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Instituto de Química
DISCIPLINA QUÍMICA
CURSO: BIOTECNOLOGIA
PROFESSOR: EDSON NOSSOL
SEMESTRE 2016-2
Prof. Edson Cronograma
Data
Conteúdo
19/08/2016
Apresentação da disciplina (metodologia, avaliação) + aula (Introdução ao estudo da Matéria) + lab 1
26/08/2016
Teoria
02/09/2016
Teoria + lab 2
09/09/2016
Teoria
16/09/2016
1a Avaliação teoria
23/09/2016
Teoria + lab 3
30/09/2016
07/10/2016
14/10/2016
21/10/2016
28/10/2016
04/11/2016
11/11/2016
18/11/2016
25/11/2016
02/12/2016
Teoria
Teoria + lab 4
Teoria
2a Avaliação teoria
Recesso – servidor público
Teoria + lab 5
Teoria
Teoria
Teoria + lab 6
3a Avaliação teoria
09/12/2016
16/12/2016
1a Avaliação laboratório
ENTREGA DAS NOTAS - Final do semestre
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EXPERIMENTO 1: Condutas e procedimentos no laboratório
CONDUTAS E PROCEDIMENTOS NO LABORATÓRIO
Regras Gerais
Você está no laboratório, em princípio para aprender a fazer experimentos. Você
irá se beneficiar em muito dos experimentos se você se preparou antes os lendo e
fazendo os exercícios recomendados. Muito tempo de laboratório será jogado fora se
você tentar fazer os experimentos sem a preparação apropriada. O planejamento do
experimento envolve a mentalização e visualização prévia de todos os procedimentos a
serem executados, o tempo gasto e os perigos envolvidos. Então o trabalho deve ser
planejado de forma a gastar o mínimo tempo possível de maneira segura.
Tenha em mente que estando dentro do laboratório estará compartilhando
equipamentos e materiais com outros estudantes. Logo você deve trabalhar de forma
segura e solidária. Barulhos súbitos, brincadeiras, práticas desnecessárias e
comportamentos ofensivos são terminantemente inadequados dentro de laboratórios de
química.
Não tente reparar ou ajustar instrumentos com mau funcionamento. Chame o
instrutor para ajudá-lo nestes casos.
Antes de deixar o laboratório, limpe seu espaço utilizado, que inclui a capela, os
reagentes utilizados (tampar e acondicionar da forma como foi encontrado antes), a pia
e outras áreas utilizadas. Disponha os rejeitos de forma apropriada como indicado em
cada experimento.
Segurança
No curso de seu trabalho de laboratório você terá contato com novos
instrumentos, novos procedimentos, novas substâncias químicas e, possivelmente a
novos perigos para sua saúde e segurança. Felizmente muitos acidentes de laboratório
são evitáveis. Você pode minimizar a possibilidade de acidentes apenas observando e
seguindo as regras gerais de segurança dadas abaixo. Além disto, você deve atentar às
orientações dadas em cada experimento com respeito à segurança e aos procedimentos a
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serem seguidos corretamente. Leia atentamente a seção de primeiros socorros para estar
preparado a prestar primeiros socorros a você mesmo ou a algum outro estudante
acidentado.
1- Vista as proteções apropriadas (avental ou jaleco), proteção de rosto e
olhos (óculos e/ou capela). Esta regra se aplica mesmo se você não
esta propriamente conduzindo o experimento.
2- Inicialmente, aprenda a usar e a localizar o chuveiro de segurança,
chuveiro lava olhos, caixa de primeiros socorros, outros materiais e
equipamentos de emergência do laboratório. Isto irá permitir uso
rápido e correto. Identifique também a porta de emergência do
laboratório.
3- Não faça experimentos não autorizados. Não trabalhe sem a presença
do instrutor no laboratório.
4- Na presença de materiais químicos perigosos, não tenha contato
direto, não prove ou cheire intencionalmente.
5- Não coma, beba ou fume no laboratório. Isto evitará a ingestão de
produtos químicos.
6- Nunca pipete com a boca, use uma pêra ou bulbo pipetante.
7- Não use bicos queimadores ou chamas diretas quando solventes
voláteis inflamáveis como acetona estão sendo usados.
8- Assegure-se de que béqueres ou frascos usados para ebulição de
líquidos estejam suportados com segurança em tripés e telas de arame.
Use pedras (porcelana) de ebulição para evitar a ejeção de líquidos
superaquecidos. Ao aquecer pequenas quantidades em tubos de
ensaio, faça-o com cuidado e evite direcionar a boca do tubo para
você próprio ou para outra pessoa presente na área do experimento.
9- Não use tubos de vidro quebrados com bordas cortantes. Ao inserir
tubos e termômetros em tampas de cortiça ou borracha, lubrifique
primeiro o vidro com glicerina ou água. Insira com um espaço
pequeno entre o início do tubo e sua mão para evitar a quebra do
mesmo. Use uma luva ou um pano para proteger sua mão na inserção
do tubo, no caso de quebra.
10- NUNCA adicione água diretamente em ácidos ou bases
concentrados porque o alto calor liberado na diluição pode provocar
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respingos aleatórios do material causando queimaduras graves e perda
do material. Para diluir corretamente, adicione pequenas quantidades
do ácido ou base em uma grande quantidade de água agitando
continuamente. Se uma solução estiver sendo preparada, a mesma
deve ser feita em um frasco provisório que suporte aquecimento até
um volume total pouco abaixo do volume final da solução. Após
resfriar em um banho de gelo e água à temperatura ambiente, o
líquido é transferido quantitativamente para o balão e completado até
a marca.
Primeiros Socorros
Sua primeira responsabilidade é saber a localização de todos os equipamentos de
emergência e como utilizá-los. Recomendações gerais serão dadas a seguir:
Se respingar ácido, base ou outra substância química em você ou em seus olhos,
a primeira providência é lavar a região afetada abundantemente com água corrente,
dando prioridade aos olhos. Continue lavando até que todo material corrosivo tenha
sido removido. Solicite a ajuda de uma pessoa próxima para isto. Após, solicite a
presença de um profissional da área médica para os próximos socorros.
Se sua roupa pegar fogo, permaneça o mais calmo quanto possível. Caminhe
(não corra) para o chuveiro de segurança, entre embaixo, puxe a argola que libera a
água e encharque-se. Alternativamente você pode deitar no chão e rolar sobre seu
próprio corpo para extinguir as chamas. Cuidado especial deve ser tomado ao se enrolar
em um cobertor (ou manta). Isto provoca a manutenção do calor próximo ao corpo e da
face, cujo efeito é contrário ao desejado.
Queimaduras pequenas são mais bem tratadas molhando a parte afetada com
água resfriada. Pequenos cortes são cobertos com bandagens adesivas. Informe estes
casos ao instrutor, para que ele possa lhe dar a devida assistência.
Acidentes são normalmente evitáveis. Fique alerta no laboratório. Entenda os
procedimentos experimentais e evite acidentes. Pergunte ao instrutor as operações que
você não entendeu. Não faça nada antes de saber o procedimento correto.
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A B C
Disposição dos rejeitos
Até muito pouco tempo atrás, laboratórios acadêmicos dispunham de seus rejeitos da
forma mais conveniente, ou seja, solventes voláteis eram deixados evaporar, sólidos
eram jogados no lixo, e líquidos e soluções eram jogados na pia. Esta prática hoje em
dia é inaceitável. Existem regras para disposição de resíduos perigosos. Infelizmente
estas regras são difíceis e caras. Logo, é necessário minimizar a quantidade de resíduos
perigosos gerados em laboratórios acadêmicos. Alguns procedimentos possíveis de
serem seguidos são:
1. Reduzir a escala dos experimentos.
2. Trocar os produtos químicos perigosos por menos perigosos (ou não perigosos).
3. Instruir na conversão de materiais perigosos em materiais não perigosos, por
meio de reações químicas, antes de rejeitar.
