciam na velocidade das reações; os resultados estão de acordo?

4) Sabendo-se que cada comprimido, de 4 g, contem: carbonato de sódio, 400 mg,

bicarbonato de sódio, 1,700 g; acido acetilsalicilico 0,325 g; acido cítrico 1575 mg,

calcule a porcentagem em massa de cada um desses componentes no comprimido.

5) Escreva a completa reação entre o acido cítrico e o bicarbonato de sódio que ocorre

na dissolução do sonrisal em água (pesquise sobre esta reação); balanceie esta equação!

6) Calcule a quantidade, em mols, de ácido cítrico e bicarbonato de sódio contida nas

partes que você pesou na aula pratica (partes 1, 2, 3, 6 e 7).

7) Os reagentes estão em proporções estequiométricas? Se não, quem é o limitante?

8) Determine a velocidade média de reação para os compostos: bicarbonato de sódio e

ácido cítrico, conforme a tabela acima, porém, com os valores expressos em mols/s.

35

9) Calcule a quantidade, em gramas, de H2O, CO2 e C6H5Na3O7 que serão formados na

reação entre o bicarbonato de sódio e o ácido cítrico.

36

ANOTAÇÕES:

37

PRÁTICA 10: EQUILÍBRIO QUÍMICO________________________________________________________________

1) Introdução

O equilíbrio químico ocorre quando, em uma reação reversível, a velocidade da

reação direta é igual à velocidade da reação inversa. Uma vez atingido o estado de

equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes.

Consideremos a equação genérica:

Em que: v1 é a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação inversa.

No início (tempo zero), v1 é o máximo porque as concentrações de A e B apresentam

valores máximos, enquanto que v2 é igual a zero, porque C e D ainda não foram

formados. À medida que a reação ocorre, A e B diminuem, e C e D aumentam, portanto

v1 diminui e v2 aumenta, até que as duas velocidades se igualem. No instante em que v1

= v2, podemos dizer que o sistema atinge o estado de “equilíbrio químico”.

Atingido o estado de equilíbrio, a reação química continua a ocorrer (nível

microscópico) nos dois sentidos, com a mesma velocidade e, portanto, as concentrações

de reagentes e produtos ficam constantes. Por isso, podemos dizer que o equilíbrio é um

equilíbrio dinâmico. Ao considerarmos o sistema como um todo (nível macroscópico),

aparentemente a reação “parou” de acontecer, porque as concentrações de reagentes e

produtos permanecem inalteradas indefinidamente. Para que o estado de equilíbrio

possa ser atingido, é necessário que:

O sistema encontre-se num recipiente fechado;

A temperatura fique constante;

Graficamente, podemos representar:

Qualquer fator que altere esta condição (v1 = v2) desequilibra a reação, até se

atingir um novo equilíbrio, no qual as concentrações dos reagentes e produtos se

38

modificaram em relação aos valores originais. Em resumo, podemos dizer que deslocar

o equilíbrio significa provocar diferença nas velocidades das reações direta e inversa, e,

consequentemente, modificações nas concentrações das substâncias, até que um novo

estado de equilíbrio seja atingido. Se, no novo equilíbrio, a concentração dos produtos

for maior que a concentração original, dizemos que houve deslocamento para a direita

(sentido de formação dos produtos), já que v1 foi maior que v2:

No entanto, se a concentração dos reagentes for maior do que na situação

anterior de equilíbrio, dizemos que houve deslocamento para a esquerda (sentido de

formação dos reagentes), já que v2 foi maior que v1:

Em 1884, Le Chatelier enunciou o princípio geral que trata dos deslocamentos

dos estados de equilíbrio, que ficou conhecido como Princípio de Le Chatelier.

“Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca,

procurando anular a ação da força aplicada.” As forças capazes de deslocar o

equilíbrio químico são:

Pressão sobre o sistema;

Temperatura;

Concentração dos reagentes ou produtos.

2) Objetivos

Analisar os fatores que influenciam no deslocamento de equilíbrios químicos.

Verificar, na prática, o princípio de Le Chatelier;


Fio de cobre; ácido nítrico concentrado (HNO3); balão volumétrico de 200 mL

com tampa; pipeta de Pasteur, béquer com gelo e água fervendo. Solução de hidróxido

de amônio 5 % (NH4OH), bicarbonato de amônio (NH4HCO3); 4 béqueres de 250 mL;

espátula; solução de fenolftaleína; solução de ácido acético 30 %; bicarbonato de sódio;

hidróxido de sódio; balão volumétrico de 100 mL.

