apostila quimica 2
TRANSCRIPT
SUMÁRIO
Apresentação..........................................................................................................................................03
Estrutura de um relatório para as atividades práticas.......................................................................04
Noções básicas de laboratório: Segurança, equipamentos e vidrarias...............................................06
Roteiro das Aulas Experimentais para o 2º Ano do Ensino Médio
Prática 01: Reações de Oxidação-Redução..........................................................................................17Prática 02: Mol de Cada Coisa.............................................................................................................19Prática 03: Sistemas Coloidais ou Dispersão Coloidal........................................................................21Prática 04: Preparação de um Colóide.................................................................................................22Prática 05: Preparação de Soluções.....................................................................................................24Prática 06: Diluição de Soluções...........................................................................................................26Prática 07: Preparação e Padronização de Ácidos e Bases.................................................................28Prática 08: Análise Volumétrica...........................................................................................................30Prática 09: Determinação da Acidez do Leite Pasteurizado...............................................................32Prática 10: Controle de Qualidade de Medicamento..........................................................................34Prática 11: Ácidos, Bases e o Princípio de Le Chatelier.....................................................................35Prática 12: Cinética Química................................................................................................................37
APRESENTAÇÃO
O presente manual foi elaborado a partir de uma coletânea de atividades práticas, instrumentais dis -ponibilizados à disciplina de Química, desenvolvido com base em diversas bibliografias, nas propostas curri-culares do Plano de Ação do docente e dentro da realidade do Laboratório Escolar de Ciências da Escola Es -tadual de Educação Profissional Adriano Nobre.
Os experimentos propostos possuem um nível didático, com o objetivo de facilitar a compreensão da parte teórica na referida disciplina, aprimorando o conhecimento e, consequentemente, melhorando o apren-dizado, tornando-o mais significativo.
Além do ambiente pedagógico, também acentuamos a importância da vivência no ambiente laborato-rial para a aquisição de novos saberes, já que os avanços das ciências são colocados à nossa disposição.
Enfim, é através da interação com esse ambiente de aprendizagem e a partir da fundamentação bási-ca, que se pode despertar para o mundo da pesquisa científica. Portanto, este manual dará suporte pedagógi -co, orientando o docente na complementação de sua prática e no cumprimento da carga horária em laborató-rio exigida pelo Sistema Estadual de Educação.
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ESTRUTURA DE UM RELATÓRIO PARA AS ATIVIDADES PRÁTICAS
1- CAPA
2- FOLHA DE ROSTO (opcional)
3- SUMÁRIO OU ÍNDICE (opcional)
4- INTRODUÇÃO/APRESENTAÇÃO
5- OBJETIVOS
6- MATERIAIS UTILIZADOS
7- PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
8- RESULTADOS E DISCUSSÃO
9- CONCLUSÃO
10- ANEXOS (opcional)
11- BIBLIOGRAFIA
ITENS NECESSÁRIOS
1- CAPAÉ a identificação do relatório e do(s) autores. Deve conter: Nome da escola; disciplina; série; turma; turno;
nome/equipe; título; local; data. Deve ser padronizado e formal.
Escola
Disciplina
Professor
Turma e Turno
TÍTULO DA PRÁTICA
Nome/Equipe
ITAPAJÉ
MÊS - ANO
2. INTRODUÇÃO/APRESENTAÇÃOÉ a síntese do conteúdo pesquisado e da prática realizada, de forma ampla e objetiva. É o convite a leitura do
relatório.
3. OBJETIVO(S)É o motivo/intuito da realização da prática que pode ser fornecido ou não para os alunos. Pode servir de feed-
back ao professor que deseja saber se os alunos captaram os objetivos da prática.
4. MATERIAIS UTILIZADOSÉ a listagem de todos os equipamentos, vidrarias, reagentes, materiais etc. utilizados durante a realização da
prática. É muito importante para que o aluno saiba identificar e associar a função dos materiais utilizados.
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5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTALDevem ser fornecidos pelo professor para a realização da prática, de forma objetiva e clara, com intuito de fa-
cilitar o entendimento e ação dos alunos durante a realização da prática. No relatório, é cobrado o procedimento forneci-do pelo professor acrescido de um embasamento teórico (pesquisa) para reforçar o experimento realizado, os métodos e técnicas usadas no trabalho experimental.
6. RESULTADOS E DISCUSSÃOÉ uma das partes mais importantes do relatório, pois é onde o aluno expõe os resultados obtidos da prática rea-
lizada, questiona o experimento e relata as facilidades e dificuldades enfrentadas. É onde o professor detecta as expecta-tivas dos resultados versus resultados adquiridos.
7. CONCLUSÃOAs conclusões são feitas com base nos resultados obtidos; são deduções originadas da discussão destes. São
afirmativas que envolvem a ideia principal do trabalho.
8. ANEXOSÉ a parte onde estão anexados: questionário proposto, esquemas, gravuras, tabelas, gráficos, fotocópias, recor-
tes de jornais, revistas etc. É onde se colocam aditivos que enriquecem o relatório, mas que não são essenciais.
9. BIBLIOGRAFIAA bibliografia consultada deve ser citada. A citação dos livros ou trabalhos consultados deve conter nome do
autor, título da obra, número da edição, local da publicação, editora, ano da publicação e as páginas: Autor. Título e subtítulo; Edição (número); local: Editora. Data. Página.
Exemplo: GONDIM, Maria Eunice R.; GOMES, Rickardo Léo Ramos. Práticas de Biologia; Fortaleza: Edições De-mócrito Rocha. 2004.1-122p.
REGRAS BÁSICAS PARA FORMATAÇÃO
• Papel A4 branco, impresso em preto (exceto as ilustrações);
• Fonte Arial ou Times New Roman, tamanho 12;
• Espaçamento entrelinhas duplo;
• Alinhamento justificado;
• Margens superior e esquerda de 3 cm;
• Margens inferior e direita de 2 cm;
• Numeração das páginas a partir da introdução;
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Em laboratórios é primordial que os analistas tenham os devidos cuidados para que possam executar suas tare-fas com tranquilidade, eficiência e segurança. Uma pequena negligência e a falta de informações sobre os perigos de certas atividades experimentais podem resultar em graves acidentes. Além disso, é necessário conhecer o funcionamen-to dos equipamentos para que não ocorram acidentes, tais como choques ou descargas elétricas.
OBJETIVOS
• Compreender a importância das normas de segurança para a prevenção de acidentes no trabalho em laboratóri-os;
• Conhecer a simbologia de risco (pictogramas) dentro do laboratório que alertam o utilizador acerca do perigo proveniente dos produtos que o ambiente contém;
• Identificar e diferenciar os materiais e equipamentos do laboratório bem como assimilar sua função e método de utilização;
• Capacitar o aluno a estar no ambiente laboratorial.