4. Instruir no sentido de reduzir o volume de resíduos por concentração ou
separação por precipitação dos mais perigosos.
5. Instruir para recuperar substâncias para reuso, quando possível.
INTRODUÇÃO ÀS TÉCNICAS DE LABORATÓRIO
Equipamentos de bancada
Usados para: conter, misturar, medir, aquecer, agitar ou separar e para outros
propósitos.
Os equipamentos mais simples são frascos e béqueres de vários tamanhos,
garrafa lavadora, tela protetora para aquecimento (amianto), barras de agitação, tubos de
ensaio, e um ou mais cilindros graduados.
Figura 1. Bicos aquecedores ( A=Bunsen, B=Tirril, C= Mecker)
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1) Poderá contar também com um queimador de gases (bico) de algum tipo (ver figura
1).
(Mostrar como acender)
Todos usam mistura combustível de ar (O2) e gás, uma mistura com alta relação
gás/ar, queima com chama luminosa amarela. Ao aumentar a quantidade de ar aparece
uma chama de duas zonas. Esta é mais quente e eficiente que a chama amarela, a zona
azul mais interna é a mais fria das duas (Ver figura 2).
Figura 2. Partes de uma chama otimizada.
Se uma barra de vidro é colocada na parte mais quente, uma chama amarela pode ser
observada acima da barra, característica da presença de sódio no vidro (átomos de sódio
- Na termicamente excitados) como nas lâmpadas amarelas da rua (e brancas de
mercúrio -Hg). A zona externa é quente o bastante para poder amolecer vidros “moles”
e até entortá-los, estirá-los e soprá-los para fabricar equipamentos de vidro. Vidros de
boro silicato, como pyrex® entretanto têm ponto de fusão mais alto para serem
trabalhados desta maneira, embora possa usar o bico de bunsen para arredondar pontas
cortantes.
2) Termômetro
Muito presente no laboratório embora não seja parte do kit laboratorial.
Medição de temperatura de objetos em Celsius (°C) e Kelvin (K) as mais úteis °C = K +
273,16°. O termômetro de Celsius é facilmente calibrado no ponto de congelamento
(gelo + H2O) e no ponto de ebulição (vapor + H2O) da água a 760 torr de pressão
atmosférica. Como o ponto de ebulição varia um pouco com a pressão, deve-se saber a
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pressão barométrica do laboratório. A conversão pode ser feita através de tabelas
Handbook ou pela expressão:
LogP
Tb
573,8
2124 Onde: Tb é a temperatura de ebulição (K)
P= pressão barométrica
3) Balança (determinação de massas)
Existem dois tipos de balanças:
- Balança de plataforma (tríplice escala) onde tolerâncias de ± 0,1g são aceitáveis e
balanças analíticas que apresentam tolerância de ±0,001g ou menos.
4) Medidas de Volume
Béquer, bureta, pipeta (graduada e volumétrica), proveta, balão volumétrico.
BALÃO VOLUMÉTRICO: É utilizado no preparo e diluição de soluções, com volumes
precisos e pré-fixados. Trata-se de um recipiente calibrado, destinado a conter um
determinado volume de líquido, a uma dada temperatura geralmente 20o C, podendo ser
usado sem erro apreciável em temperaturas de 8o C da temperatura indicada (Figura
A).
BECKER: É utilizado para o aquecimento de líquidos, preparo de soluções, dissolução
de sólidos, etc (Figura B).
BURETA: É um equipamento calibrado para medidas volumétricas precisas de líquido,
utilizado especialmente nos casos de titulação (Figura C).
PIPETAS: É um instrumento utilizado para medidas precisas de volumes de líquidos.
Existem dois tipos de pipetas: pipetas graduadas (Figura D) e pipetas volumétricas
(Figura E). Onde uma pipeta graduada é utilizada para escoar volumes variáveis e uma
volumétrica para escoar volumes fixos de um líquido.
PROVETA: Trata-se de um cilindro com graduações, destinadas a medidas aproximadas
de volumes líquidos (Figura F).
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Limpeza Dos Materiais Volumétricos
Todos os equipamentos volumétricos utilizados em uma análise quantitativa
devem estar perfeitamente limpos antes do uso, pois a presença de substâncias
gordurosas nas suas paredes internas pode induzir a erros no resultado final de uma
dada análise. Verifica-se o estado de limpeza de um aparato volumétrico, enchendo-o
com água a observando-se o seu escoamento. Se gotículas ou uma película não
uniforme de água permanecer aderente às paredes internas do recipiente, o mesmo deve
então ser limpo.
Utiliza-se geralmente como soluções de limpeza solução de detergente a 1-2%,
solução sulfocrômica ou solução de etanolato de sódio ou potássio, e em seguida lava-se
com bastante água da torneira, a por ultimo água destilada.
O equipamento volumétrico é dado como limpo ao se verificar que a água
destilada escorre uniformemente pelas paredes internas do recipiente.
Medidas Volumétricas
Como fazer:
Em pipetas, buretas, provetas e balões pequenos são os capilares que provocam
curvatura da superfície do líquido para cima (força adesão>força coesão) como água em
vidro, ou para baixo (força adesão<força coesão) como mercúrio em vidro.
A leitura deve ser feita na horizontal como mostra a figura na parte côncava ou convexa
do menisco (VER FIGURA ABAIXO).
A B D C E F
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Incertezas Experimentais
Dependendo da graduação a incerteza e do instrumento de medida o nº de algarismos
que expressa a medida variam.
Ex:
(1) O erro associado às medidas é ½ da menor divisão
(A) Numa microbureta onde a menor divisão é 0,01 mL
Erro associado = 0,01 (menor divisão) /2 = 0,005 mL
(B) Numa proveta onde a menor divisão é 1 mL
Erro associado = 1 (menor divisão) / 2 = 0,5
Então os volumes abaixo descriminados medidos nestes equipamentos volumétricos:
Logo os volumes medidos são: 0,146±0,005 (A)
80,2 ±0,5 (B)
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
Algarismos significativos: são todos os algarismos conhecidos mais o algarismo
duvidoso de um número resultante de medida experimental.
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Observação: zero à esquerda do número não é significativo
Medida no caso (A) 3 algarismos significativos
Medida no caso (B) 3 algarismos significativos
Ex: 0,001 apresenta 1 algarismo significativo
Zero à direita só é significativo se for resultado de medida experimental
Ex: Em conversões de litro (L) para mililitros (mL) os zeros à direita originados da
conversão não são significativos.
Operações com algarismos significativos
Quando se faz cálculos com resultados experimentais em diferentes
equipamentos de medida, é necessário atentar para as incertezas associadas aos
números.
Ex: No cálculo de densidades (d = m/v), a massa é pesada na balança e o volume em um
instrumento volumétrico, logo é necessário levar em conta as incertezas associadas às
medidas.
Adição/Subtração
Regra (1) – Na adição/subtração de números com incertezas, o número resultante deve
conter tantas casas decimais quantas existirem no número de menor casas decimais.
Exemplo: (1) (2)
0,156 80,2
+ 80,2 - 0,156
80,356 80,044
Regra (2) – Arredondamento de números
Se o algarismo a ser descartado for MAIOR OU IGUAL 5 – aumenta-se 1 ao
algarismo anterior ao que é descartado
No Exemplo 1 acima (80,356 ) → O resultado correto após arredondamento é 80,4
mL.
Se o algarismo a ser descartado for MENOR do que 5 – se mantém o algarismo
anterior ao descartado.
