polígrafo química geral teórica ufrgs

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL - QUI-01-003

Orientações

ORIENTAÇÕES DE COMO DEVEMOS PROCEDER DENTRO DE UM LABORATÓRIO

01 - Mantenha seu lugar de trabalho em perfeito estado de limpeza e evite todo obstáculo

inútil em redor da aparelhagem em funcionamento.

02 - Não coloque lanches, etc. sobre as mesas do laboratório; elas podem estar com

produtos corrosivos, venenosos e inflamáveis derramados.

03 Nunca use tubos de vidro com as bordas cortantes, mesmo nos casos de urgência.

04 - Não faça força sobre o vidro.

05 - Lubrifique os tubos de vidro para introduzí-los nas rolhas. No caso de rolhas de

borracha, use glicerina como lubrificante.

06 - Proteja suas mãos com luvas de couro ou PVC ao colocar um tubo em uma rolha.

07 - Os frascos de amostras contaminadas com soluções ácida, cáustica ou outros

materiais corrosivos devem ser lavados com água após serem usados.

08 - Nunca exceda as pressões e temperaturas que tenham sido designadas como limites

máximos de segurança para um determinado aparelho.

09 - Vidros quebrados devem ser jogados em recipientes próprios e nunca despejados

junto com outros detritos.

10 - Para parar qualquer máquina em movimento, use somente os breques, não use as

mãos.

11 - Ao sifonar ou pipetar líquidos corrosivos, nunca faça a sucção com a boca.

12 - Materiais tóxicos, voláteis, tais como: anilina, bromo, diversos ácidos minerais

concentrados, etc., devem ser manipulados debaixo de uma capela que tenha boa tiragem

ou, na falta desta, ao ar livre, fora do laboratório, com as devidas precauções.

13 - Soluções empregando materiais voláteis e evaporações devem ser manipuladas na

capela.

14 - Amostras e produtos químicos em recipientes sem rótulos não devem ser usados.

15 - Mantenha todas as amostras arrolhadas ou tampadas, quando não em uso.

16 - Utensílios de vidro que estiverem trincados ou tiverem bordas lascadas não devem

ser usados.

17 - Amostras quentes devem ser cobertas e permitidas que esfriem.

Orient. 02

18 - Roupas contaminadas devem ser trocadas quando a contaminação é de origem

inflamável ou nociva à saúde.

19 - Use o bico de Bunsen somente em lugares isentos de inflamáveis ou explosivos.

20 - Nunca despeje inflamáveis em recipientes que estejam sobre o bico de Bunsen,

fogareiros ou aquecedores elétricos.

21 - Coloque os recipientes contendo produtos em seus lugares apropriados, isso evitará

erros nas análises e evitará, também, possíveis acidentes.

22 - Jogue o lixo nos recipientes apropriados (adequados).

23 - Não espalhe desordenadamente seu material de trabalho, tenha-o sempre arrumado e

limpo.

24 - Cuidado com reações violentas ou que desprendam rapidamente muito calor,

(preparações de algumas soluções ácidas ou alcalinas, neutralização).

25 - No caso de diluições, derrame sempre o ácido na água e não a água no ácido.

26 - Toda a reação deve ser feita antes com pequenas quantidades e com muito cuidado.

27 - Evite tocar em produtos que não conhece.

28 - Não procure, com fins recreativos, misturar reativos e produtos sem saber o que vai

acontecer.

29 - Evite respirar fumaça, vapores, etc. de produtos que não conhece, mesmo que eles

não pareçam perigosos.

30 - Rotule os recipientes antes de enchê-los.

31 - Não encha nunca um recipiente com um produto que não corresponda ao rótulo

indicado.

32 - Não beba água, café, leite, chá ou refrigerantes em recipientes que não sejam

apropriados (béquer, etc.).

33 - Não jogue nas pias líquidos corrosivos ou inflamáveis que não tenham sido

previamente diluídos.

34 - Não tire os ralos protetores dos orifícios de evacuação das pias.

35 - Se, por acaso, quebrar um tubo ou frasco de vidro, não apanhe os estilhaços com as

mãos. Use uma escova ou vassoura e não um pano.

36 - Redobre sua atenção quando estiver fazendo análise de produtos para poder

interpretar corretamente os resultados.

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL

INSTITUTO DE QUÍMICA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL - QUI-01-003

Técnicas I

TÍTUL0: CHAMA E PESAGEM

PARTE A - Bico de Bunsen e Estudo da Chama

O calor para experiências de laboratório provém do clássico Bico de

Bunsen. Fundamentalmente, sua construção é mostrada na Figura 1. O gás chega ao bico

por meio de um tubo. O ar e o gás misturam-se no tubo. Acende-se a mistura ar-gás por

meio de uma chama que se aproxima do topo do tubo de ignição.

O método apropriado para acender o tubo é fechar a entrada de ar,

girando o anel, abrir o gás, através da válvula, e acender. A chama será larga e amarela.

Gradualmente, abre-se a entrada de ar até que a chama tome coloração azul. Na mistura

ideal ar-gás distinguem-se dois cones: um cone interior com chama azul e outro mais

externo, violeta.

O ponto mais quente da chama é, justamente, o topo do cone azul. Se,

durante o funcionamento do bico, ouvir-se um ruído típico, deve-se regular a entrada de

ar e de gás.

Eventualmente, quando a mistura de ar e de gás não estiver bem

regulada, a queima se dá dentro do tubo. Se isto acontecer, apague imediatamente o bico,

não deixando o gás escapar, a fim de evitar explosões. Para o estudo da chama, observe a

Figura 2.

O método apropriado para desligar o bico é:

1o) Fechar a torneira da mesa do laboratório;

2o) Fechar a entrada de gás do Bico de Bunsen.

Exp.Tec. I.2

PARTE B - Técnica de Pesar

A construção das balanças analíticas assinalou um notável progresso nas

últimas décadas. O aperfeiçoamento na construção das balanças analíticas foi marcado

pelo esforço em aumentar a sensibilidade dos aparelhos e, ao mesmo tempo, simplificar e

abreviar a operação de pesagem. Em nosso laboratório, dispomos de balanças

eletrônicas de um prato em grau analítico (4 casas decimais) e em grau semi-analítico

(2 e 3 casas decimais). As balanças eletrônicas devem estar localizadas em bancadas

apropriadas, planas e construídas em concreto, para evitar oscilações. É sempre

aconselhável que as balanças sejam ligadas 30 minutos antes do uso, para ambientação e

autocalibração. As balanças analíticas são extremamente sensíveis e deve-se ter o

máximo cuidado em seu manuseio e manutenção.

Antes de iniciar o processo de pesagem, verifique se o prato da balança está

limpo e se ela está zerada. Tare a balança com o recipiente no qual vai ser colocado o

material a ser pesado. Adicione o material e faça a leitura diretamente no mostrador. Em

hipótese alguma coloque reagente diretamente sobre o prato da balança. Conserve-a

limpa, tendo o cuidado para não deixar cair reagente sobre a balança.

PROCESSO:

Determine a massa de um objeto que o professor lhe fornecer nas três

balanças: analítica e semi-analítica de 2 e 3 casas decimais. Compare os resultados.





Técnicas I

TÍTUL0: CHAMA E PESAGEM

PARTE A - Bico de Bunsen e Estudo da Chama

PROCESSO:

Treine acender e apagar corretamente o Bico de Bunsen. Observe as regiões

da chama.

PARTE B - Técnica de Pesar

PROCESSO:

Determine a massa de dois objetos que o professor lhe fornecer nas três

balanças: analítica e semi-analítica de 2 e 3 casas decimais. Compare os resultados.

Balança Objeto 1

Valor Pesado

Arredondamento para 3 casas decimais


Semi-Analítica (2 casas decimais)

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _


_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

Analítica (4 casas decimais)

Balança Objeto 2

Valor Pesado




_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _


_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

Analítica (4 casas decimais)





Técnicas II

TÍTUL0: LIMPEZA DE VIDRARIA, MEDIDAS DE VOLUME,

DECANTAÇÃO E FILTRAÇÃO PARTE A - Limpeza de Material

Por ocasião do uso de um aparelho volumétrico ou de qualquer outro utensílio

de vidro de um laboratório, os mesmos devem encontrar-se em perfeito estado de

limpeza. A matéria gordurosa impede o perfeito escoamento nos aparelhos volumétricos,

além de causar a inexatidão do trabalho. Por isso, em primeiro lugar, deve-se encher o

aparelho volumétrico ou qualquer outro recipiente com água da torneira. Retira-se a

mesma e observa-se se houve escoamento completo ou se permaneceram gotículas que

indicam a presença de pontos gordurosos. Lava-se com detergente e escova (quando

possível), enxaguando bem com água da torneira. Se ainda persistir as gotículas, faz-se

uso do Extran. Caso contrário, procede-se o enxágüe com água destilada.

Coloca-se o Extran no aparelho com as gotículas, deixando-se em contato por

3 a 5 minutos. A seguir, recolhe-se a mistura para o frasco de origem. Esta mistura tem

um efeito corrosivo sobre a pele, portanto deve-se manusear com cuidado. Após, o

aparelho é lavado várias vezes com água da torneira e, em seguida, duas ou três vezes

com água destilada, secando as paredes externas.

TAREFA: Limpar um Bequer, uma proveta e uma pipeta.

PARTE B - Equipamento para Medida de Volume

Para se efetuar medida de volume de líquido, são empregados vários tipos de

aparelhos que podem ser classificados de duas maneiras:

1. Aparelhos calibrados para conter um certo volume de líquidos.

Ex.: Balão volumétrico.

2. Aparelhos calibrados para dar escoamento a um certo volume de líquido.

Ex.: Pipeta volumétrica, bureta.

A medida de líquidos com qualquer aparelho está sujeita a uma série de erros

devido às seguintes causas:

- Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida.

- Dilatação e contração provocados pelas variações de temperatura.

- Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos.

Exp.Tec. II.2

Estes erros afetam a precisão do aparelho, por isso a bureta é mais precisa que

a pipeta graduada, que por sua vez é mais precisa que a proveta. O béquer e o

erlenmeyer não apresentam precisão.

A leitura do volume contido no aparelho é feita comparando-se o nível do

líquido com as linhas calibradas existentes nas paredes do aparelho.

O nível do líquido é usualmente considerado a parte inferior do menisco

(superfície curva do líquido), que é mais facilmente localizada quando se coloca um

retângulo preto a 1mm abaixo do menisco. Este ficará com uma coloração escura,

facilitando a leitura. Esta deve ser feita quando a curvatura inferior do menisco

coincidir com a altura dos olhos. Evita-se, assim, o erro de paralaxe.

1o) PIPETAS

Temos dois tipos de pipetas: pipetas de transferência (ou volumétricas) e

pipetas graduadas. As de transferência apresentam um bulbo na parte central e apenas

um traço de referência e servem para escoar um determinado volume de um recipiente

para outro. Com pipetas graduadas pode-se medir vários volumes.

Uso de pipetas em geral:

Depois de perfeitamente limpa, a pipeta é ambientada lavando-se com

pequenas quantidades da solução a medir para remoção de possíveis gotas de água

destilada que provocariam uma pequena diluição na solução. Em seguida, é introduzida

na solução, tendo o cuidado de evitar a formação de bolhas; faz-se a sucção (nunca com

a boca) até acima da marca do zero e a extremidade superior é fechada com o dedo

indicador. Seca-se a parte externa da pipeta com um papel filtro. Depois, relaxando

levemente a pressão do dedo, deixa-se escoar lentamente o líquido para zerar e, só

então, procede-se o escoamento desejado. Após o escoamento, aguarda-se 15 segundos.

Se alguma gota ainda ficar na posição inferior da pipeta, esta é removida encostando-se

a mesma contra a parede do recipiente. Nunca deve-se soprar a pequena porção de

líquido que fica retido na extremidade da pipeta, salvo em pipetas especiais.

2o) BURETAS

São formadas por cilindros de vidro graduados, tendo torneiras que servem

como dispositivos de controle de vazão. As buretas são aparelhos que se encontram

fixados verticalmente nos chamados suportes para buretas. Antes do uso, ela deve ser

limpa com Extran. Após a limpeza, a torneira da bureta, quando for de vidro, deve ser

lubrificada, pois o Extran ataca a vaselina. Por isso, retira-se e seca-se a torneira com

papel de filtro, colocando-se, com o dedo, a mínima quantidade de vaselina nas

extremidades da torneira. Repõe-se a torneira no seu lugar, previamente limpo e seco,

girando-se até sentí-la perfeitamente adaptada.Quando a torneira for de Teflon, não

deve ser lubrificada com vaselina. Caso a bureta já esteja limpa (sem gotículas após o

escoamento de água), não é necessária a lubrificação da torneira, pois o desmonte

constante desta pode ocasionar vazamentos posteriores.

Exp.Tec. II.3

A bureta, depois de limpa, é lavada três vezes com 5ml de solução, que é

adicionada por intermédio de um pequeno funil, de forma que o fluxo descendente lave

as paredes internas da bureta. Depois de lavada, enche-se a bureta com solução até um

pouco acima da marca do zero, verificando se não há vazamento e/ou bolhas de ar na

porção da bureta abaixo da torneira.

3o) BALÕES VOLUMÉTRICOS

Os balões volumétricos são balões de fundo chato, gargalo comprido e

calibrados para conter determinados volumes líquidos. O gargalo deve ser estreito para

que uma pequena variação de volume provoque uma sensível diferença na posição do

menisco.

Os balões volumétricos são usados na preparação de soluções de

concentração conhecida. O reagente é devidamente pesado e passado para um béquer,

onde é dissolvido. A solução assim obtida é passada para o balão. O béquer é lavado

várias vezes com pequenas porções de água destilada para que ocorra uma

transferência quantitativa, cuidando-se para não exceder a marca do gargalo. Só então a

solução é diluída, fazendo-se o solvente escoar pelas paredes do balão, até que o

líquido chegue à extremidade inferior do gargalo. Se o gargalo estiver molhado, espera-

se o tempo suficiente para que o líquido escoe pelas paredes, secando, se necessário, a

parte superior da marca com papel filtro. Faz-se o ajustamento final, com o auxílio de

uma pipeta, de tal maneira que o menisco fique tangente ao traço de referência. Em

seguida, agita-se vigorosamente até que a solução se misture perfeitamente. Em caso de

diluições de soluções concentradas, se este processo for exotérmico, procede-se uma

diluição inicial num béquer com pouco volume de água. Espera-se esfriar e, então,

repete-se o procedimento para reagentes sólidos, acima citado.

TAREFA: Treinar medidas de volumes em provetas, buretas, pipetas e balões

volumétricos, usando-se água da torneira.

Exp.Tec.II.4

PARTE C - Decantação Sólido-Líquido

Um dos métodos mais simples de separação de misturas heterogêneas em

laboratórios é a decantação. A decantação serve para a separação de misturas

heterogêneas, sejam misturas heterogêneas sólido-líquido

ou misturas heterogêneas líquido-líquido.

No caso da decantação sólido-líquido, que é

nosso objeto de estudo no momento, deixa-se o sólido

sedimentar no fundo do béquer e então, cuidadosamente,

verte-se a maior parte do líquido para outro béquer, com

o auxílio de um bastão, conforme a Figura 1.

TAREFA:

Junte 20 mL de solução de BaCl2 com 20 mL de solução de Na2CO3 num

béquer de 100 mL. Separe o sólido do líquido, por decantação, deixando em repouso

por mais ou menos 60 minutos (a mesma amostra será utilizada pelos processos de

filtração).

1) Equacione a reação e registre suas observações no verso da folha anterior.

PARTE D - Filtração

Um dos problemas comuns em laboratórios é separar um líquido de um

sólido. Freqüentemente se utiliza a filtração. A filtração consiste na separação de um

sistema bifásico (sólido-líquido), fazendo passar a fase líquida (filtrado) através de um

meio que retém a fase sólida (precipitado). O filtro mais econômico é o de papel.

Uma das maneiras de preparar o papel

de filtro é a seguinte: o papel de filtro de forma

circular é dobrado pela metade e depois esta

metade é dobrada novamente, adquirindo

aproximadamente um quarto do tamanho original.

A segunda dobra deve ser feita de maneira que

fique um intervalo de 5mm entre as duas pontas,

como na Figura 2.1.

Exp.Tec.II.5

De uma das pontas do papel, rasga-se um

pequeno triângulo irregular, para facilitar a adesão do

papel ao funil, conforme a Figura 2.2, ao lado.

Em seguida, abre-se o papel de tal maneira que

adquira a forma de um cone e coloca-se no funil de modo

que o corte no papel fique aderido ao vidro. Para uma

rápida filtração, o papel deve ser ajustado no funil de

modo que o ar não penetre entre o papel e o funil. Para

isso, coloca-se um pouco de água destilada sobre o papel

para ajustá-lo às paredes do funil, conforme a Figura 3.

Quando o funil estiver bem selado, o líquido ficará retido

na coluna do funil e o seu peso ajuda a puxar o líquido

através do papel.

A fim de não perder material, deve-se usar a técnica

da Figura 4, ao lado. Cuide para que a superfície do

líquido dentro do funil não alcançe o topo do papel.

O processo de separação pode ser acelerado através

de uma filtração por sucção, a chamada filtração a

pressão reduzida. Como na filtração a pressão reduzida

a sucção é forte, é necessário um funil especial,

chamado funil de Büchner. O papel, neste caso, não é

dobrado. O papel, de forma circular, é cortado de

maneira que fique a meia distância entre a última linha

de furos e a parede do funil, nunca podendo “subir

pelas paredes” do mesmo, o que causaria vazamentos.

Exp.Tec.II.6

Coloque o papel de filtro úmido sobre o funil. Adapte

o funil de Büchner num kitassato. A saída lateral do

kitassato é ligada à trompa d'água por meio de uma

mangueira de borracha. A Figura 5 exemplifica a

montagem do sistema. A torneira deverá permanecer

aberta enquanto durar a filtração. Para desligar o

conjunto, desfaz-se a conecção entre o kitassato e a

trompa (ponto 1 da Fig. 5) e, após, fecha-se a torneira.

Caso contrário, a água entrará para dentro do kitassato.

OBS.: A trompa d'água possui uma seta que deve ser dirigida para baixo para evitar o

retorno d'água para dentro do kitassato.

TAREFA:

Junte num béquer de 100 mL, 20 mL de solução de cloreto de bário com

20 mL de solução de carbonato de sódio. Separe o sólido por filtração simples. Repita o

processo para filtração à pressão reduzida.

2) Observe o que aconteceu e equacione.

3) Compare os três processos anteriores de separação sólido-líquido:

Decantação, Filtração Simples e Filtração à Pressão Reduzida quanto aos aspectos:

- Velocidade de separação.

- Aspecto da fase sólida obtida (+ ou - úmido).

