Professores: Regina M. Q. Mello

Liliana Micaroni

Lauro Camargo Dias Júnior

PROJETO DE EXTENSÃO UNIVERSITÁRIA

EXPERIMENTOS

Densidade: razão entre massa e volume m

dV

=

DENSIDADE

O que faz um objeto afundar?

Considerando que um objeto seja colocado sobre um líquido, ele

só afunda quando sua densidade é maior que a do líquido.

a) Adicione aproximadamente 70 mL de água numa proveta. Adicione 2 bolinhas de naftalina e observe.

Você verá que as bolinhas afundam porque a densidade da naftalina (1,14 g/mL ) é maior que a da água (1,0 g/mL).

Adicione agora, 10 mL de vinagre e 1 colherzinha de bicarbonato de sódio. Observe.

Você verá que as bolinhas de naftalina realizam um movimento de sobe e desce (elevador de naftalinas) devido à reação entre o ácido acético presente no vinagre e o bicarbonato de sódio que libera CO2

(CH3COOH(aq) + NaHCO3(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l) + CO2(g)) O CO2 (gás carbônico) se adere às bolinhas de naftalina. Com isso a densidade dessas bolinhas diminui e elas sobem. Ao chegar à superfície, o gás é liberado e a bolinha volta a descer.

SEPARAÇÃO DE MISTURAS

A maioria dos materiais presentes na natureza é formada por misturas de substâncias. Há vários

métodos de separação de misturas e nesta prática você terá acesso aos seguintes métodos:

a) Separação magnética: método de separação de misturas heterogêneas onde um dos componentes

sólidos possui propriedades magnéticas (ferro, cobalto e níquel). Utiliza-se um imã (pequena escala)

ou um eletroímã (larga escala) para separar a substância magnética do resto da mistura.

b) Decantação com funil de separação: método de separação de misturas heterogêneas líquido/líquido.

a) Separe a limalha de ferro da areia usando um imã.

b) Coloque no funil de separação óleo e solução aquosa de sulfato de cobre.

Separe a fase aquosa da fase oleosa.

No funil de separação, a fase aquosa fica no fundo porque é a mais densa.

Foi possível separar o ferro da areia, porque o ferro tem

propriedades magnéticas sendo atraído pelo imã.

TESTE DA CHAMA

A configuração eletrônica normal de átomos ou íons de um elemento é conhecida como estado

fundamental. Neste estado mais estável, todos os elétrons estão nos níveis de energia mais baixos

disponíveis. Quando os elétrons absorvem energia eles se movem para os estados excitados. Esta

configuração é instável e os elétrons voltam ao seu estado fundamental liberando a energia na forma de

luz. Nesse experimento usaremos a chama como técnica de excitação dos elétrons.

1 - Mergulhe o fio de níquel-cromo na solução de HCl a 0,1 mol.L-1 e a seguir em água destilada para

limpá-lo bem.

2 - Pegue um pouco de um dos sais com a ponta do fio e coloque-o na chama. Observe a coloração da

mesma e anote.

3 - Limpe o fio novamente conforme descrito no item 1 e repita o procedimento para todos os sais.

Cada elemento é formado por um átomodiferente, que possui órbitas com níveis deenergia diferentes. A luz liberada em cada casoserá em um comprimento de onda tambémdiferente, o que corresponde a cada cor. Atabela ao lado relaciona a cor observada comalguns elementos.

Elemento químico Cor

Lítio Vermelho

Sódio Amarelo

Potássio Violeta

Cálcio Laranja

Estrôncio Vermelho

Bário Verde

Ferro Laranja dourado

Cobre Verde

Cobalto Azul

Magnésio Branco brilhante

Manganês Verde amarelado

LUMINESCÊNCIA

Alguns materiais, quando absorvem radiação ultravioleta ou outras formas de radiação, emitem de volta luzvisível. Esse fenômeno é chamado de luminescência. Quando o fenômeno ocorre após a incidência daradiação ultravioleta, é chamado de fluorescência; mas se a emissão demorar segundos ou horas, temos afosforescência. Quando a emissão ocorre após uma reação química que libera energia sob a forma de luz,temos a quimiluminescência.

Coloque no compartimento contendo a luz negra as seguintes amostras:

1 – Recipiente contendo água tônica

2 – Recipiente contendo limpador multiuso

3 – Recipiente contendo comprimidos de vitamina B triturados e dissolvidos em água (1 colher de café de vit B)

4 – Recipiente contendo folhas verdes trituradas

Observe a coloração de cada amostra com a luz negra apagada e anote. A seguir, acenda a luz negra, veja o que

acontece e anote. Evite olhar diretamente para a lâmpada, pois a radiação UVA pode causar danos à retina.