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No Exemplo 2 acima (80,044) → O resultado correto após arredondamento é 80,0
mL.
NOTE QUE NOS DOIS CASOS O RESULTADO É O MESMO!
Multiplicação/ Divisão
Regra (3): Na multiplicação/divisão de números com diferentes incertezas associadas, o
número resultante deve conter tantos algarismos significativos quantos estiverem
expressos no número com menor quantidade de algarismos significativos.
Ex: Qual a densidade de um objeto que tem massa de 6,20 g e ocupa um volume de
11,56 mL? Resolução: )algarismos4(56,11
)algarismos3(20,6
V
md 0,5363 g L
-1 Resposta d =
0,536 g L-1
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EXPERIMENTO 2: Propriedades Físicas da Matéria: Densidade
1. Objetivo: Este experimento tem como objetivo determinar a densidade de
substâncias sólidas e líquidas e entender por que esta propriedade pode ser usada como
critério de pureza e de identificação de substâncias.
2. Introdução: As propriedades físicas da matéria agrupam-se em duas categorias principais:
intensivas e extensivas. Existem propriedades que independem da quantidade de
matéria, por exemplo, a temperatura de uma amostra, não depende de seu tamanho e
sim, do meio onde ela se encontra; já a massa depende da quantidade de matéria, ela é
uma propriedade extensiva. Desta forma, a temperatura é uma propriedade intensiva
assim como, o ponto de fusão e a densidade.
Para entender o que é densidade, sabemos que toda amostra de matéria tem massa e
ocupa um espaço (tem volume), ao mesmo tempo. Assim, porções de matéria de um
mesmo tipo, que tem volumes diferentes, necessariamente têm massas diferentes. Tais
massas são diretamente proporcionais aos volumes, e temos algebricamente:
m = ρ. V (1) onde a letra grega rô (ρ) é a densidade. Rearranjando a relação
facilmente vemos que:
ρ = m/v (2) Portanto, densidade é tão somente a grandeza que expressa quanto há de massa por
unidade de volume de uma dada porção de matéria.
Quando se dispõe de diversas amostras, de tamanhos diferentes, de um mesmo
material, é possível determinar a densidade do material através de um gráfico de m em
função de v. A equação (1) corresponde à equação de reta, sendo que a densidade é o
coeficiente angular da reta. Outra maneira de se determinar a densidade é pela
utilização da equação (2). A determinação gráfica do valor da densidade do material, a
partir de valores de m e de v de amostras de tamanhos distintos, é mais recomendável
do que o simples uso da equação (2) para uma única amostra; trata-se aqui, do fato de
que, levar-se em conta várias medidas, minimizam eventuais erros.
A densidade é uma propriedade física de extrema importância na caracterização,
identificação e utilização de substâncias e materiais. Muitos processos químicos são
controlados através de medidas de densidade. Valores de ρ versus T, podem ser
encontradas em manuais técnicos como, “Handbook of Chemistry and Physics”.
3. Procedimento Experimental:
3.1 Material Necessário:
Amostras de diferentes metais: cada grupo receberá duas amostras de metal.
Pisseta com água destilada
Balança digital
Provetas de diferentes capacidades
Álcool etílico
Densímetros
3.2 Metodologia:
1ª Parte: Identificação de amostras sólidas
O objetivo desta parte do experimento é a identificação de amostras sólidas maciças
através de cálculo de suas densidades.
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a) Amostras sólidas de dois diferentes metais deverão ser pesadas.
Faça 03 medidas de pesagem com cada amostra, anotando os valores obtidos.
OBS: Utilizar sempre a mesma balança.
b) Com auxílio da pisseta, coloque água em uma proveta de 10 mL, até
aproximadamente metade da capacidade total. Anotar esse volume de água. Introduzir
na proveta, a amostra sólida previamente pesada. Fazer isso, inclinando a proveta de
modo que se evite que a amostra desça bruscamente ao fundo, espirrando água para
fora ou mesmo danificando a proveta. Através de leves batidas na lateral da proveta,
fazer com que quaisquer bolhas de ar eventualmente retidas nas paredes da amostra se
desprendam. Só então, anotar o volume total (água + amostra).
Faça 03 medidas de volume com cada amostra.
Atenção: Ao retirar a amostra do metal de dentro da proveta, não vire a proveta
sobre a pia, evitando de deixar a amostra cair no ralo.
c) Anotar os dados na tabela 1.
Tabela 1. Dados obtidos para as amostras sólidas.
Metal (M) Massa (g) Mmédia (g) Volume (mL) Vmédio (mL)
1 2 3 1 2 3
M1
V1
M2 V2
Tabela 2. Cálculo da densidade das amostras sólidas.
Metais mmédia (g) vmédio (mL) ρ=m/v
M1
M2
A tabela abaixo mostra valores da densidade de alguns metais obtidos na
literatura:
Substância Densidade ( g/cm3)
Estanho (branco) 7,31
Cádmio 8,63
Alumínio 2,699
Cobre 8,9
Gálio 5,878
Ferro 7,860
Fonte: WEAST, Robert Cm. (Ed.) Handbook of Chemistry and phisics. 57ª Ed. Cleveland (OH),
CRC Press, 1976. p. B-5 a B-60 e F-5.
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2ª Parte: Identificação de amostras líquidas (H2O destilada e etanol)
a) Determinar a massa do volume de 10 mL das amostras de água e álcool etílico. Para
determinar a massa de um volume conhecido de cada amostra líquida, pesar
inicialmente uma proveta adequada (10 mL). A seguir, pesar novamente contendo
líquido até seu volume máximo. Repetir o procedimento acima, três vezes para cada
amostra, tomando sempre o MESMO VOLUME da amostra. NÃO SE ESQUEÇA de
medir todas as temperaturas das amostras.
b) Anotar os valores obtidos na tabela 3.
Tabela 3. Dados obtidos para as amostras líquidas.
Substâncias
líquidas Volume (mL)
Massa (g)
1 2 3 mmédia
Água 10
Etanol 10
Tabela 4. Cálculo da densidade das amostras líquidas.
Substâncias
líquidas
Volume
(mL) mmédia (g) ρ=m/v ρmédia
Água 10
Etanol 10
3ª Parte: Medição Direta
Medir a densidade de cada amostra líquida (água e etanol), usando um densímetro.
4. Bibliografia:
BARROS, N. B; SCARMÍNIO,I.S; BRUNS, R.E. Como fazer Experimentos –
Pesquisa e Desenvolvimento na Ciência e na Indústria. 1ª ed. Campinas: Unicamp,
2001. 401 p.
BRADY,J.E; HUMISTON,G.E. Química Geral . 2ª ed. Rio de Janeiro: Livros
Técnicos e Científicos, v. 1, 1986. 410p.
ROCHA FILHO,R.C; SILVA,R.R. Introdução aos Cálculos da Química. 1ª ed. São
Paulo: McGraw-Hill Ltda., 1992. 275 p.
SILVA, R. R.; BOCCHI, N.;ROCHA-FILHO, R.C. Introdução à Química
Experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990.
WEAST, R.C. Handbook of Chemistry and Physics. 57ª ed. Cleveland: CRC Press,
1976.
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EXPERIMENTO 3: Solubilidade e Condutividade elétrica
1. Objetivo
Verificar a solubilidade de compostos iônicos e moleculares e a condutividade elétrica
dos metais, compostos iônicos e moleculares (covalentes), e relacioná-las com a sua
estrutura interna (modelos de ligação e forças intermoleculares).