NORMAS DE SEGURANÇA
• Observe a disposição dos instrumentos, aparelhagem, portas, chuveiro de emergência e extintor de incêndio (leia as instruções e familiarize-se com o seu uso);
• Use jaleco de mangas compridas, longo até os joelhos e sapatos fechado;
• Não fume e nem converse desnecessariamente;
• Comidas e bebidas não devem ser ingeridas no recinto do laboratório;
• Evite o contato de sua pele, boca, olhos e ouvidos com substâncias químicas;
• Usar óculos de segurança: evite o uso de lentes de contato no laboratório;
• Cuidado ao manusear substâncias ácidas ou básicas muito fortes, soluções e frascos aquecidos;
• Materiais sólidos não devem ser descartados na pia;
• Os experimentos que liberam vapores ou gases tóxicos e irritantes devem ser conduzidos em câmara de exaus -tão (capela);
• Não deixe próximo ao fogo, substâncias químicas inflamáveis;
• Ao diluir um ácido, adicione-o lentamente sobre a água, agitando a solução. NUNCA adicione a água sobre o ácido concentrado;
• Ao aquecer um tubo de ensaio não o oriente em direção a você ou ao colega pode ocorrer projeções e respin-gos da solução;
• Não pipete soluções com a boca;
• Não cheire diretamente um frasco contendo qualquer produto químico. Os vapores desprendidos do frasco de-vem ser deslocados com a mão, em direção ao nariz;
• Evite derramar reagentes sobre a bancada de trabalho;
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NOÇÕES BÁSICAS DE LABORATÓRIO: SEGURANÇA, EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS
• Abra os frascos o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato momento;
• Mantenha o rosto sempre afastado do recipiente onde esteja ocorrendo uma reação química;
• Sempre após a manipulação de substâncias químicas e antes de deixar o laboratório lavar as mãos;
• Nunca volte a colocar no frasco um produto químico retirado em excesso e não usado. Ele pode ter sido conta-minado;
• Se tiver cabelos longos, leve-os presos ao realizar qualquer experiência no laboratório;
• Não abra qualquer recipiente antes de reconhecer seu conteúdo pelo rótulo. Informe-se sobre os símbolos que nele aparecem;
• Ao término da aula, desligar todos os equipamentos, fechar pontos de água e registro de gás;
• Antes de iniciar o trabalho prático, leia as instruções referentes ao experimento.
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PICTOGRAMAS DE PERIGO
INFLAMÁVEL: quando visualizá-lo em um frasco de reagente, tome cuidado para não expor o produto perto de chamas ou de lugares quen-
tes (abafados).
CORROSIVO: símbolo presente em frascos de áci-
dos fortes (como ácido sulfú-rico, ácido clorídrico, etc.). Tome cuidado para que o ácido não respingue em
você, o contato com a pele causa sérias queimaduras.
RADIOATIVIDADE: identifi-ca os produtos químicos radioa-
tivos, estes são perigosos em contato com a pele, para manu-
seá-los é preciso um intenso cui-dado (luvas e macacão de segu-
rança).
POSSIBILIDADE DE CHO-QUE ELÉTRICO: o local
marcado com este aviso é peri-goso por conter eletricidade
exposta, se não tomar cuidado o choque elétrico pode ser ine-
vitável.
TÓXICO: pode causar danos variáveis, podendo provocar a morte. Não se deve permitir o contato com a pele ou roupa. Não ingerir ou respirar os va-pores. Usar luvas durante o
manuseio.
EXPLOSIVO OU INS-TÁVEL:
evitar choques ou colisões. Movimentar com cuidado, com adequada proteção dos olhos, pele e vestuá-rio. Manter afastado de
chama.
PERIGOSO PARA O AMBIENTE:
substância que provoca danosao meio ambiente. Deve ser conve-
niente neutralizada ou tratada antes de descartá-la.
NOCIVO (Xn) e IRRITANTE (Xi): provoca danos na saúde, quer em contatos casuais e em contatos prolon-gados. Não se deve permitir o contato com pele ou rou-pa, ingerir ou inalar. Deve ser usada máscara protetora.
OXIDANTE (COMBURENTE): substância que em contato com uma fonte de ignição permite o início ou a intensificação de uma combustão. Manter afastado de chamas.
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EQUIPAMENTOS DE SEGURANÇA E DE PROTEÇÃO INDIVIDUAL (EPI)
• Avental, jalecos ou roupas de proteção
• Luvas
• Proteção facial/ocular e proteção respiratória
• Chuveiro de emergência
• Caixa de primeiros socorros
• Lavador de olhos
• Extintor de incêndio com área sinalizada
• Capela para a exaustão de gases e vapores
• Porta com abertura para a parte externa (emergência)
ACIDENTES E PRIMEIROS SOCORROS NO LABORATÓRIO
ACIDENTE PROCEDIMENTO
Cortes Remover estilhaços,lavar com água corrente, desinfectar e proteger o local.
Queimaduras químicas
Devem ser lavadas com grande quantidade de água fria por pelo menos 10 minu-tos. A água fria reduz a velocidade da reação e dilui o reagente diminuindo o dano causado à pele.Na queimadura por ácido lave com solução de bicarbonato de sódio e a seguir novamente com água. No caso de ingestão de ácidos, bochechar vigorosamente com água dando-se a seguir água para beber e em casos mais severos, leite de magnésia.Na queimadura por álcalis, após lavagem abundante, tratar com solução de ácido acético 1% e novamente com água. No caso de ingestão, além da lavagem inicial, dê água seguida de vinagre para beber ou ainda grande quantidade de suco de lima. Procure orientação médica.
Respingos químicos nosolhos
A lavagem deve ser feita com grandes quantidades de água mantendo os olhos abertos com os dedos. Se o respingo por ácido, aplicar a seguir solução de bicar-bonato de sódio a 1% e se for básico, solução de ácido bórico a 1%.
Queimaduras por chamas ou objetos aquecidos
A primeira providência a ser tomada no caso de queimadura com o fogo é abafar as chamas, envolvendo a vítima em cobertor. Se as roupas estiverem aderidas à superfície da pele, não se deve tentar removê-las e sim, cortá-las cuidadosamente ao redor da área queimada. Se houver necessidade de bandagens, estas devem ser colocadas firmemente, nunca apertadas. No caso de queimaduras graves, o ferimento deve ser coberto com gaze esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%.
Intoxicação por gases Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar.
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EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO
VIDRARIAS TUBO DE ENSAIO
Utilizado principalmente para efetuar reações químicas em pequena escala, principalmente em testes de reações.
BÉQUERUtilizado para o preparo de soluções, aquecimento
de líquido, recristalização, pesagem, etc.
ERLENMEYERFrasco utilizado para aquecer líquidos e para efetuar titulações.
KITASSATOFrasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado
em conjunto para filtração sob sucção (a vácuo).
FUNIL DE VIDROUtilizado na transferência de líquidos e em filtrações simples.O funil com colo longo de estrias é chamado de funil analítico.
.
BURETAUsada para medir volumes precisos de líquidos e em análises volumétricas (titulações).
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BALÃO VOLUMÉTRICORecipiente destinado a conter um determinado volume de líquido; utili-
zado no preparo de soluções de concentração definidas.
PROVETA OU CILINDRO GRADUADO Destinado a medidas aproximadas de volumes de líquidos.
PIPETA GRADUADAUsada para medir volumes variáveis de líquidos.
PIPETA VOLUMÉTRICA Usada para escoar volumes fixos de líquidos.
BASTÃO DE VIDRO
Utilizado para ajudar na dissolução de substâncias, na agitação e transferência de líquidos.
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DESSECADOR Utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de uma
atmosfera com baixo teor de umidade. Também pode ser utilizado para manter as substâncias sob pressão reduzida.
CONDENSADOR Equipamento destinado à condensação de vapores, em
destilações ou aquecimentos sob refluxo.
FUNIL DE SEPARAÇÃOEquipamento para separar líquidos não miscíveis.
BALÃO DE FUNDO CHATOFrasco destinado a aquecer líquidos ou para efetuar reações
com desprendimento de gases.