- Aspecto da fase líquida obtida (límpida ou turva).

4) Explique por que, depois da separação, a fase líquida pode ser descartada na

pia.

OBS: Recolha os resíduos (precipitado), junto com o papel de filtro, para o frasco de

resíduos sólidos.





Técnicas II

TÍTUL0: LIMPEZA DE VIDRARIA, MEDIDAS DE VOLUME,

DECANTAÇÃO E FILTRAÇÃO PARTE A - Limpeza de Material

TAREFA: limpe um béquer, uma proveta e uma pipeta.

PARTE B - Equipamento para Medida de Volume

TAREFA: treine medidas de volumes em provetas, buretas, pipetas e balões

volumétricos, usando-se água da torneira.

PARTE C - Decantação Sólido-Líquido

TAREFA: junte 20 mL de solução de BaCl2 com 20 mL de solução de Na2CO3 num

béquer de 100 mL. Separe o sólido do líquido, por decantação, deixando em repouso por

mais ou menos 60 minutos.

1) Equacione a reação e registre suas observações.

Exp.Tec. II.2 PARTE D - Filtração

TAREFA: junte num béquer de 100 mL, 20 mL de solução de cloreto de bário com

20 mL de solução de carbonato de sódio. Separe o sólido por filtração simples. Repita o

processo para filtração à pressão reduzida.

2) Observe o que aconteceu e equacione.

3) Compare os três processos anteriores de separação sólido-líquido: Decantação,

Filtração Simples e Filtração à Pressão Reduzida quanto aos aspectos:

- Velocidade de separação.

- Aspecto da fase sólida obtida (+ ou - úmido).

- Aspecto da fase líquida obtida (límpida ou turva).

PROCESSO

SÓLIDO LÍQUIDO TEMPO EFICIÊNCIA

Decantação

Filtração simples

Filtração à P reduzida

4) Explique por que, depois da separação, a fase líquida pode ser descartada na

pia.

OBS: Recolha os resíduos (precipitado), junto com o papel de filtro, para o frasco de

resíduos sólidos.





Técnicas III

I - TÍTUL0: PREPARAÇÃO, DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES II - INTRODUÇÃO

Solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias. As

soluções podem ser formadas por qualquer combinação dos três estados físicos da matéria:

gases, líquidos e sólidos, porém são sempre constituídas de uma única fase. Nosso estudo se

restringirá a soluções binárias líquidas, isto é, soluto sólido ou líquido dissolvido em

solvente líquido.

Uma solução pode ser:

a) Saturada: quando o soluto está dissolvido no solvente, em uma certa

temperatura em quantidade tal que, se adicionarmos mais soluto, esse excesso não mais se

dissolve.

b) Não-Saturada: quando o soluto está dissolvido no solvente, em uma certa

temperatura, em quantidade inferior à da saturação.

c) Super-Saturada: quando o soluto está dissolvido no solvente, em uma certa

temperatura, numa quantidade acima à da saturação, mas sem precipitar; é uma situação

instável.

Define-se Coeficiente de Solubilidade de um soluto num dado solvente e a uma

dada temperatura, como a sua concentração na solução saturada, nesta temperatura

específica. Em soluções líquidas, o efeito da pressão é desprezível.

Mas o que ocorre entre as partículas de soluto e solvente, quando estes são

misturados a fim de formar uma solução?

Três processos são possíveis:

1o) Dissolução Química: envolve uma reação química entre soluto e solvente. Por

exemplo, o Zn se dissolve em HCl porque ocorre a seguinte reação de oxi-redução:

Zn(s) + 2 HCl(aq) H2(g) + ZnCl2(aq).

2o) Solvatação: são interações entre as partículas de soluto e de solvente do tipo

dipolo permanente-dipolo permanente ou íon-dipolo permanente. Se o solvente for água, a

solvatação recebe o nome de hidratação. Por exemplo, quando misturamos álcool e água,

ocorrem interações do tipo ligações de hidrogênio entre as moléculas dessas substâncias.

Exp.Tec. III.2

3o) Dispersão: quando as interações que ocorrem entre as partículas de solvente e

de soluto são, fundamentalmente, do tipo London (dipolos instantâneos). Por exemplo, a

parafina se dissolve no benzeno porque, em ambas as substâncias, ocorrem forças

intermoleculares tão fracas que as moléculas de benzeno formam um meio no qual as

moléculas de parafina podem se dispersar. Se um dos componentes for polar, poderá haver

uma dispersão muito pequena devido à interações do tipo dipolo permanente-dipolo

instantâneo.

De modo geral, podemos generalizar afirmando que "SEMELHANTE

DISSOLVE SEMELHANTE", isto é, substâncias polares são mais solúveis em substâncias

polares, bem como substâncias apolares são mais solúveis em substâncias apolares.

A concentração de uma substância é a maneira de expressar as quantidades

relativas de cada componente da solução. As expressões de concentração mais comumente

usadas são: concentração molar (mol/L), Fração Pondero-Volumétrica (g/L ou g/mL) e

Fração Molar.

III - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 02 Bequers de 100 mL - HCl concentrado p.a.

- 02 Bequers de 250 mL - NaOH p.a.

- 02 Balões Volumétricos de 100 mL

- 01 Balão Volumétrico de 250 mL

- 01 Espátula de Porcelana

- 01 Pipeta Graduada de 10 mL

- 01 Pipeta Volumétrica de 20 mL

- 01 Pipeta Volumétrica de 25 mL

- 01 Frasco Lavador

IV - PROTOCOLO DE REAGENTES

Pesquise e apresente um breve comentário sobre os cuidados e manuseio dos

seguintes reagentes:

* Ácido clorídrico

* Hidróxido de Sódio p.a.

Exp.Tec. III.3

V - PROCEDIMENTO E QUESTIONÁRIO

A) Preparação de uma solução de HCl 1 mol/L

Calcule o volume de ácido clorídrico concentrado (36,5 % em massa

e densidade 1,184 g/mL) que é necessário para preparar 100 mL de uma solução de

HCl 1 mol/L.

Pipete o volume calculado e transfira-o, gota a gota, pelas paredes e com

agitação, para um béquer de 50 mL já contendo aproximamente 20 mL de água destilada.

Após esfriar, transfira para um balão volumétrico, seguindo o procedimento

descrito na experiência II (3o item da PARTE B).

IMPORTANTE: Toda solução ácida ou básica deve ser preparada adicionando-se ácido ou

base à água (e nunca o contrário) para evitar explosão, devido ao alto calor de dissolução

desses reagentes.

1) Apresente todos os cálculos efetuados para o preparo desta solução.

B) Preparação de uma solução de HCl 0,1 mol/L

A partir da solução preparada anteriormente, prepare, por diluição,

250 mL de solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico.

2) Apresente os cálculos efetuados para o preparo dessa segunda solução.

3) Caso o objetivo fosse preparar 100 mL de solução de HCl 0,1 mol/L:

– a partir do ácido concentrado ou

– a partir da solução de HCl 1 mol/L preparada no item A

Que volume seria necessário em cada caso?

4) Qual dos dois procedimentos acima, para preparar HCl 0,1 mol/L, seria o

mais adequado? Justifique sua resposta.

Exp.Tec. III.4

C) Preparação de uma solução de HCl 0,27 mol/L

Prepare 100 mL de uma solução 0,27 mol/L de HCl a partir das soluções

preparadas nos itens A e B. Utilizando 25 mL da solução preparada em “A”, qual o volume

necessário da solução preparada em “B”?


D) Preparação de uma solução de NaOH 0,1 mol/L

Prepare 250 mL de uma solução 0,1 mol/L de NaOH, a partir do reagente

sólido p.a.. Calcule a massa necessária. Pese a massa calculada em um vidro de relógio

utilizando balança semi-analítica. Transfira a massa pesada para um Bequer de 50 mL já

contendo aproximadamente 20 mL de água destilada. Dissolva completamente com auxílio

de um bastão de vidro e, após esfriar, transfira para um balão volumétrico de 250 mL,

seguindo o procedimento descrito na experiência II (3o ítem da PARTE B).

6) Apresente o cálculo da massa de reagente necessário para preparar essa

solução.

7) Caso se desejasse preparar 100 mL de uma solução 0,01 mol/L desta mesma

base:

– a partir do NaOH sólido, calcule a massa necessária.

– a partir da solução preparada no item D, calcule o volume necessário.

8) Qual procedimento deveria ser adotado? Comente os erros experimentais

inerentes a cada procedimento.

9) Suponha que seja necesário preparar uma solução de CH3COONa 0,5 mol/L

a partir do reagente sólido trihidratado. Apresente o cálculo da massa de reagente necessária

para preparar essa solução.

10) Explique qual o processo de solubilização que ocorre entre soluto e solvente

nas soluções preparadas em A, B e D.

11) Qual a razão de recolher separadamente, no final da aula, as soluções de:

HCl 1 mol/L, HCl 0,1 mol/L, HCl 0,27 mol/L e NaOH 0,1 mol/L?





Técnicas III

I- TÍTUL0: PREPARAÇÃO, DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES II - PROCEDIMENTO E QUESTIONÁRIO

PARTE A: Preparação de Soluções

A) Preparação de uma solução de HCl 1 mol/L


B) Preparação de uma solução de HCl 0,1 mol/L

2) Apresente os cálculos efetuados para o preparo dessa segunda solução.

3) Caso o objetivo fosse preparar 100 mL de solução de HCl 0,1 mol/L:

– a partir do ácido concentrado ou

– a partir da solução de HCl 1 mol/L preparada no item A

Que volume seria necessário em cada caso?

4) Qual dos dois procedimentos acima, para preparar HCl 0,1 mol/L, seria o mais

adequado? Justifique sua resposta.

Exp.Tec. III.2

C) Preparação de uma solução de HCl 0,27 mol/L


D) Preparação de uma solução de NaOH 0,1 mol/L

6) Apresente o cálculo da massa de reagente necessário para preparar essa solução.

7) Caso se desejasse preparar 100 mL de uma solução 0,01 mol/L desta mesma

base:

- a partir do NaOH sólido: calcule a massa necessária

- a partir da solução preparada no item D: calcule o volume necessário

8) Qual procedimento deveria ser adotado? Comente os erros experimentais

inerentes a cada procedimento.

Exp.Tec. III.3

9) Suponha que seja necesário preparar uma solução de CH3COONa 0,5 mol/L a

partir do reagente sólido trihidratado. Apresente o cálculo da massa de reagente necessária

para preparar essa solução.

10) Explique qual o processo de solubilização que ocorre entre soluto e solvente

nas soluções preparadas em A, B e D.

11) Qual a razão de recolher separadamente, no final da aula, as soluções de:

HCl 1 mol/L, HCl 0,1 mol/L, HCl 0,27 mol/L e NaOH 0,1 mol/L?

UNI UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL




Técnicas IV

I - TÍTUL0: PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES II - INTRODUÇÃO

Uma solução é denominada PADRÃO quando sua concentração é exatamente

conhecida. A preparação de uma solução padrão requer, direta ou indiretamente, o uso de

um reagente quimicamente puro e com composição perfeitamente definida. Os reagentes

com tais características são chamados de PADRÕES PRIMÁRIOS. Portanto, se obtém

uma solução padrão se esta for preparada diretamente a partir de um padrão primário, ou

se for padronizada ao reagir com um padrão primário.

Para que uma substância possa servir como padrão primário, são requeridas

certas exigências:

1o) Ela deve ser de fácil obtenção, purificação, dissecação e

conservação;

2o) As impurezas que por ventura existam no reagente devem ser

facilmente identificáveis com ensaios qualitativos de sensibilidade conhecida;

3o) O reagente não deve ser higroscópico ou eflorescente;

4o) O reagente deve ser bastante solúvel;

5o) Os elementos que entram na composição da substância devem ser

tais que uma alteração da abundância isotópica natural não afete materialmente a massa

molar.

A Padronização é um processo que permite a determinação da concentração

exata de uma solução, cuja concentração se conhece apenas com uma certa aproximação,

através da reação de certo volume desta solução:

- Ou com uma determinada massa de um Padrão Primário apropriado.

- Ou com uma Solução Padrão, ou seja, uma solução cuja concentração é

perfeitamente conhecida.

O princípio fundamental da alcalimetria é o seguinte: um mol de íons

OH– de qualquer base neutraliza um mol de íons H+ de qualquer ácido. Quando “n”

cátions H+ reagem com “n” ânions OH– resultam “n” moléculas de H2O e uma quantida-

de equivalente de sal. Portanto, uma quantidade desconhecida de ácido, não demasiada-

mente fraco, pode ser determinada fazendo-a reagir com uma solução de base com con-

centração conhecida, até completa neutralização. A presença de um indicador escolhido

adequadamente revela o final da titulação, que é próximo ao ponto de neutralização entre

os íons H+ e OH–. A equação matemática que expressa a relação estequiométrica do

número de mols através do volume e concentração de H+ ou OH– é:

Vácido x [H+ ] = Vbase x [OH–

]

sendo Vácido e Vbase volumes do ácido e da base; [H+ ] e [OH–

] a concentração (em mol/L)

destes íons.

Exp.Tec.IV.2

III - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 02 Béqueres de 100 mL - Biftalato de potássio p.a.

- 02 Béqueres de 250 mL - Solução de NaOH ~ 0,1 mol/L

- 03 Erlenmeyers de 250 mL - Solução de HCl ~ 0,1 mol/L

- 01 Bureta de 50 mL - Indicador Fenolftaleína

- 01 Pipeta volumétrica de 20 mL

- 01 Frasco lavador

- 03 pedaços de folha de alumínio quadrada

de cerca de 4 cm.

- Suporte universal de ferro

- Agarrador duplo para buretas.

IV – PROTOCOLO DE REAGENTES



* Biftalato de Potássio p.a.

V - PROCEDIMENTO E QUESTIONÁRIO

A) Padronização do NaOH com Padrão Primário

Padronizar a solução de NaOH ~ 0,1 mol/L preparada na aula anterior, por

meio de uma titulação com biftalato de potássio (padrão primário):

HC8H4O4– + OH– → C8H4O4

2– + H2O

1) Calcular a massa de biftalato de potássio necessária para titular uma alíquota

de 20 mL de solução de NaOH. Pesar a massa calculada em uma folha de alumínio quadrada

de cerca de 4 cm e transferir quantitativamente para um erlenmeyer de 250 mL. Adicionar

aproximadamente 25 mL de água destilada e colocar três gotas de fenolfateína.

Procedimento a seguir:

Lavar a bureta 3 vezes com ~ 5 mL da solução de NaOH a ser padronizada. Co-

locar parte da solução restante de NaOH na bureta, zerando-a.

Colocar uma folha de papel branco embaixo do erlenmeyer e realizar a titulação,

adicionando a base gota a gota sempre agitando o erlenmeyer, até o aparecimento de uma

coloração rosa permanente que seja fracamente perceptível.

Sempre que uma gota da solução proveniente da bureta cair nas paredes do

erlenmeyer, interromper a titulação e arrastar a gota com água destilada, utilizando o frasco

lavador, para que esta reaja com a solução contida no erlenmeyer.

Registrar o volume gasto de solução de NaOH.

Repetir a operação 3 vezes, sempre zerando a bureta antes de uma nova titula-

ção.

Exp.Tec.IV.3

2) Por que a solução de NaOH preparada na prática anterior não pode ser

considerada uma solução padrão?

3) Calcular a concentração exata, em mol/L, da solução de NaOH.

B) Padronização do HCl com a Solução Padrão de NaOH

Colocar em um erlenmeyer de 250 mL, 20 mL da solução HCl e 3 gotas do

indicador fenolftaleína. Com o auxílio de uma bureta, adicionar, gota a gota, a solução de

NaOH padronizada anteriormente, sempre agitando o erlenmeyer, até o aparecimento de

uma coloração rosa permanente que seja fracamente perceptível. Sempre que uma gota da

solução proveniente da bureta cair nas paredes do erlenmeyer, interromper a titulação e

arrastar a gota com água destilada, utilizando o frasco lavador, para que esta reaja com a

solução contida no erlenmeyer. Anotar o volume de base gasto (lido na bureta). Repetir a

operação 3 vezes, zerando sempre a bureta antes de uma nova titulação.

4) Por que as soluções de HCl, preparadas na prática anterior, não são

consideradas soluções padrão?

5) Calcular a concentração exata, em mol/L, da solução de HCl.

6) O que ocorre quando a Solução Padronizada de NaOH entra em contato

com a solução contida no erlenmeyer? Equacione.

7) Qual o significado da mudança de coloração da solução contida no

erlenmeyer, no final da titulação?

8) Qual a razão de recolher separadamente as soluções padronizadas, de HCl e

NaOH?

9) Qual o procedimento adequado para o conteúdo dos erlenmeyers:

a) Da parte A?

b) Da parte B?

UNI UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL




Técnicas IV

I - TÍTUL0: PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES II - QUESTIONÁRIO

A)Padronização do NaOH com Padrão Primário

1) Calcular a massa de biftalato de potássio necessária para titular uma

alíquota de 20 mL de solução de NaOH.

DADOS:

Alíquota de Massa Massa pesada Volume de NaOH gasto

m 1

m 2

m 3

2) Calcular a concentração exata, em mol/L, da solução de NaOH.

3) Por que a solução de NaOH preparada na prática anterior não pode ser

considerada uma solução padrão?

Exp.Tec.IV.2

B) Padronização do HCl com a Solução Padrão de NaOH

Volume de NaOH gasto

V1 = V2 = V3 =

Vmédio =

4) Por que as soluções de HCl, preparadas na prática anterior, não são

consideradas soluções padrão?

5) Calcular a concentração exata, em mol/L, da solução de HCl.

6) O que ocorre quando a Solução Padronizada de NaOH entra em contato

com a solução contida no erlenmeyer? Equacione.

7) Qual o significado da mudança de coloração da solução contida no

erlenmeyer, no final da titulação?

8) Qual a razão de recolher separadamente as soluções padronizadas, de HCl

e NaOH?

9) Qual o procedimento adequado para o conteúdo dos erlenmeyers:

a) Da parte A?

b) Da parte B?





Algarismos

Significa-

tivos

ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS

Os algarismos significativos são importantes quando é necessário expressar

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

obtido diretamente (ex.: determinação da massa de uma substância por pesagem ou a

determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou bureta) ou indiretamente, a

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

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

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

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

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

uma medida.

Por exemplo, se um mesmo objeto de 11,1213g é pesado com uma balança

cuja incerteza é de 0,1g e com outra balança analítica cuja incerteza é de 0,0001g, temos:

1o Caso massa do corpo = 11,1g (3 algarismos significativos)

algarismo duvidoso

2o Caso massa do corpo = 11,1213g (6 algarismos significativos)

algarismo duvidoso

Como saber quantos algarismos significativos tem um determinado número?