2. Introdução
Experiências nos têm mostrado que as substâncias em geral, variam seu comportamento
quanto à solubilidade, em diferentes solventes. Por exemplo, o naftaleno (C10H8),
dissolve-se facilmente em gasolina, que é uma mistura de hidrocarbonetos. É menos
solúvel em etanol (C2H5OH), cujas moléculas apresentam cadeia carbônica curta, com
um grupo hidroxila; e é praticamente insolúvel em água. Por outro lado o ácido bórico
[B(OH)3] é moderadamente solúvel em água e álcool mas, insolúvel em gasolina.
O que explicaria estas diferenças de comportamento? A resposta está num exame
cuidadoso das alterações estruturais que ocorrem durante o processo de dissolução além
das forças que atuam entre as partículas do soluto e do solvente. Este novo ambiente,
onde predomina quantitativamente o solvente, é que explicará a solubilidade de uma
substância naquele solvente.
A razão pelo qual substâncias tais como a gasolina ou o naftaleno não se
dissolvem em água é que, em solução, suas moléculas não formariam ligações H-O-H
com H-O-H, da água. Por outro lado, naftaleno dissolve-se facilmente em gasolina,
pois, ambos são apolares e experimentam apenas forças de London, relativamente
fracas. Assim a intensidade das forças atrativas entre pares de moléculas de naftaleno e
entre pares de moléculas de hidrocarbonetos que compõe a gasolina são praticamente,
de mesma intensidade; isto explica a solubilidade entre as duas substâncias, e no caso,
como são líquidos utilizamos o termo: MISCÍVEIS.
O ácido bórico é solúvel em água porque a ruptura das ligações de Hidrogênio,
entre as moléculas de água na água pura, é compensada pela formação de outras
ligações de Hidrogênio fortes entre as moléculas de água e os grupos hidroxila (OH-) do
ácido bórico. Desta forma nota-se que, substâncias tendem a dissolver-se em solventes
quimicamente semelhantes, devido à proximidade de intensidade das forças
intermoleculares. Geralmente, a eficiência do processo de dissolução envolve a quebra
de interações intermoleculares e/ou de dissociação (quebra de ligações). As forças
intermoleculares são: dipolo-dipolo, dipolo-dipolo induzido, forças de dispersão (ou
forças de London) e ligações de hidrogênio.
Não existem moléculas em um sólido iônico, e, portanto, não podem existir
forças intermoleculares. Os íons, em água, estão hidratados (interação íon-dipolo da
água): um cátion está rodeado por moléculas de água com os átomos de oxigênio
próximos do íon e um ânion está rodeado de moléculas de água que dirigem seus
hidrogênios para o íon.
Como resultado da dissolução, os fragmentos resultantes, se eletricamente
carregados, movem-se em solução conduzindo corrente elétrica, o que pode ser
utilizado como medida de condutividade elétrica da solução. Dependendo da
intensidade desta condutividade, pode-se determinar o grau de dissociação da espécie
em solução; conforme o comportamento da solução, as substâncias são classificadas
em:
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a) Eletrólitos: conduzem corrente elétrica em solução. O processo de formação de
partículas condutoras de eletricidade, íons, pode ocorrer através de dissociação; os
íons podem existir antes do processo de dissolução e seriam separados apenas pela
intensidade das forças soluto-solvente. Pela ionização, resultante das interações
soluto-solvente de uma substância não iônica com o solvente, levando à ionização e
separação das partículas eletricamente carregadas. Vejamos os exemplos:
NaCl(s) + H2O(l) → Na+
(aq) + Cl-(aq) (dissociação)
HCl(g) + H2O(l) → H+
(aq) + Cl-(aq) (ionização)
b) Não eletrólitos: não conduzem corrente elétrica em solução, em função da natureza
das partículas geradas pelo processo de dissolução.
3. Procedimento Experimental
Parte 1: Solubilidade de diferentes solutos em água:
3.1 – Material necessário
cloreto de sódio;
sulfato de cálcio (CaSO4);
açúcar (sacarose);
pisseta com água destilada;
espátulas;
tubos de ensaio;
pipeta graduada de 5 mL;
becker;
bastão de vidro.
3.2 – Procedimento Colocar uma ponta de espátula (quantidade mínima possível) de cada um dos
solutos citados na Tabela, em tubos de ensaio separados, e adicionar cerca de 3 mL de
água destilada. Agitar e observar a solubilidade de cada soluto. Adicionar mais 3 mL de
água em cada tubo, agitar novamente e comparar as solubilidades.
Tabela1 - Resultados do procedimento 3.2
Sólidos NaCl CaSO4 Açúcar (C6H12O6)
3 mL de H2O
destilada
+ 3 mL de H2O
destilada
Parte 2: Solubilidade de diferentes solutos em diferentes solventes:
3.3 – Material necessário
iodo sólido;
clorofórmio;
etanol;
cloreto de sódio;
pisseta com água destilada;
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espátula;
tubos de ensaio;
pipeta graduada de 5 mL;
becker;
bastão de vidro.
3.4 – Procedimento a) Colocar uma ponta de espátula (quantidade mínima possível) de cloreto de sódio
(NaCl) em três tubos de ensaio, contendo cerca de 3 mL de água destilada, etanol
(C2H5OH)e triclorometano (CHCl3), respectivamente. Agitar e observar a
solubilidade em cada caso. Repetir o procedimento, utilizando um cristal de iodo.
Tabela 2 - Resultados do procedimento 3.4 (a) Soluto/
solvente
H2O C2H5OH CHCl3
NaCl(s)
I2(s)
b) Misturar quantidades iguais (cerca de 2,0 mL) de água destilada e etanol (C2H5OH)
em um tubo; em outro tubo repetir o procedimento para os solventes água e
clorofórmio; repetir o procedimento para o etanol e clorofórmio. Agitar e observar a
solubilidade para os líquidos.
c)
Tabela 3 - Resultados do procedimento 3.4 (b)
C2H5OH CHCl3
H2O
C2H5OH ---
Parte 3: Condutividade elétrica de substâncias puras e de soluções aquosas:
3.5 – Material necessário ácido acético glacial (CH3COOH); etanol; água destilada; cloreto de sódio;
hidróxido de sódio (NaOH); açúcar (sacarose);
soluções aquosas dos solutos acima;
becker.
3.6 – Procedimento Testar a condutividade elétrica das soluções e substâncias puras citadas, utilizando o
dispositivo com dois eletrodos metálicos e lâmpadas. Ao mergulhar os eletrodos na
solução, caso a lâmpada venha a acender forte ou fracamente, significa que o circuito
elétrico se fechou pela presença de íons no sistema. A manutenção da área dos eletrodos
bem como a distância entre eles fixa nos permitiria relacionar a intensidade do brilho da
lâmpada e a condutividade elétrica.
A) Substâncias puras: Testar a condutividade elétrica das seguintes substâncias, quando puras: cobre, água
destilada, etanol, ácido acético glacial, sacarose e cloreto de sódio.
17
B) Soluções aquosas:
Testar a condutividade elétrica de soluções aquosas de ácido acético, sacarose,
cloreto de sódio e ácido clorídrico.
Tabela 4 – Resultados do procedimento 3.6
Classificação (*) Condutividade elétrica (**)
Substâncias
puras
Cobre(s) (Cu)
H2O(l)
Etanol(l) (C2H5OH)
Ácido acético glacial(l)
(CH3COOH)
Açúcar(s) (C6H12O6)
Cloreto de sódio(s) (NaCl)
Soluções
aquosas
Ácido acético
Açúcar
NaCl
HCl
* Sólidos: metálico, iônico ou molecular.
* Líquidos: solução eletrolítica/não-eletrolítica.
** Alta, baixa, não conduz
CUIDADOS:
Utilizar sempre tubos limpos e secos, para testes de solubilidade;
Limpar sempre os eletrodos ao passar de uma substância ou solução para outra
(testes de condutividade elétrica).