BALÃO DE FUNDO REDONDOUtilizado para aquecimento de soluções em destilações
e aquecimento sob refluxo.
VIDRO DE RELÓGIOUsado para cobrir béqueres em evaporações, pesagens e fins diversos.
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MATERIAL EM PORCELANA
FUNIL DE BUCHNERUtilizado em filtração por sucção, devendo ser acoplado a um kitassato.
CÁPSULAUsada para evaporar líquidos em soluções.
ALMOFARIZ E PISTILODestinados à pulverização de sólidos.
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EQUIPAMENTOS
BALANÇAUtilizado para quantificar medidas precisas de substâncias.
.
ESTUFAEquipamento empregado na secagem de materi-
ais, por aquecimento, em geral até 200ºC.
MANTA ELÉTRICAUtilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em balão de fundo redondo.
AGITADOR MAGÉTICOUtilizado para agitar soluções.
CENTRÍFUGAInstrumento que serve para acelerar a sedi- menta-
ção de sólidos em suspensão em líquidos.
BICO DE BUNSEN (gás)Sistema de fornecimento de energia na forma de
calor.
pHMETROUtilizado para identificar o nível de acidez e basicidade de uma substância ou sis-
tema.
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MATERIAIS DIVERSOS
ANEL METÁLICOUsado para apoiar funis durante filtrações.
.
ESPÁTULAUtilizado para manipulação de sólidos em pequena
quantidade..
GARRASUsado em conjunto com o suporte universal para
suspender vidrarias ou equipamentos..
PINÇA PARA TUBO DE ENSAIOUsado para manusear tubos de ensaio durante certas
reações, em especial as de aquecimento..
SUPORTE UNIVERSALUtilizado para a suspensão de vidrarias e equipamentos.
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TELA DE AMIANTOPermite o aquecimento de substâncias em vidrariasimpedindo o contato direto com a chama do bico de
Bunsen. É utilizado em conjunto com o tripé.
TRIPÉSuporte utilizado com a grade de amianto e o bico de
Bunsen no aquecimento de sistemas.
.
PÊRAUtilizado em conjunto com a pipeta para realizar a sucção de líqui-
dos.
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INTRODUÇÃOBastam três ingredientes: ferro, água e ar. "A ferrugem é o resultado da reação entre o ferro e o oxigênio", Ou
seja: quando esses dois elementos se juntam, tendem a se unir para formar um terceiro: o óxido de ferro - ou "ferrugem", na linguagem popular. Só que o casamento não acontece assim, do nada. Ele precisa de uma mãozinha da água. Por quê? Simples: o ferro só consegue se unir ao oxigênio do ar se puder soltar elétrons. Quando essas partículas saem do metal, abrem espaço para o oxigênio entrar. Só que os elétrons precisam de uma força para isso. É aí que a água entra. O líquido ajuda os elétrons a saírem do metal, como se os puxasse para fora. O caminho fica, então, livre para os átomos de ferro grudarem nos de oxigênio e nasce a ferrugem. Claro que nem é preciso jogar água no ferro para criar corrosão. O próprio ar da atmosfera, afinal, já vem carregado de umidade.
Assim, a ferrugem acaba se formando praticamente em qualquer peça - tanto que é raro encontrar na natureza ferro que já não esteja pelo menos um pouco corroído. Mas e os objetos de aço inoxidável, que não enferrujam? O aço, afinal, não é mais do que ferro sem algumas de suas impurezas naturais, como enxofre e fósforo. A retirada desses ele -mentos deixa o ferro mais forte, só que não mais resistente à ferrugem. O segredo do aço inoxidável, então, está em um elemento químico que é adicionado ao ferro: o cromo. O que ele faz é formar uma película em volta da peça, que impe-de que o metal entre em contato direto com a água e o ar. Como não há ferrugem sem a presença dos dois, o ferro se salva.
OBJETIVOS
• Determinar o número de oxidação dos elementos envolvidos na reação;
• Verificar experimentalmente a tendência das substâncias química à oxidação e à redução;
• Identificar o agente redutor e o agente oxidante.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA As reações de redução-oxidação (também conhecido como reação redox) são reações com transferência de
elétrons. Esta transferência se produz entre um conjunto de espécies químicas, um oxidante e um redutor. Para que exis-ta uma reação redox, no sistema deve haver uma espécie que ceda elétrons e outra espécie que as aceite:
• O Redutor é aquela espécie química que tende a ceder elétrons.
• O Oxidante é a espécie que tende a captar esses elétrons. Quando uma espécie química redutora cede elétrons ao meio se converte em uma espécie oxidada, e a relação
que guarda com seu precursor fica estabelecida mediante o que se chama um par redox. Analogamente, se diz que quan-do uma espécie capta elétrons do meio se converte em uma espécie reduzida, e igualmente forma um par redox com seu precursor reduzido.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
CobreÁcido nítrico
Ácido sulfúricoSolução de permanganato de potássio
Peróxido de hidrogênioSolução de dicromato de potássio
Álcool etílicoÁgua
Tubo de ensaioPipeta
PROCEDIMENTOREDOX 1
• Coloque um pedaço de fio de cobre (aproximadamente 1 cm) em um tubo de ensaio.
• Adicione 2 mL de ácido nítrico.
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PRÁTICA 01: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
• Observe atentamente a cor da solução e do gás desprendido.
REDOX 2
• Coloque um pedaço de fio de cobre (aproximadamente 1 cm) em um tubo de ensaio.
• Adicione 2 mL de ácido sulfúrico.
• Aquecer até observar o desprendimento do gás, afastando do calor.
• Observe atentamente a cor da solução e do gás desprendido.
• Adicione lentamente o conteúdo deste tubo a outro contendo água até 1/3 de sua altura.
• Observe atentamente a cor da solução e o forte aquecimento .
REDOX 3
• Coloque 1 mL de solução de permanganato de potássio em um tubo de ensaio.
• Adicione 1mL de ácido sulfúrico.
• Adicionar 2 mL de peróxido de hidrogênio.
• Registre suas observações.
REDOX 4
• Coloque 2 mL de solução de dicromato de potássio em um tubo de ensaio.
• Adicione 1mL de ácido sulfúrico.
• Adicionar 1 mL de álcool etílico.
• Registre suas observações.
PÓS-LABORATÓRIO1. Escreva as equações químicas de cada reação.2. Determine os números de oxidação de todos os elementos.3. Balancear cada uma das reações.4. Identifique os elementos que se oxidam e os que se reduzem em cada reação.5. Indique o oxidante e o redutor em cada uma das reações.
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INTRODUÇÃOPedir ao feirante uma dúzia de maçãs, pêras, laranjas entre outras frutas é a maneira mais conveniente que você
utiliza para designar uma determinada quantidade. Assim como as frutas são contadas em dúzias, os químicos também estabeleceram uma forma própria para expressar a quantidade de matéria, entendida aqui como átomos e moléculas. No entanto, como átomos e moléculas possuem massa muito pequena se comparados a uma maçã ou a um ovo, os químicos criaram um sistema conveniente que é o de contá-los em grupos de 6,02 x 10 23 unidades. Dessa forma, esse número passou a ser uma unidade de contagem de átomos ou moléculas e passou a receber o nome de mol.