Podemos observar a tabela abaixo:

NÚMERO No DE ALG. SIGNIFICATIVOS

7 1

7,4 2

7,0 2

0,0007 1

0,00700 3

700,07 5

7 X 1014 1

7,40 X 1021 3

Pode-se observar que os zeros à esquerda de outros dígitos não são

considerados algarismos significativos, pois são usados só para indicar a casa decimal.

Neste caso, é mais aconselhável a notação exponencial.

A.Sig.02

Cálculo com Algarismos Significativos

Quando o resultado de uma análise é calculado, vários números que

representam os valores das grandezas determinadas experimentalmente são envolvidos. A

manipulação destes dados experimentais, que geralmente possuem diferentes números de

algarismos significativos, gera o problema de se determinar o número de algarismos

significativos a ser expresso no resultado do cálculo. Por isso, algumas regras devem ser

seguidas quando são realizados os cálculos:

1o) Adição e Subtração

Quando duas ou mais quantidades são adicionadas e/ou subtraídas, a

soma ou diferença deverá conter tantas casas decimais quantas existirem no componente

com menor delas.

Ex.:

Pode-se fazer o arredondamento antes da soma ou depois da soma:

1,627 + 23,1 + 4,06 + 106,91 = 135,697 135,7

1,6 + 23,1 + 4,1 + 106,9 = 135,7

A tabela abaixo mostra as regras de arredondamento do número à

direita do último algarismo significativo:

CASO REGRA EXEMPLO

MAIOR QUE 5 Aumenta 1 unidade 7,17476 7,1748

IGUAL A 5

Se o último alg. significativo for

par mantém-se igual.

Se o último alg. significativo for

ímpar aumenta 1 unidade

Par = 3,2845 3,284

Ímpar = 9,135 9,14

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

A.Sig.03

2o) Multiplicação e Divisão

O resultado deverá conter tantos algarismos significativos quantos

estiverem expressos no componente com menor número de algarismos significativos.

Ex.:

9 x 0,00043 = (0,00387) 0,004

1 alg. signif. 2 alg. signif. 1 alg. signif.

4,1 x 106 x 9,653 x 103 = (3,957 x 1010) 4,0 x 1010


6,734 x 103 7,41 x 108 = (9,0877 x 10-6) 9,09 x 10-6


Esta é uma regra prática nem sempre válida, pois devemos considerar a

incerteza relativa.

Incerteza Absoluta e Relativa

Incerteza absoluta: Nas operações de adição ou subtração, o número de dígitos no

resultado após o ponto decimal é igual ao da quantidade com o menor número de

dígitos após o ponto decimal.

Incerteza Relativa: Em uma multiplicação ou divisão, o total de algarismos

significativos no resultado é igual ao da grandeza com o menor número de algarismos

significativos.

Exemplos: Na titulação de 24,98 mL de uma solução de HCl foram gastos:

a) 25,50 mL de solução de NaOH 0,0990 mol/L. Calcular a concentração de HCl em

mol/L.

L/mol1011,0101060848,098,24

0990,0x50,25HCl

De acordo com a regra apresentada, o valor da concentração seria 0,101, pois o número

0,0990 possui apenas 3 algarismos significativos. Porém, a incerteza de 0,0990 é na

quarta casa decimal. Admitindo-se uma incerteza de 0,0001, a incerteza relativa é de

0,1% ((0,0001/0,0990)x100=0,1%; veja abaixo sobre cálculo da incerteza relativa. Para

expressar o resultado com a mesma incerteza, calcula-se 0,1% de 0,101060848

((0,101060848×0,1)/100=0,0001) e expressa-se o resultado com a mesma incerteza, ou

seja, com 4 algarismos significativos (0,1011 mol/L).

b) 24,95 mL de solução de NaOH 0,0990 mol/L. Calcular a concentração de HCl em

mol/L.

L/mol0989,0098881104,098,24

0990,0x95,24HCl

Fazendo-se cálculo semelhante ao anterior e considerando-se a mesma incerteza, tem-

se que o resultado deve ser expresso com 3 algarismos significativos, ou seja, 0,0989

mol/L.

Exatidão e Precisão de uma Medida

A precisão de um resultado está relacionada com as diferenças de medidas de uma

determinada quantidade, obtidas por um determinado método e por um determinado

operador. Essas diferenças sempre ocorrem, por mais sofisticada que seja a técnica e

por mais cuidadoso que seja o operador. Quanto menor esta diferença, maior a

reprodutibilidade do resultado e maior a precisão da medida. A precisão de uma

medida é calculada utilizando-se ferramentas estatísticas, que serão vistas em etapas

posteriores do curso de vocês.

UM VALOR PRECISO, PODE NÃO SER EXATO.

A exatidão se relaciona com o quanto um valor medido se aproxima do valor

verdadeiro. Quanto mais próximo o valor medido estiver do valor verdadeiro, maior

será a exatidão da medida. O valor verdadeiro pode ser tabelado ou obtido por um

órgão de reconhecida competência (valor certificado). Quando o valor verdadeiro não

é conhecido, ele é muitas vezes substituído pelo valor mais provável, que

frequentemente é determinado pelo professor ou por um técnico competente,

utilizando técnicas analíticas.

A exatidão de uma medida pode ser expressa pelo erro absoluto e pelo erro relativo.

𝐸𝑟𝑟𝑜 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑚𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑎𝑙

O erro relativo é adimensional, sendo comumente expresso em partes por cem (%).

Em um dos exemplos anteriores o valor encontrado foi 0,1011 mol/L. Se o valor

verdadeiro para a concentração daquela solução fosse 0,1005 mol/L, ter-se-ia:

erro absoluto=0,1011 – 0,1005 = 0,0006 mol/L

erro relativo = (0,0006 / 0,1005) x100 = 0,6%





Experiência

1

I - TÍTULO: MASSA MOLAR DE UM VAPOR

II - OBJETIVO

Determinar a massa molar de um vapor com uma precisão mínima de 80 %,

sendo dada a sua composição centesimal.

III - INTRODUÇÃO

A massa molar de um vapor pode ser determinada a partir do seguinte processo

experimental.

Coloca-se em um recipiente limpo, previamente pesado, uma quantidade de

líquido e aquece-se o sistema até sua completa volatilização; o excesso de vapor será

expelido do balão, pois a pressão interna permanece constante.

Depois da volatilização completa do líquido, deixa-se esfriar o balão para que

condense o vapor que permaneceu. Pesa-se novamente o conjunto (balão, líquido e tampa); a

massa de vapor que enchia o frasco numa temperatura elevada e pressão atmosférica será

correspondente à massa do líquido que condensou.

A partir da equação de estado dos gases ideais, calcula-se o número de mols

contidos na amostra, e a partir deste dado, a massa de um mol.

O presente processo apresenta uma série de pequenos erros, entre os quais o de

usar o volume do balão na temperatura ambiente como se fosse o mesmo da experiência.

Porém, como em química geral a determinação da composição centesimal e da

fórmula mínima precede a da massa molar de uma substância desconhecida, basta conhecer

aproximadamente este valor para calcular com exatidão a massa exata da substância. Assim:

(Cx Hy Clz )p = M

Como "p" deve ser um número inteiro, basta conhecer M com aproximação

para calcular, a seguir, o valor exato.

Exp.1.2

IV - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- Balão Volumétrico de 100 mL - Líquido volátil de composição

- Bequer de 600 mL centesimal conhecida

- Folha de papel alumínio

- Suporte universal e agarrador

- Bico de bunsen

- Tela de amianto

- Tripé

- Termômetro

V - PROTOCOLO DE REAGENTES

Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos, cuidados

e manuseio dos seguintes reagentes:

* Clorofórmio

VI - PROCESSO

Com uma folha de alumínio quadrada de cerca de 4 cm de lado, confeccione

uma tampa para o balão. Com um alfinete, faça um furo tão pequeno quanto possível no

centro da folha.

Determine na balança analítica a massa do balão limpo e seco, com a tampa de

alumínio.

Coloque no balão volumétrico cerca de 3 mL do líquido desconhecido e, sobre

a boca do balão, a tampa de alumínio, pressionando-a lateralmente contra a parede do balão.

Encha o Bequer com água da torneira e monte a aparelhagem conforme o

desenho.

Exp. 1.3

Enquanto a água aquece, observe o líquido

no balão. No instante em que todo o líquido

evaporar, anote a temperatura e remova

imediatamente o balão da água com o agarrador,

colocando-o sobre a tela de amianto para esfriar.

Depois de frio, examine a tampa para

ter certeza de que não há gotas de líquido na

parede da mesma. Seque se for preciso.

Pese o balão com tampa e com o

resíduo de líquido que existe. Anote a massa.

Encha o balão até a marca e, com

pipeta graduada, leve o nível de água até a borda

superior. Anote o volume total do frasco. Leia a

pressão barométrica e anote.

VII - DADOS

Massa do frasco com tampa

Massa do frasco com tampa e resíduo

Temperatura da água

Pressão barométrica

Volume total do frasco

Composição centesimal da substância

VIII - RESULTADOS

Massa molar experimental

Massa molar exata da substância

Erro absoluto

Erro relativo

Exp. 1.4 IX - QUESTIONÁRIO

1) Por que não é necessário o balão ser pesado com o líquido antes do aquecimento?

2) Por que é necessário o orifício na tampa do balão?

3) Por que é conveniente aquecer o balão em um banho-maria?

4) Cite duas causas de erro.

5) Por que não existe recolhimento de resíduos nesta experiência?





Experiência

1

I - TÍTULO: MASSA MOLAR DE UM VAPOR

II - DADOS

Massa do frasco com tampa

Massa do frasco com tampa e resíduo

Temperatura da água

Pressão barométrica

Volume total do frasco

Composição centesimal da substância

III - RESULTADOS

Massa molar experimental

Massa molar exata da substância

Erro absoluto

Erro relativo

IV - QUESTIONÁRIO

1) Por que não é necessário o balão ser pesado com o líquido antes do aquecimento?

Exp. 1.2

2) Por que é necessário o orifício na tampa do balão?

3) Por que é conveniente aquecer o balão em um banho-maria?


5) Por que não existe recolhimento de resíduos nesta experiência?





Experiência

2

I - TÍTULO: COMPOSIÇÃO CENTESIMAL DE UMA MISTURA DE CLORETO/CLORATO DE POTÁSSIO

II - OBJETIVO

Determinar a composição de uma mistura de cloreto de potássio e clorato de

potássio, com precisão mínima de 80 %.

III - INTRODUÇÃO

Na parte A da presente experiência, será investigada a estequiometria do

clorato de potássio e a fórmula obtida será usada na parte B, para analisar uma mistura de

cloreto e clorato de potássio.

Estequiometria é a parte da química que estabelece relações ponderais em

fórmulas e em reações químicas.

Clorato de potássio é um composto que contém os elementos K, Cl e O.

Quando aquecido fortemente em presença de MnO2 se decompõe, desprendendo

oxigênio. Potássio e cloro permanecem sob a forma de cloreto de potássio (KCl).

Quando uma mistura de cloreto e clorato de potássio é aquecida, a massa

perdida é devida ao oxigênio desprendido do clorato de potássio, o que permite calcular a

composição centesimal. A massa de MnO2 permanece constante durante a reação.

IV - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 2 Tubos de ensaio de 3 cm de diâmetro - Clorato de Potássio

- Bico de bunsen - Mistura: Clorato de Potássio e

- Tela de amianto Cloreto de Potássio

- Agarrador de ferro - Dióxido de Manganês

- Suporte de ferro

- Espátula de porcelana

Exp.2.2


Pesquise e apresente um breve comentário sobre os cuidados e manuseio

dos seguintes reagentes:

* Clorato de potássio p.a.

* Cloreto de potássio p.a.

VI - PROCESSO

PARTE A

Retire da estufa um tubo de ensaio limpo e seco. Coloque nele uma pitada

de MnO2, usando uma pontinha de espátula. Pese na balança analítica.

Acrescente cerca de 1 grama (uma colher rasa) de clorato de potássio seco e

pese novamente. Agite suavemente para misturar. Prenda o tubo com o agarrador no

suporte de ferro, deixando-o em ângulo de 45o. Aqueça suavemente na chama de gás até a

fusão do sólido. Após a fusão, deixe-o em aquecimento durante 15 minutos ainda, para

garantir o total desprendimento do oxigênio. Deixe o tubo esfriar e pese-o.

PARTE B

Tome outro tubo limpo e seco. Coloque nele uma pitada de MnO2 e pese.

Coloque dentro cerca de 1 grama da mistura clorato/cloreto de potássio já preparada

(evite colocar a parte empedrada da mistura) e pese novamente. Agite para misturar.

Aqueça lentamente até que cesse de crepitar. Aumente a chama e deixe aquecer por mais

10 minutos. Após resfriar, pese.

VII - DADOS

PARTE A

Massa do Tubo + Catalisador

Massa do Tubo + Catalisador + Clorato

Massa do Tubo + Catalisador + Resíduo

PARTE B


Massa do Tubo + Catalisador + Mistura


Exp. 2.3

VIII - RESULTADOS

PARTE A

Fórmula mais simples do Clorato de Potássio

PARTE B

Porcentagem de Clorato de Potássio na mistura (%)

Porcentagem de Cloreto de Potássio na mistura (%)

IX - QUESTIONÁRIO

1) Um erro comum nesta experiência é não haver decomposição total do clorato de

potássio. Suponha que este erro só ocorreu na parte A.

Pergunta-se:

A) Na fórmula encontrada para o clorato de potássio (parte A), a proporção de

oxigênio aumenta ou diminui? Explique sua resposta.

B) Qual o reflexo deste resultado na parte B? Justifique sua resposta através de um

exemplo.

2) Equacione a decomposição do clorato de potássio, incluindo todos os fatores

que atuam na mesma.

3) Que erro ocorreria na parte A se a amostra de clorato de potássio contivesse

impurezas que não sofressem decomposição com o aquecimento?

4) Sabendo que o KCl é um sal solúvel e o MnO2 é insolúvel, como você

imagina que se poderia recuperar o catalisador da mistura sólida obtida para reuti-

lizá-lo?





Experiência

2

I - TÍTULO: COMPOSIÇÃO CENTESIMAL DE UMA MISTURA DE CLORETO/CLORATO DE POTÁSSIO

II - DADOS

PARTE A


Massa do Tubo + Catalisador + Clorato


PARTE B


Massa do Tubo + Catalisador + Mistura


III - RESULTADOS

PARTE A

Fórmula mais simples do Clorato de Potássio

PARTE B

Porcentagem de Clorato de Potássio na mistura (%)

Porcentagem de Cloreto de Potássio na mistura (%)

Exp. 2.2

IV - QUESTIONÁRIO

1) Um erro comum nesta experiência é não haver decomposição total do clorato de

potássio. Suponha que este erro só ocorreu na parte A.

Pergunta-se:

A) Na fórmula encontrada para o clorato de potássio (parte A), a proporção de

oxigênio aumenta ou diminui? Explique sua resposta.

B) Qual o reflexo deste resultado na parte B? Justifique sua resposta através de um

exemplo.

2) Equacione a decomposição do clorato de potássio, incluindo todos os fatores

que atuam na mesma.

3) Que erro ocorreria na parte A se a amostra de clorato de potássio contivesse

impurezas que não sofressem decomposição com o aquecimento?

4) Sabendo que o KCl é um sal solúvel e o MnO2 é insolúvel, como você

imagina que se poderia recuperar o catalisador da mistura sólida obtida para reuti-

lizá-lo?




QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL - QUI - 01 - 003

Experiência

3

I - TÍTULO: PERCENTAGEM DE ÁCIDO ACETILSALICÍLICO (AAS) NA

ASPIRINA

II - OBJETIVO

Determinar a percentagem de Ácido Acetilsalicílico em um comprimido de

aspirina por meio de titulação com solução padronizada de NaOH, obtendo-se uma

precisão de 90 %.

III - INTRODUÇÃO

O princípio fundamental da alcalimetria é o seguinte: um mol de íons OH–

de qualquer base neutraliza um mol de íons H+ de qualquer ácido. Quando “n” cátions H+

reagem com “n” ânions OH–, resultam “n” moléculas de H2O e uma quantidade

estequiométrica de sal. Portanto, uma quantidade desconhecida de ácido, não

demasiadamente fraco, pode ser determinada fazendo-a reagir com uma solução de base

com concentração conhecida, até completa neutralização. A presença de um indicador

escolhido adequadamente revela o ponto final da titulação, que é próximo ao ponto de

neutralização entre os íons H+ e OH–. A equação matemática que expressa a relação

estequiométrica do número de mols através do volume e concentração de H+ ou OH– é:

Vácido x [H+ ] = Vbase x [OH–

]

sendo Vácido e Vbase, volumes do ácido e da base; [H+ ] e [OH–

] a concentração (em

mol/L) destes íons, logo Vácido x [H+ ] = n ácido e Vbase x [OH– ] = n base.

O Ácido Acetilsalicílico – C9H8O4 (AAS) é um ácido monoprótico que

constitui o componente principal da aspirina. Quando um comprimido de aspirina é

dissolvido em uma mistura de água e etanol, parte dos componentes da aspirina

permanecem insolúveis, mas este fato não interfere na quantificação do ácido. Na análise

da fração solúvel da aspirina, é possível determinar o número de mols de AAS em uma

determinada alíquota através do número de íons OH– de base utilizados na neutralização

do ácido. A partir daí, determina-se o número de íons H+ do ácido, o número de mols do

ácido e a massa do ácido presente na alíquota.

Calculando a massa total de AAS e comparando com a massa do

comprimido de aspirina utilizada na experiência, é possível calcular a percentagem de

AAS.

Exp.3.2 IV - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 1 Bureta de 25 mL, graduada de 0,1 mL -1 comprimido de aspirina

- 3 Erlenmeyers de 125 mL - Solução de NaOH ~ 0,05 mol/L

- Suporte de ferro com agarrador (padronizada)

duplo para bureta - Indicador: Fenolftaleína

- Espátula de porcelana ou plástico - Água destilada

- Gral de porcelana e pistilo - Etanol

- Frasco lavador

- 03 pedaços de folha de alumínio

V - PROCESSO Triture no gral de porcelana um comprimido de aspirina comercial

previamente pesado em balança analítica.

Pese em folha de alumínio uma porção de aproximadamente 0,1800 g do

comprimido e transfira para um erlenmeyer de 125 mL.

Dissolva em 10 mL de etanol e acrescente mais 10 mL de água destilada. A

porção não solúvel do comprimido, responsável pela turbidez, não contém AAS.

Acrescente 3 gotas de fenolftaleína e titule com uma solução padronizada

de NaOH ~ 0,05 mol/L até o aparecimento de uma coloração rosa permanente que seja

fracamente perceptível.