4. Referências Bibliográficas
PAULING.L. Química Geral. Tradução De Roza D. Kuppermann. Rio de Janeiro, Ao
Livro Técnico, 1982.
BRADY, J.E., Química Geral. Rio de Janeiro, Livros Técnicos Científicos, 1982.
CHEMICAL EDUCATION MATERIAL STUDY. Química, Uma Ciência
Experimental. São Paulo, Edart, 1976, v.2.
RUSSEL, J.B, Química Geral. São Paulo, Makron Books, 1994.
18
EXPERIMENTO 4: Transformações da matéria: evidências de
reações químicas
1. Objetivo: O problema a ser resolvido nesta experiência é o da verificação do tipo de
transformação (química ou física) que ocorre quando diferentes substâncias são
aquecidas e/ou misturadas e identificar o tipo de reação que está ocorrendo.
2. Introdução:
2.1 Transformações da Matéria:
Certas transformações conduzem a variações drásticas na composição química
das espécies por meio de ruptura e/ou formação de ligações entre os átomos,
geralmente acompanhadas de trocas energéticas com o ambiente. Este processo,
quando fornece nova(s) espécie(s) diferente(s) da(s) incial(is), é denominado
transformação química, que é descrito através de equações químicas e
especificamente denominado reação química. Em outras palavras, as mudanças
químicas originam substâncias (produtos), cujas propriedades intensivas são diferentes
das características das substâncias originais (reagentes).
Transformações que também envolvem ruptura e/ou formação de ligações, mas que
não alteram a composição química da(s) espécie(s) envolvida(s), são conhecidas como
transformações físicas. As transformações físicas são principalmente observadas nas
mudanças de estado das substâncias, representadas, por exemplo, pela fusão, ebulição,
sublimação, condensação e solidificação.
2.2 Reações Químicas: Há muitas Reações Químicas que ocorrem sem alterações evidentes no sistema. Há
outras, no entanto, que apresentam evidências macroscópicas que permitem perceber o
que está acontecendo. As principais evidências de reações são: desprendimento de
gases, mudança de coloração do produto em relação aos reagentes, alteração da
temperatura do sistema onde ocorre a reação e a formação de precipitados. Nos casos
em que não existem sinais que evidenciam a reação, podem ser usados os chamados
indicadores, que são substâncias químicas que mudam de cor no momento em que uma
determinada reação chega ao fim.
(a) Reações de Neutralização:
Ácidos e Bases de Arrhenius são substâncias que em solução aquosa, levam a um
aumento de concentração dos íons H+ e OH
-, respectivamente. Uma das propriedades
desses íons é que eles reagem um com o outro, num processo conhecido como
NEUTRALIZAÇÃO. Essa reação é representada pela equação iônica:
H3O+
(aq) + OH-(aq) → 2 H2O(i)
Se após a reação, o número de íons hidroxônio é igual ao número de íons
hidroxila, a solução deixa de ser ácida ou básica, tornando-se neutra, daí o nome de
reação de neutralização. Uma reação típica é aquela entre o ácido clorídrico e
hidróxido de sódio:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(i)
19
(b) Reações de Precipitação:
Quando uma solução aquosa, contendo um mol de Cloreto de Sódio é adicionada a
uma solução aquosa de um mol de Nitrato de Prata, observa-se a formação de um mol
de Cloreto de Prata (ppt = precipitado) e a solução aquosa final contém um mol de
Nitrato de Sódio. Esta reação é chamada de reação de precipitação, pois um dos
produtos formados é pouco solúvel em água. As equações molecular, iônica e iônica
simplificada, para esta reação, podem ser escritas, respectivamente:
NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
Na+
(aq) + Cl-(aq) + Ag
+(aq) NO3
-(aq) → AgCl(s) + Na
+(aq) + NO3
-(aq)
Cl-(aq) + Ag
+ (aq) → AgCl(s)
Cada uma dessas formas de expressar as reações possui a sua utilidade e,
nenhuma delas seria a melhor maneira de representar a reação. Vale ressaltar que,
quaisquer soluções que contenham os íons prata e cloreto, vão se comportar como no
exemplo acima. A explicação para o fato do AgCl precipitar-se em água, se justifica
porque sua solubilidade neste solvente é de 1,3x10-5
mol.L-1
, deste modo não podemos
dizer que nada do sal dissolveu no solvente mas, o que dissolveu é muito pouco e assim
a maior parte irá se precipitar em meio aquoso. Em princípio, conhecendo-se as
solubilidades de todos os compostos, que podem ser formados entre pares de cátions e
ânions, podemos predizer, com base na formação de um precipitado, quando virão a
ocorrer as reações químicas.
(c) Reações de oxidação-redução.
Podemos defini-las como sendo reações onde ocorrem perdas de elétrons por uma
espécie e consequentemente, ganho de elétrons por outra. A espécie que, perde elétrons
sofre oxidação, enquanto que, a espécie que ganha elétrons sofre redução.
A substância capaz de promover a redução da outra é denominada agente redutor,
enquanto que, aquela que tem a capacidade de oxidar a outra substância, chamamos de
agente oxidante. Note que, quando uma barra de Zinco metálico é colocada em contato
com uma solução aquosa de Sulfato de Cobre II (CuSO4), observa-se imediatamente, a
formação de um depósito escuro de Cobre metálico (Cu), sobre a superfície do Zinco e
o gradativo desaparecimento da cor azul característica da solução de CuSO4, indicando
que, os íons cúpricos (Cu2+
), estão sendo consumidos na reação (Figura 1).
Figura 1: Barra de Zinco metálico imersa numa solução de CuSO4(aq).
As equações que representam tais fenômenos, são representadas através de semi-
reações e reação global, dadas por:
20
Zn0 (s) Zn
+2(aq) + 2 e
- (reação de oxidação)
Cu+2
(aq) + 2 e- Cu
0(s) (reação de redução)
Zn0
(s) + Cu+2
(aq) Cu0
(s) + Zn+2
(aq) (reação global)
3. Procedimento Experimental:
OBS.: - Antes de realizar os experimentos, escrever todas as reações químicas.
- Deve-se lavar bem os tubos de ensaio para uso posterior, pois resíduos de indicador
por exemplo, interferem no resultado.
- Para observar o que ocorre quando diferentes substâncias são aquecidas e misturadas,
inicialmente, anote as características da substância (estado físico, cor, odor, aspecto).
3.1 Aquecimento de substâncias sólidas (Figura 2):
Figura 2: Aquecimento de substâncias usando o bico de Bunsen
(a) Materiais e reagentes necessários:
nitrato de potássio
iodo
magnésio
tubos de ensaio
pinça de madeira
pinça metáltuica
espátulas
bico de Bunsen
(b) Metodologia:
Coloque uma pequena quantidade (uma espátula rasa) da amostra sólida em um
tubo de ensaio limpo e seco. Ajuste o bico de Bunsen e, com o auxílio de uma pinça de
madeira, aqueça o extremo inferior do tubo de ensaio que contém a amostra. Anote
tudo o que ocorre durante o aquecimento e o estado final do sistema aquecido.
OBS: O magnésio deve ser aquecido diretamente na chama com o auxílio de uma
pinça metálica.
ATENÇÃO: Os gases desprendidos pelo aquecimento do iodo são venenosos e atacam
a pele. Para o aquecimento desta substância, use um cristal pequeno e realize o
procedimento na capela.
NÃO APONTE O TUBO DE ENSAIO, DURANTE O AQUECIMENTO PARA
SI OU PARA O COLEGA.