OBJETIVOS
• Determinar através de cálculos, a relação entre Constante de Avogadro, mol, massa molar e massa molecular de diferentes substâncias;
• Reconhecer a constante de Avogadro como sendo universal e especifica para medidas das partículas elementa-res;
• Perceber que cada substância tem uma massa molar diferente.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICAO Mol é uma unidade de medida para simplificar representações de proporções químicas no meio científico.
Descreve um conjunto de entidades elementares (átomos, moléculas, partículas etc.) e é utilizado para quantificar coisas muito pequenas. Assim como a dúzia equivale a 12 unidades de qualquer coisa, o mol equivale a seiscentos sextilhões de unidades (6,0221415 x 10²³).
Porém, não se deve confundir o conceito de mol com o de molécula. Para evitar esta confusão, deve-se lembrar que mol refere-se a quantidade de entidades elementares (aproximadamente 6,02 x 1023 entidades) enquanto que molé-cula (palavra originalmente derivada do diminutivo de mol), refere-se à menor parte da substância que ainda é conside -rada aquela substância.
Exemplo: um mol da substância água tem aproximadamente 18 g. Imaginando o mundo microscópico, isso sig-nifica dizer que 18 g de água tem 6,02 x 1023 (seiscentos e dois sextilhões) moléculas de água Outra confusão que pode ocorrer é com relação às grandezas massa molar e massa molecular. A massa molar (representada pela letra "M") indica a massa, em gramas, de 1 mol de qualquer entidade elementar, sendo que a massa molecular é a massa de uma única molécula de uma substância, representada por unidade de massa atômica "u".
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Bicarbonato de sódioSulfato de cobre pentahidratado
Dicromato de amônioPermanganato de potássio
Fenolftaleína
BalançaTabela periódica
Frasco com tampa
PROCEDIMENTO
• Determinar a massa contida em um mol da substância que você escolheu.
• Pesar a massa que você encontrou para um mol de seu composto, transfira-o para o frasco, tampe e rotule.
PÓS-LABORATÓRIO 1. O que faz com que as substâncias tenham massas diferentes?
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PRÁTICA 02: MOL DE CADA COISA
SUBSTÂNCIA/FÓRMULA MASSA MOLAR MOL MOLÉCULAS
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INTRODUÇÃOEm 1860, o químico britânico Thomas Graham descobriu que substâncias como o amido, a gelatina, a cola e a
albumina do ovo difundiam-se muito lentamente quando colocadas em água, ao contrário de outras substâncias como o açúcar e o sal de cozinha. Graham descobriu, também, que estas últimas substâncias não se cristalizavam enquanto era fácil cristalizar o açúcar, o sal de cozinha e outros materiais que formavam soluções verdadeiras. Sabe-se, hoje, que ain-da que haja algumas dificuldades, certas substâncias coloidais podem ser cristalizadas, e que não há, na realidade, fron-teira nítida entre as soluções verdadeiras e os sistemas coloidais. Para denominar a nova classe que era identificada, Graham propôs o termo coloide (do grego Kolla, cola).
OBJETIVO
• Preparar um gel por adição de uma solução saturada de acetato de cálcio a etanol.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICAUm colóide, ou sistema coloidal, consiste numa mistura na qual uma ou mais substâncias se encontram unifor -
memente disseminadas (dispersas) numa outra substância, sob a forma de pequenas partículas, formadas por agregados de moléculas. Um sistema coloidal apresenta, assim, dois componentes: o meio disperso (fase dispersa) e o meio disper-sante (fase contínua).
Uma das características dos colóides é a movimentação rápida, aleatória, desordenada e caótica das partículas da fase dispersa. Este fenômeno denomina-se movimento browniano. Existem vários tipos de coloides, dois deles, o sol e o gel, são muito presentes em nosso cotidiano. Eles apresentam características opostas, mas podem se transformar um no outro, sendo chamados de reversíveis.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Acetato de CálcioÁlcool Etílico
Água
BalançaBéquer
Bastão de vidroEspátulaPipeta
Vidro de relógio
PROCEDIMENTOPARTE I – PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO SATURADA DE ACETATO DE CÁLCIO
• Pesar 1,4 g de acetato de cálcio em um béquer de 150 mL.
• Medir 4,5 mL de água e adicionar ao acetato de cálcio.
• Agitar para dissolver a maior parte do sólido.
PARTE II – PREPARAÇÃO DO GEL
• Usando uma proveta medir 35 mL de etanol (álcool etílico) a 96% e transferir o álcool para o béquer que con-tém a solução de acetato de cálcio. Não agite a mistura.
• Utilize uma espátula para transferir parte do gel para o vidro de relógio.
• Acenda um fósforo e aproxime-o cuidadosamente do gel.
PÓS-LABORATÓRIO1. Pesquise as fórmulas dos reagentes utilizados.2. Informe como os coloides são classificados a partir dos estados do meio contínuo e da fase dispersa.3. Diferencie o coloide sol e o gel.
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PRÁTICA 03: SISTEMAS COLOIDAIS OU DISPERSÕES COLOIDAIS
INTRODUÇÃO
Sistemas coloidais estão presentes em nosso cotidiano: na higiene pessoal (cremes dentais, espuma, creme de barbear); na alimentação (leite, manteiga, geleias de frutas, cremes e maionese para saladas); no caminho para o traba -lho quando enfrentamos neblina, na poluição do ar e até mesmo ao entardecer quando saboreamos um sorvete.
Os coloides também estão presentes em diversos processos industriais de produção: polímeros, detergentes, produtos alimentícios, análise do solo, entre outros. São também muito importantes os coloides biológicos, tais como o sangue, o humor vítreo e o cristalino. Em medicina terapêutica ortomolecular, conhecimentos de propriedades de siste -mas coloidais podem auxiliar na elucidação de doenças como o mal de Alzheimer e o mal de Parkinson.
OBJETIVOS
• Preparar uma solução coloidal;
• Observar o Efeito Tyndall;
• Identificar os tipos de dispersão através do Efeito Tyndall.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICAUma dispersão é uma mistura de duas ou mais substâncias, em que as partículas de uma fase – a fase dispersa
– se encontram distribuídas no seio da outra – a fase dispersante. Existem três tipos principais de dispersões – as solu-ções verdadeiras , as soluções coloidais e as suspensões.
Cada tipo de dispersão difere uma da outra devido à dimensão média das partículas constituintes. A dispersão coloidal é uma mistura heterogênea, visível ao ultramicroscópio, em que as partículas apresentam uma dimensão média entre 1nm e 1μ m. São compostas por dipersante e disperso, o dispersante é o equivalente ao solvente e o disperso é o equivalente ao soluto.
As partículas dispersas não se sedimentam, nem podem ser filtradas por filtração comum, tais partículas são chamadas de coloides. Existe um outro tipo de mistura heterogênea que são as suspensões, elas parecem dispersões co-loidais ,mas suas partículas tem dimensões superiores a 100 nm. Um fenômeno a ser observado em soluções coloidais é o efeito Tyndall que ocorre quando há a dispersão da luz pelas partículas coloidais, sendo possível visualizar o trajeto que a luz faz.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
ÁguaLeite
Amido de milhoGelatina incolorCloreto de sódio
BéquerLaser (lanterna)
Pedaço de 10 cm x 10 cm de cartolina preta
PROCEDIMENTO
• Dissolva uma colher de chá de gelatina incolor em um copo de água morna e aguarde que esfrie.
• Misture uma colher de chá de amido em um béquer com água à temperatura ambiente.
• Misture uma colher de chá de cloreto de sódio em um béquer com água à temperatura ambiente.