39


4.1) Preparo das soluções

Preparar 100 mL de uma solução de NaOH 1,0 mol/L (identificar o balão

volumétrico com a concentração e substância);

4.2) Análise do efeito da temperatura sobre o equilíbrio químico

Na capela, coloque alguns pedaços de fio de cobre no balão volumétrico de 200

mL e adicione aproximadamente 1,5 mL de HNO3 com a pipeta de Pasteur.

Tampe o balão imediatamente e observe a ocorrência da reação química.

Estabelecido o equilíbrio, verifique o princípio de Le Chatelier alterando-se a

temperatura do sistema e visualizando-se as mudanças ocorridas através do

deslocamento do equilíbrio em função dessas mudanças: coloque o balão em

contato com um banho de gelo e observe. Em seguida, coloque o balão em

contato com água quente e observe.

4.3) Análise do efeito do íon comum sobre o equilíbrio químico

Parte 1:

Adicione 2 mL da solução de NH4OH 0,1 M em um tubo de ensaio. Em seguida,

adicione duas gotas de fenolftaleína. Agite e observe a coloração!

Em outro tubo, repita o procedimento anterior. Em seguida, adicione algumas

gramas de bicarbonato de amônio ao tubo e compare com o anterior.

Parte 2:

Em um béquer, adicione 40 mL de solução de ácido acético (30 %). Em seguida,

adicione duas gotas de fenolftaleína. Adicione, lentamente, a solução de NaOH

1,0 M, agitando a mistura, até a coloração ficar rosa claro (Obs.: calcule, em

casa, a quantidade da solução de NaOH que deverá ser adicionada, em mL).

Transfira a solução de acetato de sódio obtida no item anterior em uma proveta

de 100 mL. Em seguida, adicione 10 mL de ácido acético a 30 %. Complete o

40

volume da proveta para 100 mL com água destilada. Por fim, transfira esta

solução para um béquer.

Em outro béquer, adicione 10 mL de solução de ácido acético e acrescente 90

mL de água.

Adicione, em cada um dos dois béqueres dos itens anteriores, 10 g de

bicarbonato de sódio e observe o resultado. Compare-os!

41

5) questões sobre a aula

1) A temperatura do sistema causou um efeito na coloração do sistema do item 4.2.

Pesquise sobre as reações que estão ocorrendo nesta prática. Identifique as reações

endotérmicas e exotérmicas.

2) A adição do bicarbonato de amônio deslocou o equilíbrio do item 4.3. Por quê?

Pesquise! Represente as reações.

3) A velocidade de reação é maior no béquer que contém somente o ácido acético. Por

quê? Pesquise.

4) Com base nos resultados da aula prática, o principio de Le Chatelier foi comprovado?

Justifique!

42

ANOTAÇÕES:

43

PRÁTICA 11: ELETROQUÍMICA

1) Introdução

O estudo das relações existentes entre a eletricidade e as reações de oxirredução é

o grande objetivo da eletroquímica. A principal condição das reações de oxirredução é a

transferência de elétrons do agente redutor (perde elétrons, pois sofre oxidação) para o

agente oxidante (ganha elétrons, pois sofre redução).

As reações de oxirredução que ocorrem espontaneamente compõem a base de

funcionamento das pilhas, onde uma reação química (de oxirredução) gera uma

corrente elétrica. A Tabela de potenciais padrão de redução (E redo) é uma importante

ferramenta que permite prever, em uma reação química, qual será o elemento que

sofrerá redução e qual elemento sofrerá oxidação. Para fins práticos, o elemento que

possui maior valor de potencial padrão de redução é aquele que irá reduzir em uma

reação de oxirredução.

2) Objetivos

Analisar qualitativamente a tabela de potencial de redução e identificar cátions

através de reações com metais.


Béquer de 50 mL; prego de ferro; lâmina de cobre; lâmina de alumínio; solução

CuSO4·5H2O 0,10 mol L-1, solução ZnCl2 0,10 mol L-1, palha de aço; proveta de 25 mL;

papel para enxugar as placas, conta gotas ou seringas.


I) Verificação qualitativa da tabela de potencial

A) Em um béquer, adicione 20 mL de solução de sulfato de cobre (II);

B) Lixe o prego de ferro (ou utilize a palha de aço) e mergulhe-o nesta

solução; Observe o resultado e verifique, com o auxílio da tabela de

44

potencial de redução, a equação balanceada que representa a reação

química estudada;

C) Repita os procedimentos descritos nos itens a, b e c, utilizando uma

solução de cloreto de zinco (II) e uma lâmina de cobre.