21
→ Ao se aquecer uma substância qualquer, deve ser levada em conta a natureza da
substância e o tipo de aquecimento desejado. Se a substância for inflamável, então é
proibido usar qualquer tipo de chama. Se a substância for desconhecida, também não
se deve usar chama. Pode-se utilizar banho-maria (se a temperatura de aquecimento for
abaixo de 373 K) ou banho de óleo (para temperatura de aquecimento acima de 373 K)
ou manta de aquecimento. Somente se a substância não for inflamável, pode-se utilizar
o bico de gás.
3.2 Misturando diferentes substâncias:
(a) Materiais e reagentes necessários:
22
tubos de ensaio
provetas, béquer
espátula de plástico
estante para tubos
pipeta graduada de 5 mL
CaCO3
potássio metálico
bombril
fenolftaleína
conta-gotas
NaOH 0,1 mol/L
NaCl 0,1 mol/L
HCl concentrado
HCl 0,1 mol/L
AgNO3 0,1 mol/L
CuSO4.5H2O 0,2 mol/L
(b) Metodologia:
1. Em um tubo de ensaio, coloque uma pequena quantidade de CaCO3(s) e adicione a
ela 1,0 mL de HCl concentrado em solução. Anote suas observações. Há evidência de
que ocorreu uma reação química?
2. Cortar um pequeno pedaço de potássio metálico e adicionar a um béquer com água
(não se deve adicionar água sobre o metal, e sim, o contrário). (CUIDADO: REAÇÃO
EXOTÉRMICA). Anote suas observações. Há evidência de que ocorreu uma reação
química? Adicionar uma gota da solução de fenolftaleína na solução obtida no béquer.
Anote suas observações.
3. Faça uma bolinha de bombril e mergulhe-a em um tubo de ensaio contendo
aproximadamente 1,0 mL de solução de sulfato de cobre (II) pentaidratado. Aguarde
alguns minutos e observe se há evidência de reação química. Continue observando até o
final da aula.
4. Coloque 1 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L em um tubo de ensaio e junte a ela,
com agitação, 4 gotas do indicador fenolftaleína. Com o auxílio de uma pipeta graduada
zerada, acrescente, aos poucos e com agitação, HCl 0,1 mol/L, até perceber que a reação
terminou. Há evidência de que esteja ocorrendo uma reação química?
5. Coloque 1 mL de solução de nitrato de prata 0,1 mol/L em um tubo de ensaio e
acrescente, aos poucos e com agitação, 1 mL de solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L.
Centrifugue e observe. Há evidencia de que ocorreu uma reação química?
6. Coloque 1 mL de solução de sulfato de cobre (II) pentaidratado 0,2 mol/L em um
tubo de ensaio e acrescente, aos poucos e com agitação, 2 mL de solução de hidróxido
23
de sódio 0,1 mol/L. Anote suas observações. Há evidência de que ocorreu uma reação
química?
4. Bibliografia:
ALMEIDA, P. G. V. Química Geral (Práticas Fundamentais). 3ª ed. Viçosa: Editora
UFV. 1998. p. 111.
BRADY, J.E.; HUMISTON, G.E. Química Geral. 2ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 1986.
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. Tradução da 5a edição inglesa. São
Paulo, Editora Edgard Blucher Ltda, 1999. 527p.
PEQ – PROJETOS DE ENSINO DE QUÍMICA: Experiências de Química. São Paulo:
Editora Moderna, 1979.
QUAGLIANO, J.V.; VALLARINO, L.M. Química. Trad. Ainda Espínola. Rio de
Janeiro: Guanabara Dois, 1979.
RUSSEL, J.B. Química Geral. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alii. São Paulo:
MC Graw-Hill, 1982.
SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R. C. Introdução à Química
Experimental. São Paulo: MC Graw-Hill, 1990.
24
EXPERIMENTO 5: Preparação de Soluções
1. Objetivo: O problema a ser resolvido nesta experiência é o preparo de uma solução
aquosa de um sal, a partir do soluto sólido, e sua diluição, e o da preparação de uma solução
aquosa diluída de um ácido, pelo método da diluição de soluções concentradas em estoque.
2. Introdução
Uma solução, no sentido mais amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou mais
espécies de substâncias moleculares ou iônicas. Soluções podem ser formadas por qualquer
combinação dos três estados da matéria - sólidos, líquidos, gases - porém, são sempre
constituídas de uma única fase. Em química, trata-se principalmente das soluções no estado
líquido, constituído por gases, líquidos ou sólidos dispersos em líquido. Se esse líquido for água
a solução é denominada solução aquosa. A solução é composta por solvente (geralmente
presente em maior quantidade) e soluto (um ou mais).
As propriedades de uma solução dependem de sua composição e da natureza dos seus
componentes. A descrição quantitativa da composição de uma solução é feita especificando-se
sua concentração. Desta forma, as relações entre as porções de soluto e solvente em uma
solução podem ser expressas de diferentes maneiras, sendo algumas apresentadas a seguir:
Relação massa de soluto/massa total de solução, ou seja, a fração em massa do soluto,
que é usualmente transformada numa percentagem, conhecido como título ou
percentagem em massa. Assim, uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) com
titulo 70% contém 70 g de H2SO4 para cada 100 g de solução.
Relação massa de soluto/volume de solução, denominada concentração de soluto em
massa é bastante utilizada em indústrias, com unidade g/L ou kg/L.
Relação quantidade de matéria de soluto (número de mols)/volume de solução,
denominada concentração de soluto em quantidade de matéria (concentração molar).
Esta relação é a mais utilizada em laboratórios de Química em geral, sendo expressa na
unidade mol/L e seu use é recomendado pela IUPAC (União Internacional de Química
Pura a Aplicada). Esta é a relação que será usada neste experimento para expressar a
concentração de soluto.
Relação quantidade de matéria de soluto/massa de solvente, denominada molalidade e
tem unidade mol/kg; é utilizada sempre que se quer ter uma relação que não dependa
da temperatura. Deve-se salientar que as duas relações anteriores variam com a
temperatura, já que o volume da solução pode aumentar ou diminuir quando a
temperatura varia.
25
Cálculos para preparo de soluções
Soluções podem ser preparadas, mais comumente, a partir de um soluto sólido ou a
partir de uma solução concentrada em estoque desse soluto. Quando se prepara uma
solução, sabe-se que se quer obter certo volume da solução a uma dada concentração.
Assim, para preparar uma solução a partir de um soluto sólido há necessidade de se saber
qual o valor de massa do soluto que deve ser tomada; analogamente, no caso de soluto em
solução em estoque, há que se saber qual o volume da solução em estoque que deve ser
tomado. A seguir, estão exemplos dos cálculos que são usualmente feitos para determinar a
massa de soluto ou o volume de solução em estoque do soluto necessário em cada caso.
a. Preparo de solução (solutos sólidos)
Suponha que se necessite preparar 500,0 mL de uma solução aquosa de sulfato de
magnésio (MgSO4), cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,120 mol/L. Como
proceder para calcular a massa de soluto que deve ser tomada?
Inicialmente, deve-se calcular a quantidade de matéria de MgSO4 que deverá estar em
500,0 mL de solução, pois sabemos que em 1 litro da solução deve haver 0,120 mol de MgSO4.
Assim:
1 litro de solução -------------- 0,120 mol de MgSO4
0,5000 L de solução ----------- x
x = 0,0600 mol de MgSO4
Agora, basta calcular a massa correspondente à quantidade de matéria presente em
500,0 mL da solução. Para isto, utiliza-se a massa molar de MgSO4 (120,37 g/mL):
1 mol de MgSO4 ---------------- 120,37 g de MgSO4
0,0600 mol de MgSO4 -------- y
y = 7,22 g de MgSO4
Portanto, para preparar 500,0 mL de solução aquosa de MgSO4 de concentração 0,120
mol/L, basta dissolver em água 7,22 g do MgSO4 e levar o volume da solução até 500,0 mL
(balão volumétrico).