• Misture um pouco de leite em um béquer com água à temperatura ambiente.
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PRÁTICA 04: PREPARAÇÃO DE UM COLÓIDE E OBSERVAÇÃO DO EFEITO TYNDALL
• Coloque somente água em um béquer até aproximadamente o volume das demais amostras preparadas.
• Alinhe dois béqueres (o que está só com água e outro com a mistura)
• Posicione a cartolina e o laser em lados opostos.
• Ligue o laser, fazendo-o passar pelos dois béqueres.
PÓS-LABORATÓRIO1. Classifique as três dispersões utilizadas nesse experimento em suspensão, solução ou colóide, com base na dispersão da luz.2. Porque é possível observar a trajetória do feixe de luz dentro de uma dispersão coloidal e não em uma solução?3. Alguns frascos de remédio apresentam no rótulo a palavra"suspensão", como os compostos de alumínio e de magné-sio utilizados nos tratamentos estomacais. Qual é o procedimento indicado para que o medicamento seja utilizado? Por quê?4. Ordene as dispersões em ordem crescente pelo critério "tamanho de partícula".5. Cite exemplos de soluções coloidais.6. Como o Efeito Tyndall pode ajudar a identificar as dispersões coloidais?
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INTRODUÇÃOO conceito concentração é amplamente utilizado em nosso cotidiano. Frequentemente, encontramos nos rótu-
los de produtos tais denominações como "suco concentrado" ou "detergente concentrado", e ainda ouvimos muito falar em concentração disso ou daquilo. Quando falamos em concentração estamos nos referindo obrigatoriamente a uma so-lução. Uma solução tem pelo menos dois componentes: soluto e solvente. Soluto é aquele que está dissolvido, solvente aquele que dissolve. A concentração de soluções é de importância fundamental em práticas químicas, biológicas, na in -dústria farmacêutica, enfim, as soluções químicas são amplamente utilizadas tanto em nosso cotidiano como em labora-tórios.
OBJETIVOS
• Preparar soluções aquosas com diferentes concentrações;
• Introduzir conceitos básicos de soluções;
• Propiciar ao aluno contato com um dos procedimentos corriqueiros em laboratório;
• Conhecer as vidrarias necessárias ao preparo de soluções.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICASoluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias, sendo formada por soluto (disperso) e solven-
te (dispersante). Dependendo da natureza desses constituintes a solução apresenta-se nos diferentes estados de agrega -ção (sólido, líquido e gasoso), podendo ainda serem classificadas quanto a condução ou não de corrente elétrica e de acordo com o ponto de saturação que é definido pelo coeficiente de solubilidade. MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Sulfato de cobre penta-hidratadoÁgua
Balão volumétricoFunil de vidro
BalançaEtiquetasBéquerPipeta
Bastão de vidroEspátula
PROCEDIMENTO
• Aplicando a fórmula, pesar a quantidade de sulfato de cobre necessária para preparar 100 mL de solução 1 M.
• Dissolver esta amostra na menor quantidade possível de solvente.
• Verter a solução para o balão volumétrico com o auxílio de um funil, lavando o béquer, o bastão e o funil com o solvente, de modo a arrastar todo o soluto.
• Adicionar água destilada até a marca, primeiro com a pisseta e, depois, com uma pipeta de Pasteur (caso neces-site).
• Tampar e homogeneizar a solução, invertendo várias vezes o balão volumétrico.
• Transferir a solução preparada para um frasco de vidro e rotule indicando a concentração da solução, o nome da solução e data de fabricação.
PÓS-LABORATÓRIOPrepare as soluções abaixo a partir das seguintes especificações. Mostre os cálculos.
• Solução 1,5 molar de NaCl em 10 mL.
• Solução 20 mL de glicose a 10%.
• Solução 294 g de sulfato de cobre em 11 g de água.
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PRÁTICA 05: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES
• Solução 14,2 g ácido clorídrico em 50 cm3 de solvente.
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INTRODUÇÃOOs sucos de frutas são uma alternativa saborosa para saciar a sede. Hoje, devido à praticidade, é comum as pes-
soas prepará-los a partir de sucos concentrados que são comumente encontrados em supermercados. O suco concentra-do é constituído de água e diversas outras substâncias que conferem cor, sabor e aroma característico da fruta. A prepa -ração do suco de fruta a partir de sucos concentrados envolve apenas o acréscimo de água e assim obteremos um suco menos concentrado, através de um processo chamado diluição.
OBJETIVOS
• Observar o efeito da diluição comparando as tonalidades das soluções de sulfato de cobre;
• Introduzir conceitos básicos sobre diluição;
• Efetuar diluição de solução a partir de uma solução estoque;
• Compreender o significado de diluir e concentrar, e aplicar esse conhecimento em exercícios.
• Propiciar ao aluno contato com um dos procedimentos corriqueiros em laboratório;
FUNDAMENTOS TEÓRICOS Diluição é o processo de adicionar solvente a uma solução já existente, a fim de se obter uma solução de con -centração menor do que a inicial. Assim, ao se diluir uma solução a quantidade de soluto dissolvida na solução perma-nece inalterada; o que varia é apenas a quantidade de solvente, porém o volume total da solução aumenta e como decor-rência desse aumento a concentração da solução diminui.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Solução de sulfato de cobre penta-hidratadoÁgua
ProvetaTubo de ensaio
BéquerPlacas de zinco
Estante para tubos de ensaioPipeta
PROCEDIMENTO
• Numerar os tubos de ensaio (1 a 3). Adicionar a um tubo de ensaio (tubo 1) 10 mL de solução de sulfato de co-bre 1 mol/L. Observe seu aspecto e calcule a quantidade de matéria (em mol) que há na solução.
• Transferir 1 mL da solução do tubo de ensaio 1 para a proveta. Complete o volume de 10 mL da proveta com água.
• Transferir a solução para o tubo de ensaio 2. Observe seu aspecto e calcule a quantidade de matéria (em mol) que há na solução.
• Transferir 1 mL da solução do tubo de ensaio 2 para a proveta. Complete o volume de 20 mL da proveta com água.
• Transferir metade da solução anterior para o tubo de ensaio 3. Observe seu aspecto e calcule a quantidade de matéria (em mol) que há na solução.
• Transferir a solução de sulfato de cobre 1 mol/L (tubo 1) para um béquer até cerca de ¼ de sua capacidade. In -sira a extremidade da placa de zinco nessa solução. Retire a placa e observe seu aspecto.
• Introduzir a extremidade da outra placa de zinco em um béquer com água. Retire a placa e observe seu aspecto.
• Descartar a água e transferir a solução do tubo de ensaio 3 para este recipiente. Utilizando a mesma placa de zinco do item 7, mergulhe-a na solução do tubo de ensaio 3. Aguarde 5 minutos, retire a placa e observe o re -sultado.
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PRÁTICA 06: DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
PÓS-LABORATÓRIO1. Calcule a concentração em mol/L dos tubos de ensaio 1, 2 e 3.2. Comparando as tonalidades das soluções contidas nos tubos de ensaio, a qual deles você atribuiria a expressão “mais concentrada”? E qual seria a “mais diluída”?3. Qual a razão de se mergulhar a placa de zinco na solução de cobre?4. Apesar de a solução contida no tubo de ensaio 3 ser incolor, ela possuía sulfato de cobre (II). Explique como foi pos -sível perceber isso no experimento.