II) Identificação de cátions através de reações com metais

A) Coloque sobre a bancada duas lâminas metálicas, uma de ferro (prego) e

outra de cobre, devidamente limpas e secas.

B) Adicione uma gota das soluções 1, 2 e 3, a cada lâmina;

C) Aguarde três minutos e observe as lâminas. Em alguma delas ocorreu

reação química?

D) Anote os dados em uma tabela indicando a ocorrência da reação com o

sinal “+”, e se não ocorreu a reação com o sinal “-”;

E) Com o auxílio da tabela de potencial de redução, indique os cátions

presentes nas soluções 1, 2 e 3, sabendo que estavam presentes Cu2+, Ag+ e

Ca2+, arbitrariamente.

45

PRÁTICA 12: TERMOQUÍMICA

1) Introdução

Termoquímica é a parte da Química que estuda as variações de energia que

acompanham as reações químicas e as mudanças de estado físico. A entalpia,

representada pela letra H, é o conteúdo energético de um sistema, sendo seu valor

medido à pressão constante. A variação de entalpia (H) é medida nas reações

químicas, utilizando a seguinte fórmula: H = HP – HR, em que:

HP: entalpia dos produtos

HR: entalpia dos reagentes.

As unidades mais frequentemente utilizadas para quantificar a variação de entalpia

são a caloria (cal), joule (J), quilocaloria (kcal) e o quilojoule (kJ). 1 cal = 4,18 J; 1 kcal

= 4,18 kJ; 1 kcal = 1.000 cal; 1 kJ = 1.000 J. As reações químicas podem ser

classificadas, em função do sinal do H, em endotérmicas ou exotérmicas.

As reações exotérmicas são as reações onde ocorre liberação de calor, ou seja, o

valor de H é negativo. O calor é considerado produto da reação, pois nas reações

exotérmicas pode ocorrer a indicação + calor no lado dos produtos.

H < 0 HP < HR

Representações:

As reações endotérmicas são as reações onde ocorre absorção de calor, ou seja, o

valor de H é positivo. O calor é considerado reagente da reação, pois nas reações

endotérmicas pode ocorrer a indicação +calor no lado dos reagentes.

H > 0 HP > HR

Representações:

46

2) Objetivos

Determinar o calor da dissolução de NaOH em água; determinar o calor associado

à reação de soluções aquosas. Verificar se as reações são exotérmicas ou endotérmicas.


Dois erlenmeyers de 250 mL; termômetro; vidro de relógio; 2 balões volumétricos de

100 mL; 2 béqueres de 100 mL; proveta de 50 mL; NaOH sólido; solução de HCl a 20

%.


4.1) Determinação do calor de dissolução do hidróxido de sódio sólido

Pesar um frasco erlenmeyer de 250 mL (calor específico do vidro = 0,2 cal g ºC -1).

Anotar a massa do erlenmeyer;

Acrescentar 50 mL de água destilada (calor específico da água = 1 cal g ºC -1).

Anotar a massa de água. Aguardar 1 minuto e medir a temperatura da água (T i);

Obs: Considerar a densidade da água = 1 g mL-1.

Em um vidro de relógio, pesar aproximadamente 0,5 g de hidróxido de sódio

sólido e, rapidamente, transferir para o frasco erlenmeyer contendo água.

Dissolver o NaOH(s) com o auxílio de um bastão de vidro e introduzir um

termômetro para anotar a temperatura máxima atingida (Tf).

Calcule o calor absorvido pela água utilizando a expressão Q1 = m1.c1.ΔT, onde Q1

é a quantidade de calor (cal), m1 é a massa de água (g), c1 é o calor específico da

água (1 cal g ºC-1) e ΔT é a variação de temperatura (ºC), ou seja, Tf – Ti.

Calcule o calor absorvido pelo vidro (erlenmeyer) utilizando a mesma expressão

Q2 = m2.c2.ΔT onde Q2 é a quantidade de calor (cal), m2 é a massa do erlenmeyer

(g), c2 é o calor específico do vidro (0,2 cal g ºC-1) e ΔT é a variação de

temperatura (ºC), ou seja, Tf – Ti. O calor absorvido pelo vidro e pela água (Q1 +

Q2) pode ser considerado aproximadamente igual ao calor liberado na dissolução

do NaOH(s). Obs: calor específico da água é a quantidade de calor necessária

47

para elevar a temperatura de um grama de água de 14,5 ºC a 15,5 ºC. Idem para

o vidro. Anote o calor de dissolução na forma de variação de entalpia, ΔH1.