Cabe ressaltar que, uma solução aquosa de mesma concentração molar pode ser
preparada dissolvendo o dobro da massa de MgSO4 em água suficiente para perfazer 1000,0 mL
de solução ou metade da massa de MgSO4 em água suficiente para obter 250,0 mL de solução.
26
b. Diluição de solução
Suponha que se necessite preparar 50,00 mL de uma solução aquosa de sulfato de
magnésio, cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,0600 mol/L, a partir da solução
preparada anteriormente.
Inicialmente, deve-se calcular a quantidade de matéria de MgSO4 que deverá estar em
50,00 mL de solução, pois em 1 litro da solução deve haver 0,0600 mol de MgSO4. Desta forma:
1 litro de solução ---------------- 0,0600 mol de MgSO4
0,05000 L de solução ------------ x
x = 0,00300 mol de MgSO4
Agora, basta calcular que volume de solução de MgSO4 de concentração 0,120 mol/L
corresponde à quantidade de matéria presente em 50,00 mL da solução que se deseja preparar.
Assim:
1 litro de solução ---------------- 0,120 mol de MgSO4
y ---------------- 0,00300 mol de MgSO4
y = 0,0250 L ou 25,0 mL de solução de MgSO4 0,120 mol/L
Portanto, para preparar 50,00 mL de solução aquosa de MgSO4 de concentração 0,0600
mol/L, basta retirar uma alíquota de 25,0 mL da solução de anterior de concentração 0,120
mol/L, e completar com água até atingir o volume de 50,00 mL (em um balão volumétrico).
c. Solução de soluto em estoque
Para soluções aquosas de algumas substâncias mais comuns existem tabelas de títulos
em função da densidade (tabela 1, para ácido sulfúrico, H2SO4). Isso permite que se calcule a
concentração de soluto em massa ou em quantidade de matéria. Como a tabela 1 mostra, uma
solução aquosa de ácido sulfúrico de densidade 1553,3 g/L tem título de 65%, significando que
em um litro de solução, 1009,6 g são de ácido e 543,7 g de água.
Cabe ressaltar, entretanto, que essa relação entre título e densidade é utilizada mais
comumente para soluções concentradas comerciais. No caso de soluções diluídas, prefere-se
utilizar diretamente concentração em quantidade de matéria, já que a determinação precisa de
suas densidades é mais difícil.
Tabela 1. Título e densidade de soluções aquosa de ácido sulfúrico, a 20C
Título (%) Densidade (g/L) Título (%) Densidade (g/L)
1 1005,1 80 1727,2
5 1013,1 82 1749,1
10 1066,1 84 1769,3
15 1102,0 86 1787,2
20 1139,4 88 1802,2
25 1178,3 90 1814,4
27
30 1218,5 91 1819,5
35 1260,0 92 1824,4
40 1302,8 93 1827,9
45 1347,6 94 1831,2
50 1395,1 95 1833,7
55 1445,3 96 1835,5
60 1498,3 97 1836,4
65 1553,3 98 1836,1
70 1610,5 99 1834,2
75 1669,2 100 1830,5
Fonte: WEAST, Robert C. Handbook of Chemistry and Physics 57ª ed., Cleveland, CRC Press,
1976.
Suponha, agora, que se necessite preparar 250,0 mL de uma solução aquosa de ácido
sulfúrico cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,230 mol/L, a partir de solução em
estoque de título 95% e densidade 1,8337 g/mL. Como proceder para calcular o volume de
solução em estoque de H2SO4 que deve ser tomado?
Os dois primeiros passos do cálculo são os mesmos do cálculo anteriormente descrito
para solutos sólidos. Inicialmente se calcula a quantidade de matéria de H2SO4 que deverá estar
em 250,0 mL de solução de concentração 0,230 mol/L, ou seja:
1 litro de solução -------------- 0,230 mol de H2SO4
0,2500 L de solução ----------- x
x = 0,0575 mol de H2SO4
Utilizando a massa molar de H2SO4 (98,08 g/mol), calcula-se a massa de ácido
necessária, isto é:
1 mol de H2SO4 --------------- 98,08 g de H2SO4
0,0575 mol de H2SO4 -------- y
y = 5,64 g de H2SO4
Mas, como determinar o volume de solução em estoque que contém essa massa de
H2SO4? Isto é feito utilizando-se o título e a densidade da solução em estoque. O título permite
que se calcule qual a massa de solução em estoque que contém essa massa de H2SO4 (o resto
da massa é de água), e como o título é 95%, então:
100 g de solução em estoque ----------- 95 g de H2SO4
z ----------- 5,64 g de H2SO4
z = 5,9 g de solução estoque
Finalmente, através da densidade, pode-se obter o volume de solução em estoque que
contém a massa desejada, ou seja:
1,8337 g de solução em estoque -----------1 mL de solução em estoque
5,9 g de solução em estoque --------------- w
28
w = 3,2 mL de solução em estoque
Portanto, para preparar 250,0 ml de solução aquosa de H2SO4 de concentração 0,230
mol/L, basta adicionar à água 3,2 mL da solução em estoque de ácido concentrado e avolumar
até 250,0 mL.
Técnicas de preparação de solução
No preparo de soluções, é muito importante minimizar os erros associados às medidas
de volumes, portanto, utiliza-se o balão volumétrico e a pipeta (Tabela 2 ilustra os valores dos
limites de erros usualmente associados aos volumes nominais de balões volumétricos).
Tabela 2. Limites de erros associados aos volumes nominais de balões volumétricos
Capacidade/mL Limite de erro/mL
1 0,010
2 0,015
5 0,02
10 0,02
25 0,03
50 0,05
100 0,08
250 0,12
500 0,20
1000 0,30
2000 0,50
Ao preparar uma solução, o soluto (sólido, líquido ou sua solução concentrada) deve ser
inicialmente dissolvido em um copo de béquer, utilizando-se um volume de solvente inferior ao
volume final de solução a ser preparado (caso haja desprendimento de calor, deve-se esperar
até que solução volte à temperatura ambiente). Em seguida, essa solução deve ser transferida
quantitativamente, com auxílio de um bastão de vidro e um funil, para um balão volumétrico de
volume igual ao que se deseja preparar de solução. Deve se ter o cuidado de lavar o copo de
béquer, o funil e o bastão, com pequenas quantidades de solvente, transferindo-as para o balão.
Adiciona-se solvente até que a parte inferior do menisco esteja tangenciando a marca
indicativa no pescoço do balão correspondente ao seu volume nominal. Preparada a solução, a
mesma deve ser homogeneizada invertendo-se o balão volumétrico (bem tampado) diversas
vezes.
O procedimento de, inicialmente, dissolver o soluto em um béquer, ao invés de
diretamente no balão volumétrico, tem uma forte justificativa: por exemplo, a diluição de soluções
concentradas de ácidos ou bases (ou dissolução de bases) é, em geral, acompanhada por um
grande desprendimento de calor (reação exotérmica), o que eleva a temperatura da solução.
Como o volume nominal dos balões volumétricos, é geralmente, calibrado a 20C, não é
29
recomendado colocar soluções aquecidas em balões, nem expor os mesmos a temperaturas
elevadas (por isso, não devem ser secos em estufas). O desprendimento de calor ocasionado
pela dissolução de soluções concentradas de ácidos é tão grande que somente deve dissolvê-
los em água, isto é, não se deve dissolver água neles, pois, nesse caso, a solução pode chegar
a ferver e espirrar. Portanto, JAMAIS ADICIONE ÁGUA À UMA SOLUÇÃO CONCENTRADA DE
UM ÁCIDO; sempre adicione o ácido à água.