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INTRODUÇÃOApesar de estarem disponíveis reagentes P. A. (para analise) em qualquer laboratório, mesmos estes possuem
impurezas (usualmente expressas nos rótulos) e outras impurezas que o fabricante pode considerar "ignoráveis".Ocorre também de várias substâncias serem deliquescentes (perderem água), deste modo que, erros ocorrerão
na medida da massa e, consequentemente, na concentração da solução final. Por estes motivos, alíquotas das soluções são testadas com soluções de substâncias com características padronizadas ditas padrões primários.
OBJETIVOS
• Verificar a concentração real das soluções preparadas;
• Preparar e padronizar soluções.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS Ao padronizar uma solução, você estará determinando sua concentração real (ou pelo menos um valor muito próximo do real). Chamemos este valor de fator de correção. Antes da padronização, a sua solução estava rotulada com a concentração que você desejava prepará-la, que chamaremos de Concentração Teórica. A concentração real da solu-ção (Concentração Real) é definida pelo produto: CR = fc x CT.
O processo de padronização não difere, essencialmente, de uma titulação comum, apenas, a operação deve ser conduzida com uma exatidão maior do que a das determinações volumétricas ordinárias.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
ÁguaHidróxido de sódioBiftalato de potássio
FenolftaleínaÁcido Clorídrico
Pipeta Bureta
ErlenmeyerBalão volumétrico
EspátulaBalança semi-analítica
PROCEDIMENTOPARTE I – PREPARAÇÃO SA SOLUÇÃO DE NaOH 1 M e 0,1 M
• Aplicando a fórmula, pese a quantidade de NaOH necessária para preparar 100 mL de solução 1 M.
• Dissolva esta amostra na menor quantidade possível de água e passe para um balão volumétrico de 100 mL, completando com água até o volume desejado. Agite bem a solução.
• Prepare 50 mL de NaOH 0,1 M a partir de NaOH 1M.
• Transfira para recipiente a ser indicado pelo professor, o restante da solução de NaOH 1M.
PARTE II – PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO DE HIDRÓXIDO DE SÓDIO 0,1 M
• Pese 0,2 g de biftalato de potássio (C6H4COOKCOOH).
• Transfira esta amostra cuidadosamente para um erlenmeyer.
• Dissolva em água o biftalato de potássio.
• Carregue a bureta com solução 0,1 M de NaOH preparada por você.
• Determine o volume da solução de NaOH 0,1M necessário para mudar a coloração do indicador.
PARTE III – PREPARAÇÃO DO HCl 0,1M
• Adicione a um balão de 100 mL aproximadamente 25 mL de água destilada e dirija-se a capela.
• Com o auxílio de uma pipeta, acrescente o volume de HCl concentrado necessário para preparar 100 mL de so-lução 0,1 M e adicione a seguir esta quantidade ao balão de 100 mL.
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PRÁTICA 07: PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES
• Complete com água até a aferição do balão e agite bem a solução.
PARTE IV – PADRONIZAÇÃO DO HCl
• Meça 10 mL da solução de HCl preparada por você e transfira para um erlenmeyer.
• Adicione algumas gotas de fenolftaleína.
• Verifique a leitura do volume da bureta contendo NaOH 0,1 M. Anote este valor inicial.
• Determine o volume da solução de NaOH necessário para mudar a cor do indicador.
PÓS-LABORATÓRIO1. O que é solução padrão? Por que nem todas as soluções são padrões?2. O que é padrão primário? Quais os requisitos para que uma substância seja um padrão primário? Por que é preciso se-cá-lo antes de sua utilização?3. O que é padronização? Quando ela é necessária?4. Como são realizados os cálculos da padronização em termos de moles para a reação acima? E se fosse a seguinte: 2A + B →C?5. Por que a reação envolvida na padronização deve ser estequiométrica?6. Por que NaOH e Hcl não são padrões primários?7. Quais as reações envolvidas nesta prática?8. Como é realizada a padronização do Hcl empregando carbonato de sódio? Po que ele pode ser padronizado com uma solução padrão de NaOH?9.Quais são as fontes de erros no preparo e padronização de soluções?10. Quais dos equipamentos utilizados nesta prática devem estar necessariamente seco?
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INTRODUÇÃOAo comer uma verdura ou legume, utilizamos o vinagre para temperá-la. O vinagre é feito de várias substânci -
as, inclusive da água, mas além disso é feito de Ácido Acético. Portanto, ao ingerir um alimento onde o vinagre é utili -zado, estamos também ingerindo acidez. Mas existe uma quantidade específica para o ácido e a água, o que em química chama-se de concentração de uma solução.
O vinagre é o produto resultante da fermentação de certas bebidas alcoólicas, particularmente do vinho. Nesta fermentação, micro-organismos da espécie “Mycoderma aceti” transformam o álcool etílico em ácido acético, o que faz com que o vinho, após a fermentação, tenha cerca de 4 a 5% de ácido acético e seja agora chamado de vinagre (vinho azedo).
OBJETIVO
• Determinar a porcentagem de ácido acético no vinagre.
FUNDAMENTOS TEÓRICOSA acidimetria é o conjunto de métodos volumétri- cos uti-
lizados para a determinação da acidez de uma solução. É, portan-to, um método quantitativo de análise, em que se determina o valor desejado através da adição gradual de uma solução, cuja concen-tração é conhecida, sobre a solução analisada (solução pro- blema) até que se complete a reação que se prevê, medindo a quanti- dade gasta da primeira solução.
Em uma titulação, o ponto em que a quantidade de reativo titulado adicionado é exatamente suficiente para que se com- bine em uma proporção estequiométrica com a substância que se de- termi-na, chama-se ponto de equivalência. O ponto final de uma ti- tulação deve coincidir com o ponto de equivalência ou estar muito próximo dele.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
VinagreSolução de Hidróxido de Sódio
Fenolftaleína
BuretaErlenmeyer
Suporte UniversalFunil de Vidro
ProvetaPipeta
PROCEDIMENTO
• Utilizando uma solução 1,0 M de Hidróxido de Sódio, encha a bureta com o auxílio de um funil, até atingir a marca que indica o volume da bureta, verifique anteriormente se a torneira da bureta está fechada.
• Medir 25 mL da solução de vinagre e transferir para um erlenmeyer.
• Adicionar a essa solução duas gotas de fenolftaleína.
• Deixar a solução da bureta gotejar lentamente sobre a solução que está no erlenmeyer.
• No instante em que a solução do erlenmeyer adquirir uma cor levemente rósea, feche imediatamente a torneira da bureta.
• Leia na bureta o volume de Hidróxido de Sódio gasto nesta titulação e anote-o.
PÓS-LABORATÓRIO1. Qual a cor da fenolftaleína em meio ácido e em meio básico?2. Escreva a equação química balanceada da reação que ocorre na titulação.
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PRÁTICA 08: ANÁLISE VOLUMÉTRICA - ACIDIMETRIA
3. Ao ser atingido o ponto de viragem, qual a explicação a ser dada com relação a mudança de cor da solução contida no erlenmeyer?4. Apresente os cálculos, informando se o vinagre analisado está bom para o consumo.5. Se uma pessoa ingere 50 mL de vinagre numa salada, quantos gramas de ácido acético a pessoa ingeriu? (Considere:
densidade do vinagre = 1,1 g/mL; teor CH3COOH = 5% em massa.)