4.2) Determinação do calor de neutralização na reação do hidróxido de sódio

em solução aquosa com o ácido clorídrico em solução aquosa

Preparar 100 mL de uma solução de NaOH 0,5 mol/L (esperar 20 min para usá-

la); Preparar 100 mL de uma solução de HCl 0,5 mol L-1 a partir da diluição de

uma solução de concentração maior (20 %);

Pesar um frasco erlenmeyer de 250 mL e anotar a massa medida.

Acrescentar 25 mL de solução aquosa 0,5 mol L-1 de HCl ao erlenmeyer, aguardar

1 minuto e medir a temperatura da solução de HCl (Ti);

Acrescentar 25 mL de solução aquosa 0,5 mol L-1 de NaOH à solução de HCl

contida no erlenmeyer (calor específico da solução resultante = calor específico

da água = 1 cal g ºC-1). A temperatura da solução de NaOH deve ser a mesma da

solução de HCl (Ti). Mexer o erlenmeyer para que a reação se complete.

Introduzir um termômetro para anotar a temperatura máxima atingida (Tf). Obs:

Considerar densidade da solução aquosa resultante = 1 g mL -1. Anotar a massa

da solução. Calcular o calor absorvido pela solução resultante utilizando a

expressão Q1 = m1.c1.ΔT, onde Q1 é a quantidade de calor (cal), m1 é a massa de

solução resultante, c1 é o calor específico da solução resultante (1 cal g ºC-1) e

ΔT é a variação de temperatura (ºC), ou seja, Tf – Ti.

Calcular o calor absorvido pelo vidro (erlenmeyer) utilizando a mesma expressão

Q2 = m2.c2.ΔT onde Q2 é a quantidade de calor (cal), m2 é a massa do erlenmeyer

(g), c2 é o calor específico do vidro (0,2 cal g ºC-1) e ΔT é a variação de

temperatura (ºC); ou seja, Tf – Ti. O calor absorvido pelo vidro e pela solução

aquosa (Q1 + Q2) é o calor liberado na reação do NaOH(aq) com o HCl(aq). Anote

o calor da reação na forma de variação de entalpia, ΔH2.

48

5) Questões sobre a aula

1) Representar a dissolução do NaOH em água através de uma equação química;

Representar a neutralização do HCl com NaOH através da reação, indicando os

estados físicos de cada composto e a sua variação de entalpia com o sinal correto.

2) Diferenciar reações endotérmicas e exotérmicas de forma gráfica. Pesquise.

3) Pesquise exemplos de reações endotérmicas e exotérmicas;

4) Nas práticas, consideramos que o calor da reação foi o calor absorvido pela água

(meio recional) e pelo vidro. Este resultado está 100 % correto? Justifique.

49

ANOTAÇÔES:

50

PRÁTICA 13: ELETROQUÍMICA II: células galvânicas

1) Introdução

Há substâncias que pela própria natureza apresentam sempre uma tendência finita

de receber ou doar elétrons. Essa força propulsora dirige um grande número de reações

químicas, formando e quebrando ligações em busca de um equilíbrio onde as tendências

se contrabalançam. Assim, espécies com tendências opostas como o Zinco e Cobre

metálico, reagem mediante transferência de elétrons.

As reações de oxirredução que ocorrem espontaneamente compõem a base de

funcionamento das pilhas, onde uma reação química (de oxirredução) gera uma corrente

elétrica. A Tabela de potenciais padrão de redução (E redo) é uma importante ferramenta

que permite prever em uma reação química, qual será o elemento que sofrerá redução e

qual elemento sofrerá oxidação. Para fins práticos, o elemento que possui maior valor

de potencial padrão de redução é aquele que irá reduzir em uma reação de oxirredução.

2) Objetivos

Construir a pilha de Daniell e determinar a energia livre de Gibbs.


Béquer de 50 mL; lâmina de zinco; lâmina de cobre; lâmina de alumínio; 40 mL

de solução CuSO4·5H2O 0,10 mol L-1, 40 mL de solução ZnSO4·7H2O 0,10 mol L-1,

ponte salina com solução de KCl 3 molL-1, palha de aço – para limpeza das placas;

Multímetro digital; proveta de 25 mL; papel para enxugar as placas.