3. Procedimento Experimental
3.1. Material Necessário
Soluto sólido, Solução aquosa concentrada de ácido, Pisseta com água destilada,
Balões volumétricos de diferentes capacidades, Copo de Becker, Funil, Bastão de vidro, Pipeta
graduada, Pipetador de borracha, Balança Digital, Etiquetas.
3.2. Procedimento
1) Preparação de uma solução aquosa de um sal, a partir do soluto sólido.
Preparar 50,0 cm3 de uma solução aquosa do sal CuSO4.5 H2O, pureza de 99%, cuja
concentração seja de 0,10 mol.L-1
. Dados: Massa Molar do CuSO4.5 H2O = 249,68 g.mol-1
).
OBS: A pureza do sal deve ser levada em consideração nos cálculos.
ATENÇÃO: Os cálculos para determinar a massa de soluto necessária no preparo da
solução acima devem ser efetuados previamente (antes da aula prática) e apresentados ao
professor.
2) Preparação de uma solução aquosa diluída a partir da solução preparada no item (1)
(procedimento de diluição).
Preparar 100,0 cm3 de uma solução aquosa diluída de concentração 0,010 mol.L
-1, a
partir da solução preparada no item (1).
Retire o volume de solução usando uma pipeta graduada com o auxílio de um pipetador
de borracha (APENDICE 1). A seguir, proceda de acordo com as técnicas descritas
anteriormente.
ATENÇÃO: Os cálculos para determinar o volume de solução a ser tomado devem ser
efetuados previamente (antes da aula prática) e apresentados ao professor.
3) Preparação de uma solução aquosa diluída de um ácido a partir da solução
concentrada em estoque (essa solução será utilizada no próximo experimento em 08/12/2015)
30
Preparar 100 cm3 de uma solução aquosa diluída de ácido clorídrico 0,1 mol.L
-1, a partir
de uma solução concentrada em estoque. Dados: Massa molar do HCl = 36,46 g.mol-1
,
densidade = 1,19 g.cm3 e porcentagem em peso = 37%.
ATENÇÃO: Os cálculos para determinar o volume de solução concentrada em estoque a
ser utilizado na preparação da solução acima devem ser efetuados previamente (antes da
aula prática) e apresentados ao professor.
A seguir, proceda como no caso da solução anterior.
CUIDADOS: - Ácidos concentrados devem ser manipulados na capela.
- Nunca pipete com a boca.
- Sempre adicione o ácido concentrado à água.
4. Referências bibliográficas
ROCHA FILHO, R. C. Introdução a Química Experimental São Paulo, Mcgraw-Hill, 1990.
KOTZ, J. C. TREICHEL Jr. Química e Reações Químicas, Thomson Pioneira, 2005.
APÊNDICE 1
Pipetador de Borracha
Existem diversas formas de se evitar o uso da boca durante a operação de pipetagem.
Todavia, a mais prática e versátil é a utilização de um pipetador de borracha (Figura 1), que nada
mais é que um bulbo de borracha no qual se pode fazer vácuo. Esse aparelho tem três válvulas
para passagem de ar: A, S e E. A válvula A ao ser pressionado, abre-se, permitindo retirar o ar
do bulbo, isto é fazer vácuo; uma vez evacuado o bulbo ao se pressionar a válvula S, consegue-
se succionar para dentro da pipeta o volume desejado de líquido. Finalmente, esse volume de
líquido pode ser transferido, isto é, a pipeta pode ser esvaziada, precionando-se a válvula E.
Figura 1 – Pipetador de borracha.
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EXPERIMENTO 6: Titulação: acidimetria e alcalimetria
1. Objetivo: Operar a técnica de análise volumétrica ou titulação e calcular a concentração
da solução alcalina e massa do fragmento de sódio (Na) utilizado no experimento.
2. Introdução:
Processo de análise elementar quantitativa, onde a concentração de um determinado
componente de interesse na solução que chamamos de solução-problema é determinada a partir
de outra solução com reagente de concentração conhecida que chamamos de solução titulante
ou padrão. De modo geral colocamos a solução padrão na bureta cuidadosamente a torneira na
parte inferior da mesma é aberta e é deixado gotejar (lentamente) sobre a solução-problema que
fica no frasco de erlenmeyer.
O final da análise é quando se atinge o ponto de equivalência (viragem), que pode ser
sinalizado por uma mudança de cor, turbidez e ou pelo aparecimento de um precipitado ou
mesmo por meio de instrumentação especializada. Frequentemente se recorre ao uso de
substâncias indicadoras do ponto final de titulação. Como exemplo tem-se a fenolftaleina,
alaranjado de metila ou azul de bromotimol. Existem muitos indicadores e cada um deles muda
de cor em uma região diferente de pH (viragem de pH); deve-se saber escolher o indicador pelo
conhecimento dessa faixa de viragem. A tabela abaixo mostra as diferentes faixas de pH de
cada indicador:
INDICADOR FAIXA DE TRANSIÇAO MUDANÇA DE COR
Alaranjado de metila 3,1– 4,4 Vermelho p/ alaranjado
Vermelho de metila 4,4 – 6,2 Vermelho p/ amarelo
Azul de bromotimol 6,2 – 7,6 Amarelo p/ azul
Fenolftaleína 8,0-9,4 Incolor p/ vermelho
Reações de Neutralização:
Ácidos e Bases de Arrhenius são substâncias que em solução aquosa, levam a um aumento
de concentração dos íons H+ e OH
-, respectivamente. Uma das propriedades desses íons é que
eles reagem um com o outro, num processo conhecido como NEUTRALIZAÇÃO. Essa reação é
representada pela equação iônica:
H3O+
(aq) + OH-(aq) → 2 H2O(l)
Se após a reação, o número de íons hidrônio é igual ao número de íons hidroxila, a
solução deixa de ser ácida ou básica, tornando-se neutra, e a reação é de neutralização. Uma
reação típica é aquela entre o ácido clorídrico e hidróxido de sódio:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(i)
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3. Procedimento Experimental:
(a) Adicione um pedaço de sódio metálico (Na) a um béquer contendo 25,0 mL de água
destilada. Escreva a reação química que ocorre. (REALIZAR NA CAPELA)
(b) Medir o pH da solução alcalina (uso do pHmetro). Anote o valor do pH.
(c) Transfira o produto obtido no béquer para um erlenmeyer de 250,0 mL e acrescente
algumas gotas de fenolftaleína. Anote suas observações.
(d) Titule a solução alcalina com solução aquosa de ácido clorídrico 0,10 mol.L-1
preparado na aula anterior. Anote o volume gasto de ácido clorídrico e escreva a
reação química que ocorre.
(e) Transfira a solução para um béquer. Medir o pH da solução após a titulação (uso do
pHmetro). Anote o valor do pH.
(f) Calcular a concentração da solução alcalina.
(g) Calcular a massa do fragmento de sódio (Na) utilizado no experimento.
4. Referências Bibliográficas.
1. G. C. Pimentel & R.D. Spratley, Química, um tratamento moderno, V1, Trad. E.
Giesbrecht, Ed. Ed. Bluchter, S. Paulo, 1978, 112-143.
2. B.H. Mahan, Química, um curso universitário, Trad. E. Giesbrecht, Ed. Ed. Bluchter, S.
Paulo, 1970, 177-187.
3. BRÁDY, J.E., Química Geral. Rio de Janeiro, Livros Técnicos Cientificos, 1982.
4. RUSSEL, J.B, Quimica Gerai. São Paulo, Makron Books, 1994.