Siga o seguinte procedimento:

Lave a bureta 3 vezes com ~ 5 mL da solução de NaOH padronizado.

Coloque a solução padrão na bureta, zerando-a.

Coloque uma folha de papel branco embaixo do erlenmeyer e realize a

titulação mantendo a solução em constante agitação.

Lave as paredes internas do erlenmeyer com água destilada, sempre que

caírem gotas de solução básica nas paredes do mesmo.

Quando aparecer coloração rosa que persista por mais tempo, adicione a ba-

se gota a gota, agitando continuamente e fazendo leituras frequentes na bureta.

Registre o volume gasto de solução padrão.

Calcule a massa de AAS na porção pesada do comprimido e, em seguida,

calcule a massa de AAS na amostra total pesada.

Repita o procedimento mais duas vezes com outras duas porções de

aproximadamente 0,1800 g.

Calcule a percentagem de AAS no comprimido de aspirina. Compare o seu

resultado com a percentagem calculada a partir da informação que consta na embalagem:

cada comprimido tem 500 mg de Ácido Acetilsalicílico.

Observação: ao final da operação, lave completamente a bureta para remover

todo e qualquer vestígio de NaOH.

Exp. 3.3

VI - DADOS

Massa do comprimido previamente pesado

Massa Molar do AAS - C9H8O4

Concentração da solução padronizada de NaOH


m 1

m 2

m 3

VII - RESULTADOS

Alíquota de Massa m 1 m 2 m 3

Número de mols de AAS na amostra pesada

Massa de AAS na amostra pesada

% de AAS na amostra pesada

% Média de AAS nas amostras pesadas

% de AAS por informação do fabricante

Erro Absoluto

Erro Relativo

Exp. 3.4 VIII - QUESTIONÁRIO

1) Por que o número de mols de ácido não se altera com a adição de água,

na lavagem das paredes internas do erlenmeyer?

2) Por que o erlenmeyer deve ser agitado durante todo o processo?

3) A solução de NaOH 0,05 mol/L utilizada nesta experiência foi

preparada por diluição e padronização de uma solução previamente prepara-

da pelos alunos. Comente como e quando foi preparada esta solução.

4) Explique por que:

a) O conteúdo dos erlenmeyers desta experiência pode ser descartado

na pia?

b) A solução que sobra, na bureta e no béquer reservatório, deve ser

recolhida separadamente dos resíduos gerais de ácidos e bases?





Experiência

3

I - TÍTULO: PERCENTAGEM DE ÁCIDO ACETILSALICÍLICO (AAS) NA

ASPIRINA

II - DADOS

Massa do comprimido previamente pesado

Massa Molar do AAS - C9H8O4

Concentração da solução padronizada de NaOH


m 1

m 2

m 3

III - RESULTADOS

Alíquota de Massa m 1 m 2 m 3 Número de mols de AAS na amostra pesada Massa de AAS na amostra pesada % de AAS na amostra pesada % Média de AAS nas amostras pesadas % de AAS por informação do fabricante Erro Absoluto Erro Relativo

Exp. 3.2 IV - QUESTIONÁRIO

1) Por que o número de mols de ácido não se altera com a adição de água,

na lavagem das paredes internas do erlenmeyer?

2) Por que o erlenmeyer deve ser agitado durante todo o processo?

3) A solução de NaOH 0,05 mol/L utilizada nesta experiência foi preparada

por diluição e padronização de uma solução previamente preparada pelos

alunos. Comente como e quando foi preparada esta solução.


a) O conteúdo dos erlenmeyers desta experiência pode ser descartado na

pia?

b) A solução que sobra, na bureta e no Bequer reservatório (béquer que

contém a sobra de solução utilizada para completar o volume da bureta),

deve ser recolhida separadamente dos resíduos gerais de ácidos e bases?


Experiência

4

I - TÍTULO: CALIBRAÇÃO E UTILIZAÇÃO DE UM CALORÍMETRO II - OBJETIVO

Calibrar um Calorímetro e utilizá-lo posteriormente para determinar o calor de

dissolução do KNO3 e NaOH.

III - INTRODUÇÃO

Um dos procedimentos para medir o calor trocado com o ambiente por um

processo químico é através de uma técnica chamada “Calorimetria”. Antes de falar desta

técnica, é conveniente definir “Capacidade Calorífica” ou “Constante Calorimétrica”:

Capacidade Calorífica ou Constante Calorimétrica (C) de um determinado

objeto é a quantidade de calor associada com a variação da temperatura do objeto em

1 ºC (ou 1 K).

A Capacidade Calorífica de um objeto depende do material do qual este é feito

e da sua massa e é expressa nas unidades: J/ºC ou cal/ºC (ou J/K ou cal/K).

A Capacidade Calorífica de um objeto informa tanto a quantidade de calor que

este absorve para elevar sua temperatura em 1 ºC quanto a quantidade de calor que este deve

perder para que ocorra um decréscimo de sua temperatura em 1 ºC. Então:

C = q / T e q = C . T

Se: T < 0 (Tfinal < Tincial) → Objeto perde calor e q < 0

Se: T > 0 (Tfinal > Tincial) → Objeto ganha calor e q > 0

Um Calorímetro de Solução é um calorímetro simples, muitas vezes

improvisado, e que mede o calor trocado em condições de pressão constante. Portanto neste

caso, o calor trocado está associado à Variação de Entalpia do processo:

qprocesso = qp = H.

Exp. 4.2

O calor do processo é medido em função da variação da temperatura que ocorre

durante o processo dentro do calorímetro.

Para um processo que ocorre em solução aquosa, pode-se dizer que o calor

absorvido (ou liberado) pelo processo é igual ao calor perdido (ou absorvido) pelo

calorímetro e a solução. Então, são usadas as relações:

qprocesso = - (qsolução + qcalorímetro)

qsolução = msolução.csolução.T

qcalorímetro = C. T

Logo:

qprocesso = - (msolução.csolução.T + C. T)

Onde:

qprocesso = quantidade de calor absorvido ou perdido pelo processo, expresso em

joules ou calorias;

msolução = massa da solução em gramas;

csolução = calor específico da solução, em J/g .ºC ou cal/g .oC;

T = variação de temperatura.

C = Capacidade Calorífica do calorímetro

Se a solução é diluída, pode-se considerar que csolução ≈ cágua e que a densidade

da solução ≈ densidade da água (1 g/mL) sem erro apreciável.

No caso desta experiência, o calorímetro é um Bequer, que pode ser envolto por

uma manta térmica (isolante), com uma tampa perfurada através da qual é introduzido um

termômetro. Assim, qcalorímetro representa o calor absorvido (ou perdido) pelo conjunto:

Bequer + tampa + termômetro. Observa-se que não está sendo considerado o calor liberado

(ou absorvido) pelo processo e absorvido (ou perdido) pelo meio ambiente.

Para aplicar a relação acima é preciso que “C” seja conhecido, caso contrário o

Calorímetro precisa ser previamente calibrado para que sua Capacidade Calorífica (C) seja

determinada.

Exp. 4.3

Neste caso, para determinar “C” mistura-se no calorímetro contendo uma certa

quantidade de água fria uma outra quantidade de água quente. Então a energia absorvida sob

forma de calor pela água fria e pelo calorímetro deve ser igual à energia perdida sob forma de

calor pela água quente:

qágua fria + qcalorímetro = - qágua quente

ou

mágua fria . cágua . T1 + C . T1 = - mágua quente . cágua . T2

Onde: T1 = elevação de temperatura da água fria e do calorímetro

T2 = abaixamento de temperatura da água quente

Uma vez determinado “C”, este calorímetro pode, então, ser usado para

determinar H de outro processo que, no caso desta experiência, será o Calor de Dissolução

do KNO3 e do NaOH.

IV - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 01 Béquer de 100 mL - KNO3 sólido

- 01 Béquer de 400 mL com tampa, - NaOH sólido

envolvido com a manta isolante

- 01 Termômetro de mercúrio

- 01 Termômetro digital

- 01 Proveta de 100 mL

- 01 Espátula de porcelana

- 01 Vidro de relógio

- 01 Bastão de vidro

V - PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos e cuidados

de manuseio do seguinte reagente:

* Nitrato de Potássio p.a.


Exp. 4.4

VI - PROCESSO

Esta experiência é dividida em duas etapas:

PARTE A: Calibração do Calorímetro

Registrar o número do calorímetro a ser utilizado na experiência.

Colocar 75 mL de água, medidos em proveta, no calorímetro isolado com a

manta térmica, tampar e medir a temperatura da água com o termômetro digital que deve ser

inserido no orifício da tampa. Esta é a temperatura inicial da água fria e do calorímetro.

Anotar.

Colocar 75 mL de água, medidos em proveta, em um béquer de 100 mL e

aquecer até 68 ºC, agitando suavemente e controlando a temperatura com termômetro de

mercúrio. Remover a chama. Aguardar a estabilização da temperatura agitando e medindo a

temperatura com o termômetro digital (sem removê-lo da tampa). Esta é a temperatura inicial

da água quente. Anotar.

Verter a água quente no calorímetro, tampar, e agitar cuidando para não molhar

a tampa. Controlar a temperatura com o termômetro digital e anotar a temperatura máxima de

equilíbrio.

Resfriar o calorímetro e repetir a operação de calibração mais duas vezes.

Calcular a Capacidade Calorífica média do calorímetro.

PARTE B: Utilização do Calorímetro

Colocar no calorímetro, previamente calibrado, 100 mL de água destilada e

medir a temperatura de equilíbrio com o ambiente usando o termômetro digital. Anotar.

Verificar no rótulo do frasco o grau de pureza do KNO3. Anotar.

Pesar em papel alumínio uma porção de aproximadamente 5,00 g de KNO3 e

transferir quantitativamente ao calorímetro. Dissolver nos 100 mL de água, agitando

cuidadosamente para não molhar a tampa de isopor. Observar a variação de temperatura e

anotar o valor mínimo atingido.

Repetir todo o procedimento anterior pesando 4,00 g de NaOH, em vidro de

relógio.

OBS: Neste caso deverá ser anotado o valor máximo da temperatura final

Calcular o Calor de Dissolução Molar do KNO3 e do NaOH.

Exp. 4.5

VII - DADOS

PARTE A:

Calorímetro Nº: ___________

Massa da água fria (g)

Temperatura inicial da água fria + Calorímetro (ºC)

Massa da água quente (g)

Temperatura inicial da água quente (ºC)

Temperatura final da mistura (ºC)

Calor específico da água (J/g.ºC) 4,18 4,18 4,18

Densidade da água (g/mL) 1,0 1,0 1,0

PARTE B:

KNO3 NaOH

Massa de água (g)

Massa do sólido dissolvido (g)

Massa da solução (g)

Temperatura inicial da água (ºC)

Temperatura final da solução (ºC)

Variação de temperatura (ºC)

Grau de pureza do reagente (%)

VIII - RESULTADOS

PARTE A:

Capacidade Calorífica do Calorímetro (J/ºC)

Média (J/ºC)

PARTE B:

KNO3 NaOH

Hdissolução molar tabelado (kJ/mol) + 34,89 - 44,50

Hdissolução molar calculado (kJ/mol)

Erro Absoluto

Erro Relativo

Exp. 4.6

IX - QUESTIONÁRIO

1) Por que há necessidade de agitar durante o processo de dissolução enquanto se

controla a temperatura?

2) Por que é recomendável que, no processo de calibração, seja adicionada água

quente no calorímetro contendo água fria e não ao contrário?

3) Considerando a variação de temperatura em cada caso, classifique o processo de

dissolução do KNO3 e do NaOH em exotérmico ou endotérmico. Explique.

4) Considerando as energias envolvidas no processo de dissolução, justifique a sua

conclusão anterior.

5) Se o grau de pureza do reagente não fosse considerado, como seria afetado o

resultado final?.

6) Cite pelo menos duas causas de erro.

7) Por que as soluções da Parte B devem ser recolhidas para um frasco de resíduos.

Justifique.


Experiência

4

I - TÍTULO: CALIBRAÇÃO E UTILIZAÇÃO DE UM CALORÍMETRO

II - DADOS

PARTE A: Calorímetro Nº: ___________

Massa da água fria (g)

Temperatura inicial da água fria + Calorímetro (ºC)

Massa da água quente (g)

Temperatura inicial da água quente (ºC)

Temperatura final da mistura (ºC)

Calor específico da água (J/g.ºC) 4,18 4,18 4,18

Densidade da água (g/mL) 1,0 1,0 1,0

PARTE B:

KNO3 NaOH

Massa de água (g)

Massa do sólido dissolvido (g)


Temperatura inicial da água (ºC)

Temperatura final da solução (ºC)

Variação de temperatura (ºC)

Grau de pureza do reagente (%)

III - RESULTADOS

PARTE A: Capacidade Calorífica do Calorímetro (J/ºC)

Média (J/ºC)

PARTE B:

KNO3 NaOH

Hdissolução molar tabelado (kJ/mol) + 34,89 - 44,50

Hdissolução molar calculado (kJ/mol)

Erro Absoluto

Erro Relativo

Exp. 4.2

IV - QUESTIONÁRIO

1) Por que há necessidade de agitar durante o processo de dissolução enquanto se

controla a temperatura?

2) Por que é recomendável que, no processo de calibração, seja adicionada água

quente no calorímetro contendo água fria e não ao contrário?

3) Considerando a variação de temperatura em cada caso, classifique o processo de

dissolução do KNO3 e do NaOH em exotérmico ou endotérmico. Explique.

4) Considerando as energias envolvidas no processo de dissolução, justifique a sua

conclusão anterior.

5) Se o grau de pureza do reagente não fosse considerado, como seria afetado o

reasultado final?.

6) Cite pelo menos duas causas de erro.

7) Por que as soluções da Parte B devem ser recolhidas para um frasco de resíduos.

Justifique.





Experiência

5

I - TÍTULO: LEI DE HESS II - OBJETIVO

Verificar a Lei de Hess através de processos exotérmicos.

III - INTRODUÇÃO

A Termoquímica é a parte da Termodinâmica que se ocupa com as

consequências do 1o Princípio da Conservação de Energia, quando aplicada aos processos

e às reações químicas.

O principal objetivo da termoquímica é a determinação da variação de

ENTALPIA (ΔH) de reação, importante grandeza relacionada com o 1o Princípio.

Quando ocorre uma reação química, as ligações que existem entre os

átomos e as moléculas dos reagentes são rompidas e novas ligações ocorrem, surgindo ou-

tras combinações atômicas que originam os produtos.

Para que as ligações sejam rompidas, é necessário que o sistema absorva

energia na forma de calor e, para que outras ligações sejam formadas, o sistema libera

energia, também na forma de calor. Assim, se a quantidade de calor absorvida pelo

sistema durante o processo químico for maior que a liberada, o resultado líquido da

variação de energia será "absorção de calor" e este processo é dito ENDOTÉRMICO (se

dá com absorção de calor). De outra forma, se a quantidade de calor absorvida pelo

sistema for menor que a liberada, o resultado líquido de variação de energia durante o

processo será "liberação de calor" e este processo é dito EXOTÉRMICO (se dá com

liberação de calor).

Esta quantidade líquida de calor liberada ou absorvida durante o processo

químico é o "calor de reação", um calor latente que corresponde à diferença entre a

energia potencial das ligações interatômicas existentes nas moléculas dos produtos e a

energia potencial das ligações interatômicas existentes nas moléculas dos reagentes,

incluindo também a diferença de energia potencial que corresponde à diversidade dos

estados de agregação dos produtos existentes.

O calor de reação, medido à pressão constante é igual à variação de entalpia

do processo (H).

H = qp Exp.5.2

Assim, a variação de entalpia (H) durante um processo químico é a

diferença de entalpia entre produtos e reagentes por unidade de reação num sistema a

pressão constante e é avaliada pela quantidade de calor liberada ou absorvida por este

sistema.

O calor de reação é medido em função da variação da temperatura que ocorre

durante a reação dentro de um calorímetro. Para um processo que ocorre em solução

aquosa, pode-se dizer que o calor absorvido (ou liberado) pelo processo é igual ao calor

perdido (ou absorvido) pelo calorímetro e a solução. Então, são usadas as relações:

qprocesso = – (qsolução + qcalorímetro)

qsolução = msolução.csolução.T

qcalorímetro = C. T

Logo:

qprocesso = - (msolução.csolução.T + C. T)

Onde:

qprocesso = quantidade de calor absorvido ou perdido pelo processo, expresso

em joules ou calorias;

msolução = massa da solução em gramas;

csolução = calor específico da solução, em J/g .ºC ou cal/g .oC;

T = variação de temperatura.

C = Capacidade Calorífica do calorímetro

Se a solução é diluída, pode-se considerar que csolução ≈ cágua e que a

densidade da solução ≈ densidade da água (1 g/mL) sem erro apreciável.

No caso desta experiência, o calorímetro é o mesmo que foi calibrado

anteriormente. Assim, qcalorímetro representa o calor absorvido (ou perdido) pelo conjunto:

Bequer + tampa + termômetro. Observa-se que não está sendo considerado o calor liberado

(ou absorvido) pelo processo e absorvido (ou perdido) pelo meio ambiente.

Para aplicar a relação acima é preciso utilizar o valor de “C”, previamente

determinado.

Nesta experiência, você vai verificar a validade da Lei de Hess através de

três processos exotérmicos:

1) NaOH(s) NaOH(aq)

2) NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

3) NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

Exp.5.3

A Lei de Hess nos diz que a entalpia é uma função de estado do sistema e,

como tal, não depende dos estados intermediários pelo qual passa o sistema durante uma

transformação química, mas só depende dos estados inicial e final, ou seja:

"O calor absorvido ou liberado, a pressão constante, para qualquer

modificação química é o mesmo, qualquer que seja o caminho pelo qual a modifica-

ção ocorra".

Assim, você vai, experimentalmente, avaliar o calor molar de reação para o

primeiro, segundo e terceiro processos. Somando os valores do primeiro e terceiro

processos, você verificará que coincide com o resultado experimental do segundo

processo, pois é a soma dos dois anteriores.

Portanto:

H2 = H1 + H3

IV - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 01 Béquer de 400 mL com tampa, - Solução de HCl 1 mol/L

envolvido com a manta isolante - Solução de NaOH 1 mol/L

- 01 Proveta de 100 mL - NaOH sólido

- 01 Termômetro digital

- 01 Espátula de porcelana

- 01 Vidro de relógio

V - PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos e cuida-

dos de manuseio dos seguintes reagentes:


Exp.5.4

VI - PROCESSO

Esta experiência utiliza o calorímetro que foi calibrado na sessão de laboratório

realizada na semana anterior e é dividida em três etapas:

A) Dissolução do NaOH sólido na água

Coloque no calorímetro 100 mL de água destilada e meça com termômetro

digital a temperatura de equilíbrio com o ambiente. Anote-a. Pese aproximadamente

4,00 g de NaOH em lentilhas. Dissolva nos 100 mL de água, agitando cuidadosamente e

anote a temperatura máxima. Resfrie o calorímetro.