Substâncias químicas responsáveis pela fluorescência em cada uma das amostras:

1 - A água tônica possuiu sulfato de quinino, que é um alcaloide fluorescente.

2 - O multiuso contém o branqueador óptico diestiril-bifenil.

3 - A vitamina B2 presente nos comprimidos de vitamina B é a responsável pela fluorescência.4 – A clorofila é a responsável pela fluorescência

CONDUTIVIDADE ELÉTRICA

Para que um material conduza a corrente elétrica, ele deve apresentar cargas elétricas livres para semovimentarem. Assim, algumas soluções conduzem a corrente elétrica e outras não.Quando um composto iônico é dissolvido em água, os íons presentes no seu retículo cristalino sãoseparados (dissociação iônica) resultando numa solução contendo íons livres (cátions e ânions), queconduz a corrente elétrica.Quando dissolvemos compostos moleculares em água, as moléculas desse composto podem ser apenasseparadas resultando numa solução sem íons livres e que portanto, não conduz a corrente elétrica, ou podeproduzir íons (ionização) resultando numa solução que conduz a corrente elétrica.

Verifique a condução ou não da corrente elétrica através do acendimento de uma lâmpada

Materiais que conduzem a corrente elétrica:

- O NaCl (aq) pois possui íons dissolvidos em solução (Na+ e Cl-)

- A água da torneira conduz eletricidade pois contém vários íons dissolvidos (F-, Cl-, Ca2+, Mg2+, Na+).

Materiais que não conduzem a corrente elétrica:

- Água destilada. A água é uma substância molecular e não apresenta íons dissolvidos.

- NaCl (s) é um sólido iônico cuja estrutura cristalina apresenta os íons Na+ e Cl- fortemente ligados e não

estão livres para conduzir a corrente elétrica.

- Sacarose (s) é um composto molecular (C12H22O11), não apresenta íons.

- Sacarose (aq) é uma solução molecular e as moléculas desse composto apenas são separadas

resultando numa solução sem íons livres e, portanto, não conduz a corrente elétrica.

VAI-E-VEM DAS CORES

Iremos ver o que acontece quando adicionamos leite de magnésia, um anti-ácido, ao ácido clorídrico (o ácido que temos no nosso estômago) segundo a reação:

Mg(OH)2 +2HCl→MgCl2 + H2O.

Para ver o que acontece iremos usar uma mistura de indicadores chamada indicador universal.

Para isso adicione o indicador em um béquer com água até coloração intensa. Adicione uma colher

leite de magnésia e observe a coloração roxa, indicando que o pH está básico. Adicione HCl com um

conta-gotas e observe a variação das cores.

A cor avermelhada indica que o pH ficou ácido devido à adição do HCl; no momento em que a coloração ficou verde, houve a neutralização do ácido. Depois o meio volta a ficar roxo, indicativo de meio básico, porque há Mg(OH)2 em excesso.

Uma reação química é uma transformação onde novas substâncias são formadas a partir de outras. Para

saber se houve uma reação química, precisamos comparar as propriedades das substâncias presentes no

sistema, no estado inicial e final. Geralmente, a ocorrência de reações químicas pode ser verificada

através das seguintes evidências:

-Liberação ou absorção de calor - Mudança de coloração - Produção de cheiro

- Formação de um precipitado - Liberação de gás

REAÇÕES QUÍMICAS

BAFÔMETRO

O teste do bafômetro é comumente utilizado por policiais, de modo a identificar o motorista queingeriu bebida alcoólica antes de dirigir. O princípio do teste é uma reação de oxirredução, onde um salalaranjado de cromo é reduzido para um sal de cromo de coloração verde. Nesta reação o sal de cromosofre redução e o álcool sofre oxidação. Se há a mudança de coloração, indica que há álcool e que areação ocorreu, portanto, o teste do bafômetro seria positivo e o motorista haveria ingerido álcool.

Redução: Cromo VI (laranja) → Cromo III (verde) → Cromo II (azul)Oxidação: álcool → aldeído → ácido acético (todos incolores)

Adicione 1,0 mL da solução de dicromato de potássio 0,1 mol.L-1

no tubo de ensaio e acrescente mais 1,0 mL da solução de ácido sulfúrico 7,0 mol.L-1.Observe que o tubo esquentou porque a reação é exotérmica.Coloque aproximadamente 50,0 mL de etanol no erlenmeyer.Certifique-se de que o sistema está bem tampado. Adapte umcanudinho plástico e assopre. Observe a mudança de coloração.