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INTRODUÇÃO
Uma vida saudável requer uma dieta balanceada. A ingestão adequada de nutrientes é fundamental para o bom funcionamento do organismo. Uma dieta balanceada é aquela que oferece as calorias e os nutrientes adequados para cada indivíduo em quantidades equilibrados de proteínas, carboidratos, gordura, vitaminas, sais minerais e fibras. Al-guns alimentos como leite tem um importante papel na dieta humana, pois além do conhecido benefício à saúde dos os-sos, o leite ajudaria também a retardar o declínio mental.
OBJETIVOS
• Determinar qualitativamente a acidez de várias amostras de leite, empregando o processo do álcool etílico;
• Determinar quantitativamente a acidez de várias amostras de leite em graus “DÔRNIC”(um grau DÔRNIC equivale a 0,1mL de NaOH 0,1N = 0,1 M );
• Caracterizar o leite no seu aspecto de qualidade para consumo humano.
FUNDAMENTOS TEÓRICOSA pasteurização consiste no tratamento térmico do leite a uma certa temperatura (71 a 75ºC), inferior ao ponto
de ebulição, durante um determinado tempo e resfriá-lo imediatamente. Esse procedimento é suficiente não só para des-truir os microrganismos patogênicos do leite, mas também a quase totalidade da flora bacteriana, com pequena modifi-cação na estrutura físico-química do leite e nas suas propriedades organolépticas normais.
Todo leite cru ou pasteurizado deve ser mantido resfriado, entre 2 e 5º C, para sua melhor conservação. Após esse tratamento térmico, o leite é resfriado a 5ºC e, em seguida, é embalado e estocado em câmaras refrigeradas. A refri-geração do leite é importante para evitar que ele estrague mais rapidamente, ou seja, antes de chegar ao fim do prazo de validade. A razão disso acontecer é porque existem bactérias que sobrevivem à pasteurização e que, apesar de não faze-rem mal à saúde, podem estragar o produto.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Álcool etílico 72º GLHidróxido de sódio 0,1M
Leite pasteurizadoFenolftaleína
Tubo de ensaioPipeta
ErlenmeyerBureta
PROCEDIMENTOPARTE I – TESTE QUALITATIVO
• Dispondo de tubos de ensaio, colocar 2 mL de cada amostra de leite em tubos diferentes.
• Adicionar 2 mL de álcool etílico em cada tubo.
• Homogeneizar e observar.
• Observe a tabela comparativa
OBSERVAÇÃO SITUAÇÃO DO LEITE
Sem Coagulação Bom (não ácido)
Coagulação fina Baixa resistência (pouco ácido)
Coagulação grossa Sem resistência (ácido)
PARTE II – TESTE QUANTITATIVO
• Para as amostras de leite disponíveis em sua bancada, determine quantitativamente o teor de ácido, usando a técnica de titulação, o indicador específico e uma solução de NaOH 0,1M.
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PRÁTICA 09: DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO LEITE PASTEURIZADO
PÓS-LABORATÓRIO1. Em uma rápida visita ao supermercado, podemos perceber que a maioria dos consumidores preferem o leite Longa Vida. Porque há essa preferência? Quais as possíveis diferenças entre o leite pasteurizado e o leite longa vida que leva-riam os consumidores a optarem pelo leite Longa Vida? 2. Num laticínio, encontrou-se que um lote de 500 L de leite tinha acidez total de 18°D. Determine qual a massa de áci -do lático neste lote.3. As amostras analisadas estão próprias para o consumo?
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INTRODUÇÃOCapaz de amenizar quadros de mal-estar, causados por dores ou inflamações, e até reduzir riscos cardíacos, a
aspirina por ser um medicamento bom e barato é consumida pelas pessoas a cada incômodo que surge no corpo. O grande problema é que temos acompanhado denúncias pela imprensa de que alguns medicamentos estão sen-
do falsificados, sem qualquer princípio ativo. Feito com material inerte, em pó, os chamados remédios de farinha.
OBJETIVO
• Determinar o teor de ácido acetilsalicílico (AAS) na aspirina.
FUNDAMENTOS TEÓRICOSAspirina é um medicamento que contém a substância ativa ácido acetilsalicílico, do grupo de substâncias an -
ti-inflamatórias, antitérmicas, não esteróides, eficazes no alívio de dor, febre e inflamação.
Cuidado! Especialistas avisam que sua eficácia tem limites e chama a atenção para os riscos. "É um remédio que pode levar a sangramentos do aparelho digestivo e úlceras, por exemplo". Fique atento às indicações, contra-indi-cações e aos riscos desse medicamento. Consulte o médico antes de visitar uma farmácia. Evite os perigos da automedi-cação e do mau uso desse remédio.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Álcool etílicoSolução de NaOH 0,1M
Azul de bromotimol 0,5%Aspirina
Almofariz e pistiloErlenmeyer 250 mL
Bastão de vidroBureta de 5,0 mL
Béquer
PROCEDIMENTO
• Pese a amostra (aspirina) e triture-a com o auxílio de almofariz e pistilo. Transfira a amostra para um erlen -meyer de 250 mL e dilua com cerca de 20 mL de álcool etílico, limpando bem o almofariz com bastão de vi -dro;
• Encha cuidadosamente a bureta com solução de hidróxido de sódio 0,1M;
• Coloque o béquer sob a bureta. Abra e feche rapidamente a torneira, para que a solução encha totalmente o bico da torneira. Em seguida abra a torneira para escoar o excesso da solução de hidróxido de sódio e fazer com que a parte inferior do menisco da solução contida na bureta fique na altura do traço 0 (zero) da mesma.
• Adicione algumas gotas de indicador azul de bromotimol à amostra contida no erlenmeyer e titule, gota a gota ,até acontecer a mudança de cor de amarela para azul.
• Anote o volume gasto de NaOH 0,1M na titulação e calcule o teor de ácido acetilsalicílico presente na aspirina.
PÓS-LABORATÓRIO1. Qual o medicamento utilizado?2. Com base na análise realizada, o medicamento apresenta a composição informada na embalagem?3. Informe a concentração encontrada de acordo com a que está indicada na embalagem do medicamento.
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PRÁTICA 10: CONTROLE DE QUALIDADE DE MEDICAMENTO (ASPIRINA).
INTRODUÇÃOAs reações químicas reversíveis, tendem a constituir equilíbrios químicos. Assim, no momento que juntarmos
duas substâncias com alguma tendência a reagir, inicialmente existem apenas estes reagentes, inicia-se então a reação, com gradativo consumo destes reagentes e formação dos produtos em questão, buscando o estado de equilíbrio em que a velocidade da reação no sentido direto se torna igual à velocidade no sentido inverso.
OBJETIVO
• Verificar a influência da concentração, num sistema em equilíbrio químico.
FUNDAMENTOS TEÓRICOSEm 1884 o cientista francês Henri Louis Le Chatelier enunciou um princípio geral conhecido pelo nome Prin-
cipio de fuga ante a força, ou simplesmente, princípio de Le Chatelier, que defendia a teoria de que quando se exerce uma ação num sistema em equilíbrio (variação de pressão, temperatura, concentração), o sistema se desloca no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando a se ajustar a um novo equilíbrio.