B) Reação de HCl(aq) com NaOH(s)

Coloque no calorímetro 100 mL de HCl 1,0 mol/L. Meça com termômetro

digital a temperatura de equilíbrio com o ambiente. Anote-a. Pese aproximadamente

4,00 g de NaOH em lentilhas e dissolva nos 100 mL de HCl. Agite cuidadosamente e

anote a temperatura máxima. Resfrie o calorímetro.

C) Reação do HCl(aq) com NaOH(aq)

Coloque no calorímetro 75 mL de NaOH 1,0 mol/L. Meça com termômetro

digital a temperatura de equilíbrio com o ambiente. Anote-a. Na proveta de 100 mL,

coloque 75 mL de HCl 1,0 mol/L e meça a temperatura com termômetro digital.

Adicione-o ao calorímetro com NaOH. Agite cuidadosamente e anote a temperatura

máxima.

Exp.5.5

VII - DADOS

No do Calorímetro: _________

Capacidade Calorífica Média do Calorímetro: ___________________

1o Processo 2o Processo 3o Processo

T inicial de equilíbrio (oC)

T máxima (oC)

Variação de temperatura (g)


c da solução (J/g.oC) 4,18 4,18 4,18

VIII - RESULTADOS

Valores Teóricos

H1 exp. – 44,50 kJ/mol


H1 exp + H3 exp. ------------------

H2 exp. – 102,18 kJ/mol

Erro absoluto 1 -----------------

Erro percentual (%) 1 -----------------

Erro absoluto 2 -----------------

Erro percentual (%) 2 -----------------

Erro absoluto 3 -----------------

Erro percentual (%) 3 -----------------

OBS: os erros devem ser calculados comparando:

1 - H2 experimental. com H2 teórico

2 - (H1 + H3)experimental. com H2 teórico

3 - (H1 + H3)experimental com H2 experimental

Exp. 5.6

IX - QUESTIONÁRIO

1) Demonstre a Lei de Hess através do equacionamento das equações químicas.

2) Não se esperaria que a dissolução de um sólido absorvesse calor? Como se

explica o efeito exotérmico na dissolução do NaOH sólido?



a) As soluções resultantes da Parte B e da Parte C podem ser descartadas na pia.

b) O mesmo procedimento não pode ser feito com a solução resultante da Parte A.





Experiência

5

I - TÍTULO: LEI DE HESS

II - DADOS No do Calorímetro: _________

Capacidade Calorífica Média do Calorímetro: ___________________

1o Processo 2o Processo 3o Processo

T de equilíbrio (oC)

T máxima (oC)


c da solução (J/g.oC) 4,18 4,18 4,18

III - RESULTADOS

Valores Teóricos



H1 exp + H3 exp. ------------------

H2 exp. – 102,18 kJ/mol

Erro absoluto 1 -----------------

Erro percentual (%) 1 -----------------

Erro absoluto 2 -----------------

Erro percentual (%) 2 -----------------

Erro absoluto 3 -----------------

Erro percentual (%) 3 -----------------

OBS: os erros devem ser calculados comparando:

1 - H2 experimental. com H2 teórico

2 - (H1 + H3)experimental. com H2 teórico

3 - (H1 + H3)experimental com H2 experimental

Exp. 5.2

IV - QUESTIONÁRIO

1) Demonstre a Lei de Hess através do equacionamento das equações químicas.

2) Não se esperaria que a dissolução de um sólido absorvesse calor? Como se

explica o efeito exotérmico na dissolução do NaOH sólido?



a) as soluções resultantes da Parte B e da Parte C podem ser descartadas na pia.

b) o mesmo procedimento não pode ser feito com a solução resultante da Parte A.


Experiência

6

I - TÍTULO: PRINCÍPIO DE LE CHATELIER

II - OBJETIVO

Verificar a influência da Temperatura e da Concentração no deslocamento

de um equilíbrio químico (Princípio de Le Chatelier).

III - INTRODUÇÃO

A uma dada temperatura, um sistema químico, que não apresenta variação

na concentração dos reagentes e produtos, é dito em equilíbrio. Este sistema é

representado por:

REAGENTES PRODUTOS

As flechas em duplo sentido indicam que a reação é reversível. Quando o

equilíbrio químico é atingido, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação

inversa.

Um sistema em equilíbrio responderá a uma perturbação externa de acordo

com o Princípio de Le Chatelier, que diz:

“Se um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação externa (adição de

reagentes ou produtos, alteração da pressão por variação de volume, mudança de

temperatura, remoção de produtos ou reagentes), o equilíbrio se deslocará no sentido de

contrabalançar e minimizar esta ação.”

Neste experimento, vamos estudar o seguinte equilíbrio homogêneo:

Co2+(aq) + 4 Cl–(aq) CoCl4

2–(aq)

rosado azul

Das quatro espécies envolvidas, Cl–(aq) e H2O são incolores, enquanto o

Co2+(aq) e o CoCl4

2–(aq) apresentam cores contrastantes. Uma vez que a intensidade das

cores, rosa e azul, em solução são proporcionais à concentração molar de Co2+(aq) e

CoCl42–

(aq), respectivamente, pode-se observar o deslocamento deste equilíbrio para uma

nova posição quando este for submetido a uma ação externa.

Exp.6.2

IV - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 6 tubos de ensaio - Co(NO3)2 0,5 mol/L

- 2 Bequers de 250 mL - HCl 12 mol/L

- NaCl (s)

- AgNO3 0,2 mol/L

- Co(NO3)2 (s)


Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos e

cuidados de manuseio dos seguintes reagentes:

* Nitrato de cobalto p.a.

* Nitrato de prata p.a.

* Cloreto de sódio p.a.

VI - PROCESSO

Coloque 2,5 mL de nitrato de cobalto 0,5 mol/L em 6 tubos de ensaio.

Nestes, adicione volumes de HCl 12 mol/L e água destilada conforme indicado na tabela

abaixo:

TUBO

Volume

Co(NO3)2

0,5 mol/L

(mL)

Volume

HCl

12 mol/L

(mL)

Volume

H2O

(mL)

Volume

Total

(mL)

COR

Conc. Inicial

(mol/L)

Co2+ HCl

1 2,5 0 5,0 7,5

2 2,5 2,0 3,0 7,5

3 2,5 3,0 2,0 7,5

4 2,5 3,5 1,5 7,5

5 2,5 4,0 1,0 7,5

6 2,5 5,0 0 7,5

Obs.: a concentração inicial é a concentração logo após a diluição.

PARTE A

Misture bem e registre as cores na tabela acima. Selecione o tubo que

apresenta a cor intermediária e divida em três porções iguais. Aqueça a primeira porção

em um Bequer com água da torneira e coloque a segunda porção em um Bequer contendo

gelo, mantendo a terceira porção como padrão de comparação. Compare as cores das

soluções aquecida e resfriada com a do padrão e interprete os resultados em termos de

deslocamento de equilíbrio.

Exp.6.3

Registre no quadro a seguir as cores adquiridas pelas soluções em cada tubo

após aquecimento e resfriamento, justificando em termos de deslocamento de equilíbrio.

TUBO PADRÃO AQUECIDO RESFRIADO

COR FINAL

Complete o quadro abaixo com as alterações que acontecem com as

concentrações de cada componente durante o aquecimento e o resfriamento.

AQUECIMENTO RESFRIAMENTO

Co2+

Cl-

CoCl42-

PARTE B

Misture as três porções e redivida a solução (agora na temperatura ambiente

novamente) em quatro novas porções.

Adicione alguns cristais de Co(NO3)2 na primeira porção, agitando até

dissolver. Repita este procedimento adicionando cristais de NaCl na segunda porção e

gotas da solução de AgNO3 na terceira porção, mantendo a quarta porção como padrão de

comparação.

Após a dissolução completa, compare com a solução padrão e complete o

quadro a seguir:

Co2+ Cl– AgNO3

TUBO Padrão 1 2 3

COR

PARTE C

Dobre o volume do tubo 06 do início da experiência com água destilada e

observe a mudança na coloração.

Exp.6.4

VI - QUESTIONÁRIO

PARTE A: 1) Escreva a expressão matemática para Keq da parte A.

2) Com base nos resultados obtidos após o aquecimento e resfriamento

(Parte A), demonstre o que acontece com Keq:

- durante o aquecimento:

- durante o resfriamento:

3) O que os resultados anteriores demonstram quanto ao sentido

endotérmico e exotérmico da reação?

PARTE B: 4) Diga em que sentido se deslocou o equilíbrio em cada um dos tubos da

Parte B. Justifique sua resposta.

5) Explique o que acontece com a concentração de cada espécie quando um

novo equilíbrio é atingido (em relação ao equilíbrio anterior, ou seja, antes da

perturbação)

6) Sabendo que Cl– e Ag+ reagem, segundo a reação:

Ag+(aq) + Cl– (aq) AgCl(s)

justifique a alteração de equilíbrio que ocorre no tubo 3.

PARTE C: 7) Explique as alterações ocorridas devido ao procedimento na Parte C.

8) Foi determinado experimentalmente que a cor azul do CoCl42– é cerca de

50 vezes mais intensa do que a cor rosa do Co2+. Isto significa que o tubo que tem a cor

intermediária tem 1/50 do cobalto presente na forma de CoCl42– e 49/50 presentes na

forma de Co2+.

Usando a pressuposição acima e os dados de preparação da solução do tubo

de cor intermediária, calcule o valor da constante de equilíbrio para a formação do íon

complexo CoCl42–.

9) Por que os resíduos dos tubos de ensaio não devem ser descartados na pia?


Experiência

6

I - TÍTULO: PRINCÍPIO DE LE CHATELIER

II – RESULTADOS

TUBO COR CONCENTRAÇÃO INICIAL

[Co2+] (mol/L) [HCl] (mol/L)

1

2

3

4

5

6

Obs.: a concentração inicial é a concentração logo após a diluição.

PARTE A: Influência da Temparatura

TUBO PADRÃO AQUECIDO RESFRIADO

COR FINAL

Complete o quadro abaixo com as alterações que acontecem com as concentrações

de cada componente durante o aquecimento e o resfriamento.

AQUECIMENTO RESFRIAMENTO

[Co2+]

[Cl–]

[CoCl42–]

Exp.6.2

PARTE B: Influência da Concentração

[Co2+] [Cl–] [AgNO3]

TUBO Padrão 1 2 3

COR

PARTE C: Influência da Diluição

ANTES APÓS

COR

VI – QUESTIONÁRIO

PARTE A:

1) Escreva a expressão matemática para Keq da parte A.

2) Com base nos resultados obtidos após o aquecimento e resfriamento (Parte A),

demonstre o que acontece com Keq:

- durante o aquecimento:

- durante o resfriamento:

3) O que os resultados anteriores demonstram quanto ao sentido endotérmico e

exotérmico da reação?

Exp.6.3

PARTE B:

4) Diga em que sentido se deslocou o equilíbrio em cada um dos tubos da Parte B.

Justifique sua resposta.

Tubo 1:

Tubo 2:

Tubo 3:

5) Explique o que acontece com a concentração de cada espécie quando um novo

equilíbrio é atingido (em relação ao equilíbrio anterior, ou seja, antes da perturbação):

TUBO 1 TUBO 2 TUBO 3

[Co2+]

[Cl–]

[CoCl42–]

6) Sabendo que Cl– e Ag+ reagem, segundo a reação:

Ag+(aq) + Cl–(aq) AgCl(s)

justifique a alteração de equilíbrio que ocorre no tubo 3.

Exp.6.4

PARTE C:

7) Explique as alterações ocorridas devido ao procedimento na Parte C.

8) Foi determinado experimentalmente que a cor azul do CoCl42– é cerca de 50

vezes mais intensa do que a cor rosa do Co2+. Isto significa que o tubo que tem a cor

intermediária tem 1/50 do cobalto presente na forma de CoCl42– e 49/50 presentes na

forma de Co2+.

Usando a pressuposição acima e os dados de preparação da solução do tubo de cor

intermediária, calcule o valor da constante de equilíbrio para a formação do íon complexo

CoCl42–.

9) Por que os resíduos dos tubos de ensaio não devem ser descartados na pia?




QUÍMICA GERA EXPERIMENTAL - QUI-01-003

Experiência

7

I - TÍTULO: DETERMINAÇÃO KPS DO ACETATO DE PRATA II - OBJETIVO

Determinação experimental da Constante do Produto de Solubilidade do

Acetato de Prata.

III - INTRODUÇÃO

Numa solução saturada de um sal ligeiramente solúvel, como o Acetato de

Prata, em equilíbrio com a fase sólida, a velocidade com que os íons deixam o cristal

sólido é igual à velocidade com que eles voltam ao cristal, ou seja, a velocidade de

solubilização é igual à velocidade de precipitação e se estabelece o seguinte equilíbrio:

CH3COOAg (s) Ag+(aq) + CH3COO–

(aq)

As concentrações das espécies iônicas, íons prata [Ag+(aq)] e íons acetato

[CH3COO–(aq)], no equilíbrio determinam a solubilidade do acetato de prata. A constante

de equilíbrio, chamada de Constante do Produto de Solubilidade, KPS, é obtida

experimentalmente por determinação do produto das concentrações dos íons no equilíbrio,

cada concentração iônica elevada a uma potência igual ao seu coeficiente estequiométrico

na equação do equilíbrio de solubilidade:

KPS = [Ag+ ]eq . [CH3COO–]eq

A fase sólida, Acetato de Prata, não aparece na expressão de equilíbrio

porque sua concentração não varia com o tempo.

Como a solubilidade de qualquer sal varia com a temperatura, a constante do

produto de solubilidade depende também desta variável.

Neste experimento, determina-se a concentração de equilíbrio dos íons prata

numa solução saturada de acetato de prata, à temperatura ambiente. Como a concentração

dos íons acetato é igual à concentração dos íons prata, teremos assim dados suficientes

para calcular o produto de solubilidade do sal.

Exp. 7.2

IV - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 01 Vidro de relógio - CH3COOAg

- 01 Béquer de 100 mL - Fio de Cobre de 30cm de comprimento

- 01 Béquer de 250 mL

- 01 Bastão de Vidro

- 01 Proveta de 100 mL

- 01 Funil de vidro

- 01 Espátula de plástico

- 01 Pedaço de esponja de aço

- 01 Cadinho de porcelana

- Triângulo de porcelana

- Suporte Universal de ferro

- Argola de ferro




* Acetato de prata p.a.

VI - PROCESSO

Pese aproximadamente 0,64g de

CH3COOAg e transfira para um béquer de 250 mL.

Dissolva o reagente em 80 mL de água destilada, medidos

em proveta, para que a solução se torne saturada. Agite

bem com bastão (caso a dissolução seja difícil, aqueça

suavemente).

Filtre a solução para um béquer seco de

100 mL a fim de retirar o excesso de CH3COOAg. A

filtração deverá ser realizada sem molhar o papel filtro,

utilizando funil e Bequer secos. Limpe um fio de cobre de

aproximadamente 30 cm de comprimento com esponja de

aço, se necessário mergulhe em uma solução 1,0 Molar

de HCl para facilitar a remoção do oxido de cobre. e en-

role o mesmo em um tubo de ensaio de 30 mm de diâme-

tro de modo a formar uma espiral, como mostra a Figura 1.

Pese o fio com uma precisão de 0,0001g e mergulhe a espiral na solução

saturada de acetato de prata.

Após uma semana em repouso, raspe o fio com o auxílio de uma espátula de

plástico, retirando a prata metálica (Ago) que se depositou na sua superfície para dentro de

Exp. 7.3

um cadinho pré-pesado. Aqueça o cadinho direto na chama (cadinho apoiado no triângulo

de porcelana e na argola de ferro conectada ao suporte universal) até remover toda a

umidade da prata metálica. Então, pese novamente o cadinho e guarde a prata metálica em

recipiente adequado. Após a limpeza do fio de cobre, retirando todo o vestígio de prata

metálica (sem usar esponja de aço), seque-o com o auxílio de um papel filtro e ar

comprimido e pese-o novamente. Calcule o KPS do Acetato de Prata a partir da diferença

de massa da espiral de cobre e a partir do depósito de prata obtido.

VII - DADOS

Massa Inicial do Fio de Cobre

Massa Final do Fio de Cobre

Diferença de Massa = Cobre que foi para a solução

Massa Inicial do Cadinho

Massa Final do Cadinho com Depósito Seco

Diferença de Massa = Massa do Depósito de Prata

VIII - RESULTADOS

1) Kps do Acetato de Prata a partir da Perda de Massa do Fio de Cobre:

Mols de Cuo(s) que passou p/ a solução na forma de Cu2+

Mol/L de Cuo(s) que passou p/ a solução na forma de Cu2+

Mol/L de Ag+ depositados na espiral na forma de Ago

Mol/L de Ag+ e CH3COO–

KPS = ______________________

2) KPS do Acetato de Prata a partir do Depósito de Prata Metálica:

Mols de Ago(s) depositados

Mol/L de Ag+ que existiam na solução

Mol/L de CH3COO– que existiam na solução

KPS = ______________________

- Cálculo de Erro:

KPS tabelado do Acetato de Prata 1,94 x 10–3

ERRO: Absoluto Percentual

Erro pela Perda de Massa de Cobre

Erro pelo Depósito de Prata

Exp. 7.4

IX - QUESTIONÁRIO

1) O que ocorreu quando o fio de cobre foi colocado na solução de acetato de

prata? Equacione as semirreações e a reação total.

2) O que aconteceria com o valor de KPS se, no procedimento inicial, fosse

utilizado um excesso de acetato de prata (ex.: 2g) para preparar a solução saturada?

Explique sua resposta.

3) Calcule a solubilidade do acetato de prata sólido em:

a) água pura:

b) uma solução 0,10 mol/L de acetato de sódio:

4) Justifique a diferença encontrada entre (a) e (b) da pergunta anterior.

5) Cite duas ou mais causas de erro nesta experiência.

6) Explique:

a) Sabendo-se que, em condições controladas, pode-se obter nitrato de prata

(reagente caro) a partir do ácido nítrico e prata metálica, por que é importante

armazenar o resíduo sólido formado nesta experiência?

b) Qual é a composição da fase líquida resultante e por que a mesma não de-

ve ser descartada na pia?