I) Construção da Pilha de Daniell e determinação do potencial;

51

A) Coloque num béquer, aproximadamente 40mL de solução 0,1M de

Sulfato de zinco e em outro béquer, 40 mL de solução 0,1M de Sulfato de

Cobre;

B) Lixe as lâminas de Zinco e de Cobre e lave com água destilada;

C) Mergulhe as lâminas nas soluções correspondentes e ligue o eletrodo de

Zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do

multímetro;

D) Coloque, por fim, a ponte salina, contendo KCl, e efetue a leitura.

Conforme a figura abaixo:

E) Terminada a leitura, retire os eletrodos e a ponte salina das soluções.

52

Zn(s) Cu(s)

ZnSO4(aq)CuSO4(aq)

ANOTAÇÕES:

53

PRÁTICA 14: DESTILAÇÃO SIMPLES

1) Introdução

O processo de destilação é uma técnica geralmente usada para remover um

solvente, purificar um líquido, separar os componentes de uma mistura de líquidos, ou

ainda separar líquidos de sólidos. O líquido é aquecido até que haja formação de vapor,

o qual é condensado, e recuperado na forma líquida.

Os diferentes tipos de destilação são:

• destilação por arraste de vapor: utilizada para separar substâncias insolúveis ou muito

pouco solúveis em água em qualquer temperatura. Não é necessário que a substância

esteja líquida à temperatura ambiente.

• destilação simples: utilizada par separar líquidos que entram em ebulição abaixo de

150°C (1 atm) de impurezas não voláteis ou de outro líquido miscível cuja temperatura

de ebulição seja pelo menos 25°C superior à do primeiro líquido.

• destilação fracionada: utilizada para separar uma mistura líquida formada por líquidos

miscíveis entre si que entram em ebulição com uma diferença de temperatura menor que

25°C a 1 atm.

• destilação a vácuo: utilizada para separar um líquido que entra em ebulição acima de

150°C (1 atm) de impurezas não voláteis ou de outro líquido e cuja temperatura de

ebulição seja pelo menos 25°C superior à do primeiro líquido.

Em uma montagem de destilação, o termômetro é colocado no vapor do líquido

em ebulição, registrando, se o líquido for puro, seu ponto de ebulição. Enquanto a

temperatura permanecer constante, o líquido destilando é puro.

2) Objetivos

Utilizar a destilação simples para separação de uma mistura.


Balão de destilação de 250mL, proveta de 100 mL, manta de aquecimento,

condensador, termômetro, pérolas de vidro, suporte universal, mangueiras, erlenmeyer,

solução de NaCl.54


a) Confira a montagem do experimento na bancada, com a exposta na figura

abaixo: deve ser utilizado um balão de 250 mL como frasco de destilação e

um erlenmeyer como frasco receptor, usando uma manta elétrica como fonte

de aquecimento. Fixe os elementos de vidro com garras.

b) Adicione ao frasco de destilação 100 mL da solução fornecida pelo professor

e alguns pedaços de

porcelana porosa ou pérolas de vidro. Não encha o balão mais do que pela

metade. Adapte o termômetro.

c) Ligue a água de resfriamento do condensador, com fluxo médio. A água

deve entrar por baixo e sair por cima.

d) Certifique-se de que todas as juntas estão firmemente unidas e aqueça o

balão de destilação até

que o líquido entre em ebulição e os vapores se desprendam. Esses vapores

irão entrar no condensador, onde serão condensados.

e) Caso a condensação ocorra antes da chegada dos vapores no condensador,

forre o sistema com papel alumínio.

f) Anote a temperatura do início da destilação. Recolha a fração inicial do

destilado (cabeça da destilação), a qual pode conter impurezas como sujeiras

do condensador de refluxo.

g) Quando a temperatura estabilizar troque o frasco e colete o destilado em

frasco limpo, até que aproximadamente metade da mistura tenha destilado,

anotando a temperatura dos vapores.

h) Desligue o aquecimento e deixe o sistema resfriar antes de desmontá-lo.

g) Se a solução usada foi de NaCl, faça um teste de pureza da água recolhida:

coloque em 1 tubo de ensaio limpo 2 mL do líquido do frasco coletor e adicione

5 gotas de solução de nitrato de prata. Repita usando 2 mL do líquido do frasco

de destilação. Observe.

55

ANOTAÇÕES:

56

apostila laboratório de química geral 2016

Documents