Nos sistemas que atingiram o equilíbrio químico, as reações opostas ocorrem em velocidades iguais, portanto, qualquer mudança que altere a velocidade de uma das reações causa a perturbação desse equilíbrio, assim, o Princípio de Le Chatelier propicia um meio de prever a influência que os fatores perturbadores têm sobre os sistemas em equilí-brio, sendo válido para todos os tipos de equilíbrios dinâmicos, físicos, iônicos, bem como os químicos.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Cromato de PotássioDicromato de PotássioHidróxido de Amônio
Ácido ClorídricoÁgua
Tubo de ensaioPipeta
PROCEDIMENTOPARTE I – EQUILÍBRIO CROMATO-DICROMATO
• Coloque em dois tubos de ensaio: 5 mL de dicromato de potássio 0,1 M. Observe.
• Adicione 5 mL de hidróxido de amônio 0,3 M. Observe.
• Adicione apenas ao primeiro tubo de ensaio, 5 mL de ácido clorídrico 0,5 M. Observe.
• Ao segundo tubo de ensaio, adicione 5 mL de água.
SUBSTÂNCIA/COR TUBO 1/COR TUBO 2/COR
K2Cr2O7
NH4OH
HCl
H2O
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PRÁTICA 11: ÁCIDOS , BASES E O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
PARTE II – ÓXIDOS ÁCIDOS EM SOLUÇÃO
• Coloque em três tubos de ensaio: 5 mL de água de torneira e duas gotas de indicador universal. Observe.
• Com um tubo de vidro, sopre ar expirado no primeiro tubo.
• Adicione uma gota de hidróxido de amônio 0, 003 M ao terceiro tubo. Observe.
• Aqueça o primeiro tubo repetidamente, até observar alguma alteração.
• Com o tubo de vidro, soprar ar expirado no tubo três. Observe.
PÓS-LABORATÓRIO1. Escreva as equações das reações usadas, balanceando os coeficientes.2. Expresse a constante de equilíbrio para cada reação.3. Quais as cores adquiridas pela fenolftaleína em meio ácido e meio básico?4. Que cores caracterizam os íons cromato e dicromato?5. Que substância presente no ar expirado provoca a mudança de cor observada? Que reação a mesma realiza com a água?6. Mostre com reações químicas, como no tubo 3 a substância contida no ar expirado neutraliza o hidróxido de amônio. Que ácido é responsável por esta reação?7. Que princípio do equilíbrio explica as mudanças de cor observadas?
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INTRODUÇÃOPor que estudar cinética química? No nosso cotidiano observamos várias reações, e o tempo que levam para
ocorrer. Essas reações e os fatores que influenciam nessa velocidade, são muito importantes para nós. Algumas reações são muito rápidas, como, por exemplo, a explosão dos fogos de artifício, a rapidez com que um medicamento atua no organismo e o acionamento de um air bag. Outras reações, ao contrário, são muito lentas, como a formação do petróleo e a degradação do plástico.
OBJETIVO
• Identificar os fatores que influenciam na velocidade das reações químicas.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICAA velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou a rapidez com que os produ-
tos são formados. É definida como sendo a variação da concentração dos reagentes pela variação de uma unidade de tempo e geralmente expressa em molaridade por segundo (Mol/s).
A taxa de desenvolvimento da reação decresce com o tempo e a velocidade de formação do produto é igual a velocidade de consumo do reagente. São diversos os fatores que podem influir no desenvolvimento de uma reação quí -mica tornando-a mais rápida ou mais lenta.
MATERIAL NECESSÁRIO
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental
Comprimidos de sonrisalÁgua
Solução de sulfato de cobreSolução de dióxido de manganês
Água oxigenada 10 volumesÁcido ascórbico
BéquerAlmofariz e pistilo
ProvetaPregos
Linha de nylonVidro de relógio
BatataPlaca de petri
Esponja de aço
PROCEDIMENTO
• Separe três béqueres. No primeiro, coloque água quente até a marca de 50 mL, no segundo água à temperatura ambiente e no terceiro água gelada.
• Adicionar simultaneamente, em cada béquer, ½ comprimido de sonrisal.
Água Fria Temperatura Ambiente Quente
Ordem de término da rea-ção
• Triturar ½ comprimido de sonrisal.
• Separar dois béqueres. Acrescentar 50 mL de água a temperatura ambiente em cada um.
• Adicionar simultaneamente em um dos béqueres, ½ comprimido de sonrisal sem triturar e ao outro ½ compri -mido triturado.
Tempo de consumo comprimido triturado
Tempo de consumo comprimido inteiro
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PRÁTICA 12: CINÉTICA QUÍMICA
• Separe três provetas, coloque 20 mL de solução de sulfato de cobre 1,0 mol/L na primeira, 0,1 mol/L na segun-da e 0,01 mol/L na terceira.
• Mergulhar em cada proveta, ao mesmo tempo, um prego amarrado a um pedaço de linha e deixe-os megulha-dos por um minuto.
• Retirar os pregos, tomando o cuidado de não misturá-los. Compare os três pregos e anote suas observações.
• Limpar os pregos com o auxílio da esponja de aço.
• Em um vidro de relógio, colocar 10 gotas de água oxigenada e em uma placa de petri, uma fatia fina de batata crua.
• Gotejar três a cinco gotas de água oxigenada sobre a batata. Depois de alguns segundos, o que você observou?
• Coloque 5 gotas de dióxido de manganês no vidro de relógio que contém apenas água oxigenada. Anote suas observações e explique o que ocorreu.
• Em uma outra placa de petri, coloque uma fatia de batata e adicione ácido ascórbico na metade da superfície da batata, deixando-a em repouso por alguns minutos. Anote suas observações.
PÓS-LABORATÓRIO1. Identifique em cada parte do procedimento o fator que está influenciado o desenvolvimento da reação.2. De forma objetiva, responda como esses fatores afetam a velocidade da reação.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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FELTRE, RICARDO. Físico-Química Geral: componente curricular. Volume 2. 6ª edição. Editora Moderna. São Paulo, 2004.
FONSECA, MARTHA REIS MARQUES DA. Coleção Química – Meio ambiente, Cidadania, Tecnologia. Volume 2. Editora FTD. São Paulo – 2010.
LOPES, DANIEL RICARDO XIMENES; ROCHA, DANIEL VASCONCELOS; FILHO, FERNANDO BARROS DA SILVA; TEÓFILO, JOSÉ WELLINGTON LEITE; FELIPE, RICARDO ARAÚJO; FILHO, TARGINO MAGA-LHÃES DE CARVALHO. Manual de Práticas Laboratoriais: Química. Comissão de Formação e Pesquisa da SE-FOR. Fortaleza – Ceará, 2010. MOBILAB – Manual de Química – Laboratório Interdisciplinar- 2004.
ALVES, LÍRIA. Soluções Coloidais. http://www.brasilescola.com/quimica/solucoes-coloidais.htm Acessado em 14/04/2012.
FANTINI, LEANDRO. Experimentos: Mol de cada coisa. Disponível em http://pontociencia.org.br/ Acessado 24/02/2012.
FOGAÇA, JENNIFER ROCHA VARGAS. Gel e Sol: Tipos de Coloides. Disponível em http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/gel-sol-tipos-coloides.htm Acessado em 26/06/ 2012.
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http://mundoestranho.abril.com.br/materia/como-se-forma-a-ferrugem Acessado em 15/02/2013.
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Coordenação da Coleção
Marcos Weyne Gomes Rocha
Maria de Lourdes Eufrásio Lima
Maria do Socorro Braga Silva
Samid Jurandy Coelho Rocha
Capa
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Coordenação Laboratório Escolar de Ciências
José da Mota Silva Neto
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