QUÍMICA GERA EXPERIMENTAL - QUI-01-003

Experiência

7

I - TÍTULO: DETERMINAÇÃO KPS DO ACETATO DE PRATA

II - DADOS

Massa Inicial do Fio de Cobre

Massa Final do Fio de Cobre

Diferença de Massa = Cobre que foi para a solução

Massa Inicial do Cadinho

Massa Final do Cadinho com Depósito Seco

Diferença de Massa = Massa do Depósito de Prata

III - RESULTADOS

1) Kps do Acetato de Prata a partir da Perda de Massa do Fio de Cobre:

Mols de Cuo(s) que passou p/ a solução na forma de Cu2+

Mol/L de Cuo(s) que passou p/a solução na forma de Cu2+

Mol/L de Ag+ depositados na espiral na forma de Ago

Mol/L de Ag+ e CH3COO–

KPS = ______________________

2) KPS do Acetato de Prata a partir do Depósito de Prata Metálica:

Mols de Ago(s) depositados

Mol/L de Ag+ que existiam na solução

Mol/L de CH3COO– que existiam na solução

KPS = ______________________

3) Cálculo de Erro:

KPS tabelado do Acetato de Prata 1,94 x 10–3

ERRO: Absoluto Percentual

Erro pela Perda de Massa de Cobre

Erro pelo Depósito de Prata

Exp. 7.2

IV - QUESTIONÁRIO

1) O que ocorreu quando o fio de cobre foi colocado na solução de acetato de

prata? Equacione as semirreações e a reação total.

2) O que aconteceria com o valor de KPS se, no procedimento inicial, fosse

utilizado um excesso de acetato de prata (ex.: 2g) para preparar a solução saturada?

Explique sua resposta.

3) Calcule a solubilidade do acetato de prata sólido em:

a) água pura:

b) uma solução 0,10 mol/L de acetato de sódio:

4) Justifique a diferença encontrada entre (a) e (b) da pergunta anterior.

5) Cite duas ou mais causas de erro nesta experiência.

Exp. 7.3

6) Explique:

a) Sabendo-se que, em condições controladas, pode-se obter nitrato de prata

(reagente caro) a partir do ácido nítrico e prata metálica, por que é importante

armazenar o resíduo sólido formado nesta experiência?

b) Qual é a composição da fase líquida resultante e por que a mesma não deve

ser descartada na pia?





Experiência

8

I - TÍTULO: PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO IODATO CÚPRICO

II - OBJETIVO

Determinar o Produto de Solubilidade do Iodato Cúprico por Fotocolorimetria

III - INTRODUÇÃO

Quando uma solução saturada de um eletrólito está em presença da fase sólida do

mesmo eletrólito, é estabelecido um equilíbrio entre a fase sólida e os íons em solução, re-

presentado pela equação:

MX(s) M+(aq) + X–

(aq)

Ao expressar a constante termodinâmica deste equilíbrio heterogêneo (Keq), basta

levar em conta as atividades das espécies iônicas em solução, uma vez que a atividade da

fase sólida é unitária.

Keq = aM+ . aX-

Como para eletrólitos pouco solúveis a concentração iônica em solução é muito pe-

quena, é possível, sem cometer muito erro, substituir as atividades pelas concentrações

correspondentes, em mol/L e incluir a concentração da fase sólida, que é invariável, no va-

lor da constante de equilíbrio.

KPS = [M+(aq) ] . [X–

(aq)]

onde [M+(aq)] . [X–

(aq)] representam, respectivamente, as concentrações em mol/L dos íons

M+ e X–. KPS é chamada Constante do Produto de Solubilidade ou, simplesmente,

Produto de Solubilidade.

No cálculo do Produto de Solubilidade entram apenas aquelas concentrações que

podem variar. Tratando-se de um eletrólito mais complexo, como por exemplo M2X3,

calcula-se o Produto de Solubilidade levando em conta as regras usuais da expressão

de equilíbrio.

M2X3 (s) 2 M3+(aq) + 3 X2–

(aq)

KPS = [M3+(aq)]2.[X2–

(aq)]3

Exp. 8.2

Nesta experiência vai ser estudado o sal pouco solúvel Iodato Cúprico, para o qual

o equilíbrio que se estabelece é o seguinte:

Cu(IO3)2 (s) Cu2+(aq) + 2 IO3

–(aq) (1)

A condição de equilíbrio é dada por:

KPS = [Cu2+(aq)] . [IO3

–(aq)]2 (2)

Isto significa que uma solução de Iodato Cúprico em equilíbrio unicamente com o

sal sólido, numa dada temperatura, tem como produto da concentração dos seus íons um

valor constante.

A finalidade da presente experiência é determinar o valor do Produto de

Solubilidade do Iodato Cúprico o qual não varia quando a temperatura permanece

constante ainda que sejam os íons Cu2+ e IO3– provenientes de outros eletrólitos.

Para calcular o valor de KPS torna-se necessário conhecer as concentrações dos íons

Cu2+ e IO3– em equilíbrio na solução saturada.

A concentração do íon cúprico em solução pode ser determinada

colorimetricamente, comparando a intensidade da coloração da solução com a de outra

cuja concentração de íon cúprico é conhecida.

Como nesta experiência a concentração de íons cúprico é bastante baixa, para

produzir uma coloração facilmente visível procura-se torná-la mais intensa adicionando

uma pequena quantidade de amônia à solução. Nessas condições forma-se o íon complexo

Cu(NH3)42+, intensamente corado.

A determinação do íon Iodato na solução saturada será feita indiretamente, pela

adição de quantidades conhecidas de duas soluções padronizadas contendo os íons Cu2+ e

IO3–, respectivamente. Precipitará o sal Cu(IO3)2. A partir das concentrações inicial e

final, é possível calcular quanto Cu2+ foi precipitado e, a partir deste valor, deduz-se a

quantidade de íons IO3– precipitado, levando em conta a relação estequiométrica

(1 Cu2+ para 2 IO3–). Como o teor inicial de Iodato é conhecido, determina-se por

diferença a concentração de IO3– restante na solução saturada.

Exp. 8.3 IV - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- fotocolorímetro - Solução de CuSO4.5H2O 0,10 mol/L

- 1 proveta de 25 mL - Solução de KIO3 0,22 mol/L

- 2 pipetas de 5 mL - Solução aquosa de NH3 conc. (15 mol/L)

- 1 pipeta de 1 mL

- 6 tubos de ensaio

- estante de tubos de ensaio

- 3 funis de vidro

- 3 bastões de vidro


Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos,

cuidados e manuseio dos seguintes reagentes:

* Solução concentrada de amônia

* Sulfato cúprico

* Iodato de potássio

VI - PROCESSO

Numerar 3 tubos de ensaio de 1 a 3 e colocar 5 mL da solução de CuSO4.5H2O

0,10 mol/L em cada um.

Transferir exatamente 4,0, 4,5 e 5,0 mL de solução de KIO3 0,22 mol/L para os

tubos 1, 2 e 3, respectivamente.

Levar os tubos de ensaio ao mesmo volume de 10 mL adicionando, com pipeta,

1,0 mL de água destilada ao tubo 1, e 0,5 mL ao tubo 2.

Atritar, com bastão de vidro, cada tubo de ensaio, vedar com filme plástico e

aguardar uma semana para garantir precipitação completa.

Após uma semana, filtrar as soluções dos tubos 1, 2 e 3 para dentro de tubos de

ensaio limpos, secos e previamente numerados de 1 a 3. Cuidar para não agitar os tubos e

ressuspender o precipitado que está depositado no fundo. Despreze o precipitado.

Aos filtrados adicionar 5 gotas de NH3 concentrado, na capela. Se permanecer um

precipitado adicionar mais gotas para tornar o sistema límpido.

Exp. 8.4

A determinação dos íons Cu2+ nos tubos 1, 2 e 3 é feita por comparação com um

padrão utilizando um Espectrofotômetro ajustado para o comprimento de onda de 570 nm,

o qual corresponde à faixa de radiação visível de máxima absorção dos íons Cu(NH3)42+.

O Espectrofotômetro mede a intensidade da quantidade de radiação absorvida (ou

transmitida) em relação a uma solução padrão (solução na qual a concentração dos íons

Cu(NH3)42+ é conhecida). A quantidade de radiação absorvida (ou transmitida) está

relacionada com a intensidade da cor azul da solução a qual, por sua vez, é proporcional à

concentração de íons cúpricos.

Sabendo-se a absorvância (ou transmitância) da solução padrão e a absorvância (ou

transmitância) da solução problema, é possível determinar a concentração da mesma. O

Espectrofotômetro pode ser ajustado para fazer leituras diretamente em concentrações, o

que dispensa a construção de uma curva de calibração.

Esta determinação segue os seguintes passos:

1) Preparar o padrão adicionando, com pipeta, 3 mL de CuSO4.5H2O 0,10 mol/L a

um béquer de 50 mL. Acrescentar 26 mL de água destilada, medidos em proveta, e 1 mL

de NH3 concentrado. Agitar a solução com bastão de vidro. Calcular a concentração da

solução padrão.

2) Colocar as cubetas no carrinho na seguinte ordem: cubeta preta, cubeta com

água destilada, cubeta com a solução padrão e cubeta com a solução problema (as cubetas

devem ser previamente lavadas com água e ambientadas com a solução que nela deva ser

colocada).

3) Selecionar o comprimento de onda 570 nm e o modo “Transmitância”, de acordo

com instruções do aparelho.

4) Posicionar a cubeta preta no feixe de luz e ajustar 0% de transmitância. Após,

posicionar a cubeta com água destilada no feixe de luz e ajustar 100% de transmitância.

5) Posicionar a cubeta com a solução padrão no feixe de luz, selecionar o modo

“Concentração” e ajustar o valor da concentração do padrão de acordo com instruções do

aparelho.

6) Posicionar a cubeta com a solução problema no feixe de luz e fazer a leitura do

valor da concentração.

7) Trocar a cubeta da amostra para fazer a leitura da concentração das outras

soluções problema.

Exp. 8.5

Determinada a concentração de íons Cu2+ que permaneceram em solução, por

colorimetria, é possível calcular quanto de íons Cu2+ precipitaram e, com isso, quanto de

ânions IO3– que também precipitaram (pela relação estequiométrica: 1 mol de Cu2+

precipita com 2 mols de IO3–). Descontando a concentração de ânions IO3

– que precipitou

da concentração total, é possível determinar a concentração destes ânions na solução

saturada e, com isso, calcular o KPS do sal.

VII - DADOS

Tubo Concentração dos íons Cu2+ determinada por Colorimetria

1

2

3

VIII - CÁLCULOS

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3

Concentração total dos íons Cu2+

Concentração dos íons Cu2+ na solução

Concentração dos íons Cu2+ precipitada

Concentração total dos íons IO3–

Concentração dos íons IO3– precipitada

Concentração dos íons IO3– na solução

IX - RESULTADOS


Produto de solubilidade do Cu(IO3)2

KPS médio

KPS tabelado 1,47x10–7

Exp. 8.6

X - QUESTIONÁRIO

1) Por que é feita a adição de NH3 nos filtrados dos tubos 1, 2 e 3?

2) Por que há necessidade de filtrar o sistema antes da adição do NH3 nos tubos 1, 2

e 3?

3) Calcule a Solubilidade do Iodato Cúprico, expressa em mol por litro de água pura.

4)Cite causas de erro deste experimento que explique a diferença encontrada entre o

KPS experimental e o KPS tabelado.

5) Sabendo que muitos hidróxidos metálicos são pouco solúveis, entre os quais o hi-

dróxido de cobre (II), indique uma maneira de remover os cátions cúpricos da solu-

ção residual.





Experiência

8

I - TÍTULO: PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO IODATO CÚPRICO

II - DADOS

Tubo Concentração dos íons Cu2+ determinada por Colorimetria

1

2

3

III – CÁLCULOS


Concentração total dos íons Cu2+

Concentração dos íons Cu2+ na solução

Concentração dos íons Cu2+ precipitada

Concentração total dos íons IO3–

Concentração dos íons IO3– precipitada

Concentração dos íons IO3– na solução

IV – RESULTADOS


Produto de solubilidade do Cu(IO3)2

KPS médio

KPS tabelado 1,47x10–7

Exp. 8.2

V – QUESTIONÁRIO

1) Por que é feita a adição de NH3 nos filtrados dos tubos 1, 2 e 3?

2) Por que há necessidade de filtrar o sistema antes da adição do NH3 nos tubos 1,

2 e 3?

3) Calcule a Solubilidade do Iodato Cúprico, expressa em mol por litro de água

pura.

4)Cite causas de erro deste experimento que explique a diferença encontrada entre

o KPS experimental e o KPS tabelado.

5) Sabendo que muitos hidróxidos metálicos são pouco solúveis, entre os quais o

hidróxido de cobre (II), indique uma maneira de remover os cátions cúpricos da so-

lução residual.




QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL - QUI - 01-003

Experiência

9

I - TÍTULO: COMPORTAMENTO ÁCIDO / BÁSICO DE SAIS

II - OBJETIVO

Determinar a constante dos Equilíbrios Ácido / Básico (Equilíbrios de

Hidrólise) de alguns sais.

III - INTRODUÇÃO

Como a água tem, simultaneamente, o caráter de ácido fraco e base fraca,

produz-se, por ionização da mesma, íons H3O+ e OH– em pequena proporção. Ao mesmo

tempo, a água pode reagir com íons de ácidos fracos e de bases fracas, estabelecendo os

seguintes equilíbrios iônicos:

A– + H2O HA + OH– (1)

B+ + H2O BOH + H+ (2)

onde HA representa o ácido fraco e BOH a base fraca.

Os equilíbrios acima representados, quando lidos da esquerda para a direita

são chamados de reações de hidrólise (reação com água) e constituem o inverso das

reações de neutralização.

A extensão com que estes equilíbrios estão deslocados para a direita

depende dos valores relativos das constantes de ionização da água e do ácido ou da base

fraca formados pelas reações de hidrólise. São verdadeiros processos competitivos no

sentido do conceito de Brönsted-Lowry. Em geral, a água comporta-se como um ácido

fraco ou base fraca, de modo que a hidrólise ocorre em pequena extensão.

A intensidade da hidrólise para um dado íon pode ser calculada pela

Constante de Hidrólise (Kh) que nada mais é do que uma constante de um equilíbrio

Ácido / Básico, ou seja, uma constante Ka ou Kb

Kh (Kb) = ]A[

]OH[.]HA[

Kh (Ka) = ]B[

]H[.]BOH[

Nas expressões acima, não figura a concentração da água, pois esta é

incorporada no valor do Kh. O valor da Constante de Hidrólise de um sal pode ser

facilmente determinado pela medida do pH de uma solução contendo os espécimes

químicos correspondentes.

Exp. 9.2

Na presente experiência, o valor da Constante de Hidrólise de vários íons

será conhecido a partir da determinação do pH das soluções sob estudo, utilizando-se um

medidor de pH. Pelo conhecimento do pH obtido e da concentração da solução original, é

possível calcular a Constante de Hidrólise do sal.

IV – MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 06 Béqueres de 50 mL - Água destilada previamente fervida

- 03 Balões Volumétricos de 50 mL - NaCl (s)

- 01 Espátula de Porcelana - CH3COONa (s)

- Medidor de pH - CuSO4 5 H2O (s)

- Na2S 1 mol/L

- KAl(SO4)2 0,01 mol/L

- Na2CO3 0,1 mol/L

V - PROCESSO

Coloque em um béquer de 50 mL limpo e seco aproximadamente 50 mL de

água destilada fervida, medindo o seu pH.

Para determinar o pH das demais soluções salinas da experiência, siga o pro-

cedimento relatado acima. No caso dos sais ainda não dissolvidos, siga o procedimento

descrito a seguir:

A) Preparar uma solução de NaCl, pesando 3,0 g do sólido, dissolvendo-o

em água destilada fervida e transferindo-o para um balão volumétrico de 50 mL. Levar o

volume até a marca, com água destilada fervida, e homogeneizar a solução. Calcular a

concentração da solução em mol/L e transferir a mesma para um béquer de 50 mL seco.

Determinar o pH da solução.

B) Preparar 50 mL de Acetato de Sódio 1 mol/L, calculando a massa de

sólido necessária. Transferir a solução para um béquer de 50 mL seco e determinar o pH

da mesma.

C) Preparar uma solução contendo íon cúprico, da seguinte maneira: pesar

1,2 g de Sulfato de Cobre pentahidratado. Após dissolução com aproximadamente 10 mL

de água destilada fervida, transferir a solução para um balão volumétrico de 50 mL e levar

até a marca. Agitar. Calcular a concentração da solução em mol/L e transferir a mesma

para um béquer seco de 50 mL a fim de determinar o seu pH.

Exp. 9.3

Usando o medidor de pH, determinar o pH das demais soluções:

D) Sulfeto de Sódio - Na2S - 1 mol/L

E) Alúmen de Potássio - KAl(SO4)2 - 0,01 mol/L

F) Carbonato de Sódio - Na2CO3 - 0,1 mol/L

VI - DADOS

H2O NaCl CH3COONa CuSO4.5H2O

concentração

pH

Na2S KAl(SO4)2 Na2CO3

concentração 1 mol/L 0,01 mol/L 0,1 mol/L

pH

VII - RESULTADOS

Completar a tabela para as reações (supor apenas o primeiro equilíbrio de hidrólise).

SAL ÍONS QUE REA-

GEM C/ ÁGUA

REAÇÕES DE EQUI-

LÍBRIO

CONC. Kh

NaCl

CH3COONa

CuSO4.5H2O

Na2S

KAl(SO4)2

Na2CO3

VIII - QUESTIONÁRIO

1) Por que se deve ferver a água destilada para usar no preparo das soluções?

2) Equacionar os processos de hidrólise verificados na experiência.

3) Qual (ou quais) a substância que não sofre hidrólise? Justificar.

4) Relacionar os Kh obtidos com as constantes do acido ou da base conjugadas dos

sais que sofreram hidrólise.

5) Quais das soluções estudadas você não descartaria na pia? Por que?




QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL - QUI - 01-003

Experiência

9

I - TÍTULO: COMPORTAMENTO ÁCIDO / BÁSICO DE SAIS

II - DADOS

H2O NaCl CH3COONa CuSO4.5H2O

concentração

pH

Na2S KAl(SO4)2 Na2CO3

concentração 1 mol/L 0,01 mol/L 0,1 mol/L

pH

III - RESULTADOS

Completar a tabela para as reações (supor apenas o primeiro equilíbrio de hidrólise).

SAL ÍONS QUE REA-

GEM C/ ÁGUA

REAÇÕES DE

EQUILÍBRIO

CONC. Kh

NaCl

CH3COONa

Cu-

SO4.5H2O

Na2S

KAl(SO4)2

Na2CO3

Exp. 9.2

IV - QUESTIONÁRIO

1) Por que se deve ferver a água destilada para usar no preparo das soluções?

2) Equacionar os processos de hidrólise verificados na experiência. Usar o verso

da página anterior.

3) Qual (ou quais) a substância que não sofre hidrólise? Justificar.

4) Relacione os Kh obtidos com constantes de Ácidos e Bases para todos os Sais

que sofreram hidrólise. Use o verso desta página.

5) Quais das soluções estudadas você não descartaria na pia? Justifique.





Experiência

10

I - TÍTULO: CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES FRACOS E EFEITO TAMPÃO

II - OBJETIVO

Determinação do pH de soluções de Ácido fraco e Base fraca e suas

Constantes de Ionização (Ka e Kb), assim como a verificação da capacidade tamponante de

soluções: CH3COOH/CH3COONa e NH3/NH4Cl.

III - INTRODUÇÃO

Baixas concentrações de íons hidrogênio são mais adequadamente expressas

através do pH.

O pH é definido como sendo o cologarítimo da concentração dos íons

hidrogênio em uma solução.

pH = colog [H+]

Analogamente, baixas concentrações de íons hidroxila são mais

adequadamente expressas através do pOH.

O pOH é definido como sendo o cologarítimo da concentração dos íons

hidroxila em uma solução.

pOH = colog [OH–]

Nesta experiência, soluções de um ácido fraco e uma base fraca terão seu pH

determinado através de um medidor de pH o que permite determinar as concentrações de

todas as espécies envolvidas nos equilíbrios de ionização e com isso determinar as cons-

tantes de ionização Ka e Kb.

Ka = ]HA[

]H[.]A[

Kb = ]MOH[

]OH[.]M[

Exp. 10.2

Uma Solução Tampão é formada por uma mistura de Ácido Fraco e sua

Base Conjugada em concentrações aproximadamente iguais ou por uma mistura de Base

Fraca e seu Ácido Conjugado em concentrações aproximadamente iguais. Tais soluções

têm a propriedade de variar muito pouco o seu pH quando a elas são adicionadas

pequenas quantidades de Ácidos ou Bases fortes. Uma Solução Tampão é tão mais efetiva

quanto mais próximas forem as concentrações do Par Conjugado e quanto mais elevados

forem os valores absolutos dessas concentrações. Seu pH é dado por:

pH = pKa – log ]conjugadabase[

]fracoácido[ pH = 14 – pKb + log

]conjugadoácido[

]fracabase[

IV - MATERIAL E REAGENTES

MATERIAL REAGENTES

- 06 Bequers de 50 mL - CH3COOH 0,5 mol/L

- 02 Balões Volumétricos de 25 mL - CH3COOH 0,2 mol/L

- 01 Frasco Lavador - CH3COONa 0,2 mol/L

- 04 Bequers de 100 mL - NH3 0,5 mol/L

- 02 Provetas de 50 mL - NH3 0,2 mol/L

- 02 Pipetas de 2,5 mL - NH4Cl 0,2 mol/L

- Medidor de pH - HCl 0,1 mol/L

- NaOH 0,1 mol/L

V - PROCESSO

PARTE A: Determinação do pH e das Constantes de Dissociação do Ácido

Acético e da Amônia.

Água destilada, recentemente fervida para eliminar o CO2 dissolvido, deverá ser

utilizada para preparar cada uma das soluções seguintes.

1) Pipete 5,0 mL de CH3COOH 0,5 mol/L para um balão volumétrico de

50 mL e complete com água fervida até a marca. Agite.

- Calcule a concentração resultante de CH3COOH.

- Transfira para um béquer de 50 mL limpo e seco e determine o pH da solução.

2) Calcule quantos mL de solução NH3 0,5 mol/L são necessários para se obter

50 mL de solução NH3 0,05 mol/L.

- Prepare-a.

- Transfira para um béquer de 50 mL limpo e seco e determine o pH da solução.

A partir do valor do pH das soluções problema, descobre-se a concentração de

H+ (ou OH–) e pode-se determinar a constante de ionização para o Ácido Fraco e pa-

ra a Base Fraca.

Exp. 10.3 PARTE B: Verificação do Efeito Tampão

3) Adicione 5,0 mL de HCl 0,1 mol/L a 50 mL de água destilada fervida contida

em um béquer de 50 mL. Agite com bastão de vidro e determine o pH. Repita o

procedimento adicionando 5,0 mL de NaOH 0,1 mo/L a 50 mL de água destilada fervida

contida em um béquer de 50 mL. Agite com bastão de vidro e determine o pH. Compare o

resultado com aqueles que serão obtidos com os tampões.

4) Prepare100 mL de uma solução tampão Ácido Acético/Acetato de Sódio

misturando 50 mL de Ácido Acético 0,2 mol/L com 50 mL de Acetato de Sódio 0,2 mol/L

em um béquer de 100 mL e determine o seu pH usando medidor de pH. Registre o

resultado.

Divida esta solução em duas porções de 50 mL, colocando-as em dois béqueres de

100 mL (ou 50 mL, no início).

Na primeira porção adicione 5 mL de HCl 0,1 mol/L, agite com bastão de vidro

e determine o pH. Anote na tabela de resultados. Repita o procedimento adicionando

HCl 0,1 mol/L de 5 em 5 mL até que ocorra variação brusca de pH.

Na segunda porção, de forma análoga, adicione NaOH 0,1 mol/L de 5 em 5 mL até

que ocorra variação brusca de pH.

5) Prepare 100 mL de uma solução tampão Ácido Acético/Acetato de Sódio

misturando 25 mL de Ácido Acético 0,2 mol/L e 25 mL de Acetato de Sódio 0,2 mol/L

com 50 mL de água destilada fervida em um béquer de 100 mL e determine o seu pH

usando medidor de pH. Registre o resultado.

Repita o procedimento usado com a solução tampão anterior.

6) Prepare 100 mL de uma solução tampão Amônia/Cloreto de Amônio,

misturando 50 mL de solução de Amônia 0,2 mol/L com 50 mL de Cloreto de Amônio

0,2 mol/L em um béquer de 100 mL e determine o seu pH usando medidor de pH.

Registre o resultado.

Repita o procedimento usado com as soluções anteriores.

Exp. 10.4 VI - DADOS

PARTE A:

Solução conc. (mol/L) pH

CH3COOH

NH3

PARTE B:

Primeiro Tampão:

[CH3COOH]

(mol/L)

[CH3COONa]

(mol/L)

pH

Segundo Tampão:

[CH3COOH]

(mol/L)

[CH3COONa]

(mol/L)

pH

Terceiro Tampão:

[NH3]

(mol/L)

[NH4Cl]

(mol/L)

pH

Exp. 10.5 VII - RESULTADOS

PARTE A:

Solução Ka (Kb)

experimental

Ka (Kb)

tabelado

CH3COOH 1,75 x 10–5

NH3 1,76 x 10–5

PARTE B:

1) H2O destilada + HCl ou NaOH

pH da água com HCl

pH da água com NaOH

2) 10 Tampão: Ácido Acético / Acetato de Sódio

VHCl ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH

VNaOH ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH


VHCl ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH

VNaOH ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH

4) 30 Tampão Amônia / Cloreto de Amônio

VHCl ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH

VNaOH ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH

Exp. 10.6 VIII – QUESTIONÁRIO

PARTE A:

1) Por que, nesta experiência, foi utilizada água destilada fervida para a preparação das so-

luções?

2) Equacione os processos de ionização ocorridos na experiência.

PARTE B:

3) Calcule o pH das soluções tampão preparadas e compare com os valores medidos

experimentalmente.

4) Compare os resultados das tarefas da Parte B, no que se refere ao volume necessário de

HCl (ou NaOH) para provocar uma variação brusca de pH nos tampões e na água.

Volume de HCl Volume de NaOH

10 Tampão

20 Tampão

30 Tampão

H2O destilada

5) Por que a segunda solução tampão resistiu menos à adição de HCl ou NaOH do que a

primeira, apesar de ambas serem constituídas pelo mesmo par ácido/base conjugada?

6) Por que todos os resíduos desta experiência podem ser descartados em um único

frasco de resíduos? Qual deve ser o destino final deste resíduo?





Experiência

10

I - TÍTULO: CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES FRACOS E EFEITO TAMPÃO

II - DADOS

PARTE A:

Solução conc. (mol/L) pH

CH3COOH

NH3

PARTE B:

Primeiro Tampão:

[CH3COOH]

(mol/L)

[CH3COONa]

(mol/L)

pH

Segundo Tampão:

[CH3COOH]

(mol/L)

[CH3COONa]

(mol/L)

pH

Terceiro Tampão:

[NH3]

(mol/L)

[NH4Cl]

(mol/L)

pH

Exp. 10.2 III - RESULTADOS

PARTE A:

Solução Ka (Kb)

experimental

Ka (Kb)

tabelado

CH3COOH 1,75 x 10–5

NH3 1,76 x 10–5

PARTE B:

1) H2O destilada + HCl ou NaOH

pH da água com HCl

pH da água com NaOH


VHCl ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH

VNaOH ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH


VHCl ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH

VNaOH ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH

4) 30 Tampão Amônia / Cloreto de Amônio

VHCl ad. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH

VNaOH ad.

(mL)

5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60

pH

Exp. 10.3 IV – QUESTIONÁRIO

PARTE A:

1) Por que, nesta experiência, foi utilizada água destilada fervida para a preparação das

soluções?

2) Equacione os processos de ionização ocorridos na experiência. Use o verso da página

anterior.

PARTE B:

3) Calcule o pH das soluções tampão preparadas e compare com os valores medidos

experimentalmente. Use o verso desta folha.

4) Compare os resultados das tarefas da Parte B, no que se refere ao volume necessário

de HCl (ou NaOH) para provocar uma variação brusca de pH nos tampões e na água.

Volume de HCl Volume de NaOH

10 Tampão

20 Tampão

30 Tampão

H2O destilada

Conclusão:

Exp. 10.4

5) Por que a segunda solução tampão resistiu menos à adição de HCl ou NaOH do que a

primeira, apesar de ambas serem constituídas pelo mesmo par ácido/base conjugada?

6) Por que todos os resíduos desta experiência podem ser descartados em um

único frasco de resíduos? Qual deve ser o destino final deste resíduo?





Experiência

11

I - TÍTULO: ORDEM DE REAÇÃO

II - OBJETIVO

Verificar a influência da concentração dos reagentes, da temperatura, do meio

reacional e da presença de catalisador na velocidade da reação.

III - INTRODUÇÃO

A parte da química que estuda a velocidade das reações químicas e o

mecanismo pelo qual estas ocorrem é chamada de Cinética Química.

A velocidade de uma reação química expressa o tempo que um determinado

reagente é consumido, bem como o tempo de formação de um determinado produto. Vários

fatores podem influenciar na velocidade de uma reação química, como a natureza dos

reagentes, a concentração dos reagentes, a temperatura do meio reacional e a presença de

catalisadores.

A velocidade de uma reação química homogênea pode ser expressa

pela concentração dos reagentes. Seja a reação genérica:

aA + bB cC + dD

Velocidade de reação = dt

]A[d

a

1 =

dt

]B[d

b

1 =

dt

]C[d

c

1 =

dt

]D[d

d

1

Define-se "velocidade instantânea de reação" como a derivada da concentração

em relação ao tempo, dividida pelo coeficiente estequiométrico.

A expressão matemática que mostra como a velocidade da reação depende da

concentração é chamada equação diferencial de velocidade, que pode ser expressa como o

produto da concentração dos reagentes, cada qual elevado a uma potência que representa a

ordem de reação.

dt

]A[d

a

1 = k [A]n

. [B]m

O expoente "n" é a ordem da reação em relação ao reagente A, o "m" é a

ordem em relação ao reagente B e a soma “m + n” é chamada de ordem global da reação.

A constante k é a constante específica de velocidade da reação.

Exp. 11.2

Nesta experiência será verificada a influência da variação dos reagentes e da

temperatura na seguinte reação:

Na2S2O3(aq) + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) + SO2(g) + H2O( ) + S(s) (1)

A velocidade de formação dos produtos, neste caso, é determinada pelo

aparecimento de uma turvação a qual é devida à produção de enxofre coloidal.

O estudo da influência do catalisador na velocidade de uma reação química é

feito segundo a reação:

2 Fe(SCN)3(aq) + 2 Na2S2O3(aq) 2 Fe(SCN)2(aq) + 2 NaSCN(aq) + Na2S4O6(aq) (2)

O sulfocianeto férrico tem uma coloração vermelho tijolo que desaparece

quando em contato com o tiossulfato de sódio.


MATERIAL REAGENTES

- 26 Tubos de ensaio - Na2S2O3 0,1 mol/L

- 01 Pipeta de 10 mL - H2SO4 0,2 mol/L

- 01 Pipeta de 1 mL - Solução de Fe(SCN)3

- 01 Copo de 400 mL - Solução de CuSO4

- 01 Cronômetro

- 01 Bico de Bunsen

- 01 Tela de amianto

- 01 Tripé

- 01 Termômetro

V – PROTOCOLO DE REAGENTES



* Tiossulfato de Sódio

* Ácido Sulfúrico

* Sulfocianeto Férrico

Exp. 11.3

VI - PROCESSO

PARTE A - INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO

Seja a reação (1):

Na2S2O3 + H2SO4 Na2SO4 + SO2 + H2O + S

A.1 - Influência da Concentração do Ácido Sulfúrico.

a) Pipetar em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo:

TUBO H2SO4 0,2 mol/L H2O Destilada TOTAL

01 2 mL 4 mL 6 mL

02 3 mL 3 mL 6 mL

03 4 mL 2 ml 6 mL

04 6 mL 0 mL 6 mL

b) Em outros 4 tubos de ensaio, adicionar (em cada um) 6 mL de Na2S2O3 0,1 mol/L.

c) Verter um tubo com Na2S2O3 no tubo no 1 com ácido sulfúrico e, imediatamente,

cronometrar o tempo da mistura das soluções até o aparecimento de uma turvação (formação

de enxofre coloidal).

OBSERVAÇÃO: fazer uma marca com lápis num papel branco e colocá-lo sob o tubo. O

término da contagem do tempo é definido pelo desaparecimento da marca colocada embaixo

do tubo (visto de cima do tubo).

d) Repetir o mesmo procedimento (item c) para os outros tubos, medindo o tempo e

anotando-os.

TUBO VTotal, mL [H2SO4], mol/L TEMPO, s

01

02

03

04

Exp. 11.4

A.2 - Influência da Concentração do Tiossulfato de Sódio

a) Pipetar em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo:

TUBO Na2S2O3 0,1 mol/L H2O Destilada TOTAL

01 2 mL 4 mL 6 mL

02 3 mL 3 mL 6 mL

03 4 mL 2 ml 6 mL

04 6 mL 0 mL 6 mL

b) Em outros 4 tubos de ensaio, adicionar (em cada um) 6 mL de H2SO4 0,2 mol/L.

c) Verter um tubo com ácido sulfúrico no tubo no 1 com Na2S2O3 e, imediatamente,

cronometrar o tempo da mistura das soluções até o aparecimento de uma turvação (formação

de enxofre coloidal).

d) Repetir o mesmo procedimento (item c) para todos os outros tubos, medindo os

tempos e anotando-os.

TUBO VTotal, mL [Na2S2O3], mol/L TEMPO, s

01

02

03

04

PARTE B - INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA

a) Rotular três tubos de ensaio com os números 1, 2 e 3.

b) Pipetar 4 mL de Na2S2O3 0,1 mol/L em cada um destes tubos.

c) Em outros três tubos de ensaio, pipetar H2SO4 0,2 mol/L (4 mL em cada tubo)

d) Colocar os seis tubos num béquer de 250 mL com água (banho-maria) e aquecer

até 30 oC, utilizando um termômetro dentro do béquer para medir a temperatura.

e) Verter um dos tubos de H2SO4 0,2 mol/L no tubo no 1 de Na2S2O3 0,1 mol/L e,

imediatamente, cronometrar o tempo até a turvação completa (desaparecimento da marca co-

locada embaixo do tubo, visto de cima do tubo).

f) Repetir o processo (itens d e e), agora com a temperatura em 40 oC, e depois com a

temperatura em 50 oC.

g) Anotar a temperatura e o tempo de reação.

TUBO TEMPERATURA TEMPO, s

01

02

03

Exp. 11.5 PARTE C - INFLUÊNCIA DO CATALISADOR

Seja a reação (2):

2 Fe(SCN)3 + 2 Na2S2O3 2 Fe(SCN)2 + 2 NaSCN + Na2S4O6

a) Em 2 tubos de ensaio, adicionar (em cada tubo) 5 mL de Na2S2O3 0,1 mol/L.

b) Em outros 2 tubos, adicionar (em cada tubo) 5 mL de solução de Fe(SCN)3.

c) Verter um tubo de Fe(SCN)3 em um tubo de Na2S2O3 e, imediatamente,

cronometrar o tempo de mistura das soluções. O término da contagem do tempo é definido

pelo desaparecimento da cor alaranjada.

d) Anotar o tempo na tabela abaixo.

e) Adicionar 2 gotas de CuSO4 no tubo no 2 de Na2S2O3.

f) Verter o outro tubo de Fe(SCN)3 no tubo no 2 de Na2S2O3 e CuSO4,

cronometrando o tempo de mistura das soluções.

TUBO TEMPO, s

01

02

VII - QUESTIONÁRIO

1) Qual a influência da concentração do tiossulfato de sódio na velocidade da reação

do item A.1? Qual a ordem da reação em relação ao tiossulfato de sódio (n), neste mesmo

item? Justifique sua resposta.

2) Qual a influência da concentração do ácido sulfúrico na velocidade da reação do

item A.2? Qual a ordem de reação em relação ao ácido sulfúrico (m), neste mesmo item?


3) Escreva a lei de velocidade da reação obtida experimentalmente.

Exp. 11.6

4) Analise atentamente os coeficientes estequiométricos da reação (1) e compare com

a lei de velocidade obtida experimentalmente. É possível supor que esta reação química seja

um processo elementar (ocorra em uma única etapa) ou ocorra em mais de uma etapa?

5) Os valores de “m” e “n” foram determinados experimentalmente, pois este é o pro-

cedimento correto de determinar a ordem de uma reação química. Ao comparar os valores

de “m” e “n” com os coeficientes estequiométricos da reação (1), que hipótese pode ser pro-

posta para explicar a ordem de reação em relação ao ácido sulfúrico?

6) De acordo com os resultados obtidos, qual foi a influência da temperatura na

velocidade da reação na PARTE B?

7) Qual a influência do catalisador na velocidade da reação (2) observada na PARTE

C? De que maneira um catalisador pode influenciar a velocidade de uma reação química?

8) No final do experimento, como você poderia separar o enxofre sólido que se forma

do restante da mistura reacional?





Experiência

11

I - TÍTULO: ORDEM DE REAÇÃO

II – RESULTADOS

PARTE A - INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO

A.1 - Influência da Concentração do Ácido Sulfúrico.

TUBO VTotal, mL [H2SO4], mol/L TEMPO, s

01

02

03

04

A.2 - Influência da Concentração do Tiossulfato de Sódio

TUBO VTotal, mL [Na2S2O3], mol/L TEMPO, s

01

02

03

04

PARTE B - INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA

TUBO TEMPERATURA, ºC TEMPO, s

01

02

03

Exp. 11.2

PARTE C - INFLUÊNCIA DO CATALISADOR

TUBO TEMPO, s

01

02

III - QUESTIONÁRIO

1) Qual a influência da concentração do ácido sulfúrico na velocidade da reação do

item A.1? Qual a ordem de reação em relação ao ácido sulfúrico (m), neste mesmo item?


2) Qual a influência da concentração do tiossulfato de sódio na velocidade da reação

do item A.2? Qual a ordem da reação em relação ao tiossulfato de sódio (n), neste mesmo

item? Justifique sua resposta.

3) Escreva a lei de velocidade da reação obtida experimentalmente.

4) Analise atentamente os coeficientes estequiométricos da reação (1) e compare com

a lei de velocidade obtida experimentalmente. É possível supor que esta reação química seja

um processo elementar (ocorra em uma única etapa) ou ocorra em mais de uma etapa?

Exp. 11.3

5) Os valores de “m” e “n” foram determinados experimentalmente, pois este é o pro-

cedimento correto de determinar a ordem de uma reação química. Ao comparar os valores

de “m” e “n” com os coeficientes estequiométricos da reação (1), que hipótese pode ser pro-

posta para explicar a ordem de reação em relação ao ácido sulfúrico?

6) De acordo com os resultados obtidos, qual foi a influência da temperatura na velo-

cidade da reação na PARTE B?

7) Qual a influência do catalisador na velocidade da reação (2) observada na PARTE

C? De que maneira um catalisador pode influenciar a velocidade de uma reação química?

8) No final do experimento, como você poderia separar o enxofre sólido que se

forma do restante da mistura reacional?





Experiência

12

I - TÍTULO: MASSA MOLAR DO MAGNÉSIO II - OBJETIVO

Determinar a Massa Molar do magnésio através da reação com HCl 6 mol/L,

obtendo um rendimento superior a 90 %.

III - INTRODUÇÃO

Massa molar de um elemento é definida como sendo a massa atômica desse

elemento expressa em gramas, e como tal contém um mol de átomos do elemento em

questão, ou seja, 6,02 x 1023 átomos.

Neste experimento, será efetuada a reação do magnésio com o íon

hidrogênio do ácido clorídrico para formar H2. O gás hidrogênio será coletado e seu

volume medido sob pressão e temperatura conhecidas. Os dados experimentais permitirão

o cálculo do número de mols de H2 formado.

Levando em conta a estequiometria da reação entre magnésio e HCl, é

possível determinar, a partir do número de mols de H2 formados, o número de mols de

magnésio que reagiram.

Conhecendo a massa inicial de magnésio e o número de mols contidos nesta

massa, pode-se calcular a massa de um mol de magnésio, ou seja, pode-se calcular a sua

Massa Molar.

IV - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 2 Buretas de gás - Magnésio em fita

- 1 Suporte de ferro - HCl 6 mol/L

- 2 Bequers de 100 mL

- Fio de linha

- 1 Pipeta de 10 mL

- 1 Agarrador duplo para bureta

- 1 Termômetro (0 - 100 oC)

- 1 Régua

- Barômetro

- Balança Analítica

Exp.12.2




* Magnésio

* Hidrogênio

VI – PROCESSO

Monte a aparelhagem de acordo com o desenho. Tome duas fitas de

magnésio com cerca de 3 cm de comprimento e dobre a primeira em três partes (em forma

de N), e a segunda em quatro partes (em forma de M), para diferenciá-las.

Pese separadamente. Amarre um fio de linha a cada amostra de acordo com

o modelo junto à bancada de materiais auxiliares.

As duas experiências podem ser realizadas

paralelamente, dividindo-se as tarefas no grupo. Co-

loque ¾ partes de água da torneira nos Bequers de

100 mL.

Coloque cerca de 4 mL de HCl

6 mol/L em cada bureta e encha-a com água

destilada até perto da borda. Submerja aproxima-

damente 10 cm de uma amostra de magnésio em

cada bureta. Cuidadosamente, complete o resto da

bureta com água destilada até transbordar, tampe-a

com um disco de papel filtro e inverta-a no Bequer

com água da torneira, cuidando para que fique no

fundo do Bequer.

Quando a reação se completar, meça a diferença de nível entre a superfície

da água no Bequer e a superfície da água na bureta, usando uma régua. Meça, também, o

volume de hidrogênio, a pressão barométrica e a temperatura.

Na parte experimental, como se trabalha com um sistema aberto, a pressão

interna, na bureta de gás, é igual à pressão atmosférica. A pressão interna é a soma das

contribuições das pressões dos constituintes gasosos e da pressão hidrostática (da coluna

líquida). O cálculo do número de mols do gás envolvido no processo requer o

conhecimento da pressão parcial, que deve ser obtida a partir da pressão total.

Exp. 12.3

VII - DADOS AMOSTRAS

A B

Massa de Magnésio (g)

Volume de H2 desprendido (mL)

Diferença de níveis de água (mm)

Pressão barométrica (mbar)

Temperatura do sistema (oC)

Pressão de vapor da água (mm Hg)

VII - RESULTADOS

AMOSTRAS

A B

M experimental do Magnésio (g/mol)

Média:

Valor Tabelado da M do Magnésio (g/mol)

Erro Absoluto

Erro Relativo (%)

VIII - QUESTIONÁRIO

1) O que acontece quando o ácido entra em contato com o Magnésio? Equacione.

2) Por que o magnésio subiria se não estivesse amarrado? (densidade do magnésio

= 1,7 g/cm3).

3) Se você utilizar uma amostra de magnésio impura, obterá um valor maior ou

menor para a Massa Molar se (explique cada caso):

a) a impureza for inerte;

b) a impureza for um metal leve com NOX maior do que o do Mg (Al, por

exemplo).

4) Por que o resíduo deste experimento, não pode ser descartado na pia?





Experiência

12

I - TÍTULO: MASSA MOLAR DO MAGNÉSIO

II - DADOS AMOSTRAS

A B

Massa de Magnésio (g)

Volume de H2 desprendido (mL)

Diferença de níveis de água (mm)

Pressão barométrica (mbar)

Temperatura do sistema (oC)

Pressão de vapor da água (mm Hg)

III - RESULTADOS

AMOSTRAS

A B

M experimental do Magnésio (g/mol)

Média:

Valor Tabelado da M do Magnésio (g/mol)

Erro Absoluto

Erro Relativo (%)

IV - QUESTIONÁRIO

1) O que acontece quando o ácido entra em contato com o Magnésio? Equacione.

Exp.12.2

2) Por que o magnésio subiria se não estivesse amarrado? (densidade do magnésio

= 1,7 g/cm3).

3) Se você utilizar uma amostra de magnésio impura, obterá um valor maior ou

menor para a Massa Molar se (explique cada caso):

a) a impureza for inerte;

b) a impureza for um metal leve com NOX maior do que o do Mg (Al, por

exemplo).

4) Por que o resíduo deste experimento, embora tenha características ácidas,

não pode ser descartado na pia?





Experiência

13

I - TÍTULO: FERRO EM LÂMINA DE BARBEAR

II - OBJETIVO

Determinar a porcentagem de ferro existente em lâminas de barbear.

III - INTRODUÇÃO

Um dos usos mais frequentes da análise por oxirredução é a determinação de

ferro. Isto é facilmente realizado através da dissolução da amostra que contém ferro sob a

forma de Fe (II) e então, se nenhum outro agente redutor estiver presente, o Fe (II) pode

ser determinado diretamente por titulação com um agente oxidante comum, tal qual o

MnO4– (em meio ácido).

Uma vez que as lâminas de barbear são compostas basicamente por ferro, se-

ria interessante determinar a porcentagem de ferro nas mesmas.


MATERIAL REAGENTES

- 03 erlenmeyers de 125 mL - Lâmina de barbear

- 01 proveta de 25 mL - H2SO4 3 mol/L

- 01 bureta de 25 mL - KMnO4 0,01 mol/L (Sol. Padronizada)

- 01 Bequer de 50 mL

- 01 balão volumétrico de 50 mL

- 01 pipeta volumétrica de 20 mL

- 01 funil

- 01 vidro de relógio pequeno

- 01 suporte para filtração

- 01 papel filtro


Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos e cui-

dados de manuseio dos seguintes reagentes:

* KMnO4

Exp.13.2 VI - PROCESSO

Pese a quarta parte de uma lâmina de barbear seca e limpa com uma

precisão de 0,0001g e coloque-a em um béquer de 50 mL com aproximadamente 10 mL

de ácido sulfúrico 3 mol/L. Coloque sobre o béquer um vidro de relógio pequeno e aqueça

brandamente dentro de uma capela, em chapa de aquecimento, até dissolver

completamente a lâmina. Cesse o aquecimento caso a reação torne-se vigorosa.

Se permanecer um pouco de carvão em suspensão, filtre através de um papel

de filtro comum após o resfriamento. Colete o filtrado em um balão volumétrico de

50 mL. Cuidadosamente lave o béquer, o funil e o papel filtro com várias porções de água

destilada até que a cor esverdeada da solução deixe de existir no papel filtro (cuide para

não exceder os 50 mL do balão). Complete o volume do balão e homogeneize.

Com o auxílio de uma pipeta volumétrica, transfira 10 mL da solução acima

para um erlenmeyer de 125 mL e adicione 30 mL de água destilada.

Titule a amostra acima com uma solução padronizada de KMnO4 0,01 mol/L

até o aparecimento de uma cor rosa permanente.

Repita esta operação mais duas vezes.

VII - DADOS

Massa da Amostra (lâmina) (g)

Molaridade da solução padrão de KMnO4

Volume das alíquotas contendo Fe2+ (mL)

Volume de KMnO4 gasto na alíquota 1 (mL)



Volume médio de KMnO4 gasto (mL)

VIII - RESULTADOS

Número de mols de MnO4–

Número de mols de Fe2+

Massa de Ferro presente na lâmina

% de Ferro na lâmina

Exp.13.3

IX - QUESTIONÁRIO

1) Escreva a equação iônica balanceada para a reação entre os íons Fe2+ e o agente

oxidante MnO4– (em meio ácido).

2) Por que as titulações usando o agente oxidante KMnO4, em meio ácido,

dispensam o uso do indicador?

3) O ácido nítrico é um agente oxidante muito forte. Qual o inconveniente de usar o

ácido nítrico como agente titulante?

4) Qual a razão para recolher a solução, que sobra na bureta e no béquer reservató-

rio, separada da dos erlenmeyer? Como essa solução pode ser reaproveitada?

5) Por que não são descartados na pia os resíduos dos erlenmeyers e o que sobra no

balão?





Experiência

13

I - TÍTULO: FERRO EM LÂMINA DE BARBEAR

II - DADOS

Massa da Amostra (lâmina) (g)

Molaridade da solução padrão de KMnO4

Volume das alíquotas contendo Fe2+ (mL)




Volume médio de KMnO4 gasto (mL)

III - RESULTADOS

Número de mols de MnO4–

Número de mols de Fe2+

Massa de Ferro presente na lâmina

% de Ferro na lâmina

IV - QUESTIONÁRIO

1) Escreva a equação iônica balanceada para a reação entre os íons Fe2+ e o agente

oxidante MnO4– (em meio ácido).

2) Por que as titulações usando o agente oxidante KMnO4, em meio ácido,

dispensam o uso do indicador?

Exp.13.2

3) O ácido nítrico é um agente oxidante muito forte. Qual o inconveniente de usar o

ácido nítrico como agente titulante?

4) Qual a razão para recolher a solução, que sobra na bureta e no béquer reservató-

rio, separada da dos erlenmeyer? Como essa solução pode ser reaproveitada?

5) Por que não são descartados na pia os resíduos dos erlenmeyers e o que sobra no

balão?





Experiência

8888

I - TÍTULO: DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

II - OBJETIVO

Verificar a influência da concentração no deslocamento do equilíbrio de

duas reações reversíveis.

III - INTRODUÇÃO

Uma reação química está em equlíbrio quando duas reações opostas ocorrem

com a mesma velocidade. Em alguns casos, naquelas em que a reação é quase completa,

se obtém o equilíbrio quando o material reagiu quase por completo. Em outros casos de

reações reversíveis, se alcança o equilíbrio antes que a reação se tenha completado.

As concentrações das substâncias em equilíbrio guardam entre si uma

relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio:

aA (aq) + bB (aq) cC (aq) + dD (aq) K = b

)aq(a

)aq(

d)aq(

c)aq(

]B[]A[

]D[]C[

O ponto de equilíbrio é deslocado quando há mudanças nos fatores que

influem na velocidade das reações opostas. O Princípio de Le Chatelier indica o sentido

em que se desloca o ponto de equilíbrio se os fatores que o controlam se modificarem.

Quando se altera a concentração de uma substância no equilíbrio, este se desloca no

sentido de compensar esta ação.

1 - Na primeira parte da experiência se faz uso da reação reversível:

FeCl3 (aq) + 6 NH4SCN (aq) (NH4)3Fe(SCN)6 (aq) + 3 NH4Cl (aq)

O (NH4)3Fe(SCN)6(aq) tem coloração tijolo intensa e suas mudanças de

concentração podem ser facilmente observadas pelas variações na intensidade da cor.

Exp.8.2

2 - Na segunda parte se emprega a reação reversível:

Cr2O72–

(aq) + H2O( ) 2 CrO42–

(aq) + 2 H+(aq)

(laranja) (amarelo)

Em presença de íons Ba+2(aq), os íons dicromato e cromato formam os sais:

BaCr2O7 (aq) (solúvel) e BaCrO4 (S) (insolúvel)

IV - MATERIAL

MATERIAL REAGENTES

- 10 Tubos de ensaio - NH4(SCN) (S)

- 01 Estante para tubos de ensaio - NH4Cl (S)

- 03 Béqueres de 50 ou 100 mL - FeCl3 (S).

- 01 Béquer de 250 mL - Na2CrO4 0,05 mol/L

- 02 Bastões de vidro - K2Cr2O7 0,05 mol/L

- 05 Pipetas de 5 ou 10 mL - BaCl2 0,05 mol/L

- 01 Espátula de porcelana - NaOH 1 mol/L

- HCl 1 mol/L




* Tiocianato de Amônio p.a.

* Cloreto Férrico Sólido p.a.

* Cloreto de Amônio p.a.

* Cromato de Sódio p.a.

* Dicromato de Potássio p.a.

VI - PROCESSO

1a PARTE:

Prepare, separadamente, soluções diluídas de FeCl3, de NH4SCN e de NH4Cl

(uns poucos cristais do sal em 20 mL de água destilada). Junte aproximadamente 10 mL

das duas primeiras soluções preparadas num béquer de 50 mL. A solução deve

apresentar cor tijolo intensa. Se a cor for demasiada intensa, dilua.

Verta 5 mL desta solução em quatro tubos de ensaio. Ao primeiro, adicione

gotas de FeCl3 (aq). Ao segundo, gotas de NH4SCN e ao terceiro, gotas de uma solução de

NH4Cl.

Exp.8.3 2a PARTE:

Prepare 6 tubos de ensaio, limpos e numerados.

Nos tubos 1, 5 e 6: coloque 2 mL de solução de cromato de sódio.

Nos tubos 2, 3 e 4: coloque 2 mL de solução de dicromato de potássio.

Agite continuamente com bastão de vidro e adicione gota a gota:

TUBO 1 (Cromato): 2 mL de HCl

TUBO 2 (Dicromato): 2 mL de NaOH

TUBO 3 (Dicromato): 2 mL de BaCl2 e 2 mL de HCl

TUBO 4 (Dicromato): 2 mL de BaCl2 e 2 mL de NaOH

TUBO 5 (Cromato): 2 mL de BaCl2 e 2 mL de HCl

TUBO 6 (Cromato): 2 mL de BaCl2 e 2 mL de NaOH

Observe, as cores e a presença de turbidez, em cada tubo e registre-as na seguinte tabela:

TUBO 1 Cromato

2 Dicromato

3 Dicromato

4 Dicromato

5 Cromato

6 Cromato

Cor Inicial

Turbidez Com BaCl2

-------- --------

Cor com BaCl2

-------- --------

Cor Final

VII - QUESTIONÁRIO

1a PARTE:

1) Compare as cores dos três primeiros tubos de ensaios com a solução que se

reservou para referência.

a) Explique as modificações observadas.

b) E explique o que acontece com a concentração de cada espécie quando um novo

equilíbrio é atingido (em relação ao equilíbrio anterior, ou seja, antes da perturbação)

2a PARTE:

2) Explique as causas das mudanças de cor e o que ocorreu em cada tubo, dizendo

por que houve deslocamento de equilíbrio. Relacione com a equação dada na

"Introdução" (item III). Use o verso da página anterior.

3) Explique a importância de não descartar os resíduos desta

experiência na pia, assim como a necessidade de recolher separadamente os

resíduos das Partes A e B.





Experiência

8

I - TÍTULO: DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

II – RESULTADOS

1a PARTE:

FeCl3 (aq) + 6 NH4SCN (aq) (NH4)3Fe(SCN)6 (aq) + 3 NH4Cl (aq)

Observe as cores de cada tubo e registre-as na seguinte tabela:

Tubo 1: FeCl3 Tubo 2: NH4SCN Tubo 3: NH4Cl

Cor inicial

Cor final

2a PARTE:

Cr2O72–

(aq) + H2O( ) 2 CrO42–

(aq) + 2 H+(aq)

(laranja) (amarelo)

Observe, as cores e a presença de turbidez, em cada tubo e registre-as na seguinte tabela:

TUBO 1 Cromato

2 Dicromato

3 Dicromato

4 Dicromato

5 Cromato

6 Cromato

Cor Inicial

Turbidez com BaCl2

-------- --------

Cor com BaCl2

-------- --------

Cor Final

Exp.8.2

III - QUESTIONÁRIO

1a PARTE:

1) Compare as cores dos três primeiros tubos de ensaios com a solução que se

reservou para referência.

a) Explique as modificações observadas.

b) E explique o que acontece com a concentração de cada espécie quando um novo

equilíbrio é atingido (em relação ao equilíbrio anterior, ou seja, antes da perturbação)

Tubo 1:

Tubo 2:

Tubo 3:

2a PARTE:

2) Explique as causas das mudanças de cor e o que ocorreu em cada tubo, dizendo

por que houve deslocamento de equilíbrio. Relacione com a equação dada na

"Introdução" (item III). Use o verso da página anterior.

3) Explique a importância de não descartar os resíduos desta

experiência na pia, assim como a necessidade de recolher separadamente os

resíduos das Partes A e B.

polígrafo química geral teórica ufrgs

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