Há mudança de cor da solução de alaranjado, para marrom e depois paraverde e talvez para azul. Isso acontece porque o sopro faz com que vapores deálcool sejam borbulhados para a solução ácida de dicromato, provocandouma mudança de coloração devido à seguinte reação redox:

Obs.: Se a solução ficar azul, é porque o cromo foi posteriormente reduzido a Cr(II) e o aldeído foi oxidado a ácido acético

PASTA DE DENTE DE ELEFANTE

Numa proveta, adicione 15 mL de peróxido dehidrogênio a 30%, 4 gotas de detergente e 3 gotas decorante. Misture. Adicione a seguir uma espátula deiodeto de sódio e observe a formação de abundanteespuma.

A água oxigenada deve ser armazenada em locais escuros e frios para conservá-la por mais tempo.

É que a luz e o calor promovem a reação de decomposição da água oxigenada:

No experimento usou-se como catalisador o iodeto de sódio e

um detergente foi adicionado para que fosse produzida

bastante espuma devido à liberação de oxigênio.

CINÉTICA QUÍMICA – REAÇÃO RELÓGIO

A Cinética Química é a parte da Química que estuda a velocidade (ou rapidez) das reações químicas.

A velocidade média de formação de um produto corresponde à quantidade de produto formado num

intervalo de tempo; a velocidade média de consumo de um reagente corresponde à quantidade de

reagente consumido num intervalo de tempo. Existem fatores que podem acelerar ou retardar a

velocidade das reações químicas. Tais fatores são:

- concentração dos reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes, maior a frequência das

colisões eficazes (ou efetivas) e maior a velocidade da reação;

- temperatura: quanto maior a temperatura, maior a energia cinética das moléculas e maior a velocidade

da reação;

- superfície de contato: quanto maior a superfície de contato entre as fases, maior a frequência das

colisões eficazes (ou efetivas) e maior a velocidade da reação;

- presença de catalisador: acelera a velocidade da reação porque diminui a Energia de ativação da

reação. Ele não é consumido no processo.

Para a análise do efeito da concentração foi escolhida a reação relógio de iodo que consiste na misturade duas soluções incolores. Aparentemente nada acontece, mas passados alguns segundos a soluçãoresultante adquire uma cor azul escura. Isso ocorre porque o iodato reage com os íons bissulfito e produziodeto. Quando todos os íons bissulfito tiverem sido consumidos, o iodato (IO3

-) reagirá com o iodeto (I-) eproduzirá iodo (I2), que formará um complexo azul com o amido.

As reações ocorridas são:

3HSO3-(aq) + IO3

-(aq) → I-(aq) + 3SO4--(aq) + 3H+(aq) consumo de íons bissulfito

5I-(aq) + 6H+(aq) + IO3-(aq) → 3I2(aq) + 3H2O excesso de iodato reagindo com iodeto

I2(aq) + Amido → [I2-Amido](aq) formação de um complexo azul.

Numere 3 tubos de ensaio de 1 a 3 e adicione a eles 4,0 mL das seguintes soluções:

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3Na2S2O5 10 mmol.L-1 7,5 mmol.L-1 5 mmol.L-1

Numere 3 béqueres de 1 a 3 e adicione a eles 5,0 mL das seguintes soluções:

Béquer 1 Béquer 2 Béquer 3KIO3 0,02 mol.L-1 20 mmol.L-1 16 mmol.L-1 12 mmol.L-1

Cada aluno segura um tubo de ensaio. Após um sinal, cada aluno adiciona o tubo no respectivo béquer. Observe que as soluções mais

concentradas são mais rápidas que as mais diluídas.

A seguir, adicione 3 gotas de solução de amido a cada um deles

ESCRITA ELETROQUÍMICA - ELETRÓLISE

Uma eletrólise é uma reação de oxirredução causadapela passagem de corrente elétrica. Ela pode ser ígnea,quando o composto iônico está fundido, ou aquosa,quando o composto iônico está dissolvido em água. Emambos os casos, os cátions são atraídos para o polonegativo e sofrem redução. Os ânions são atraídos parao polo positivo e sofrem oxidação

Eletrólise Ânodo Oxidação Polo positivo Fio vermelho

Cátodo Redução Polo negativo Fio preto

Numa eletrólise aquosa, há uma competição entre água e os íons do eletrólito. Para prever o produto de uma eletrólise usando eletrodos inertes (platina ou grafite), devemos consultar a tabela de facilidade de descarga:

No cátodo, polo negativo

Zn2+, Fe2+, Cr3+, Ni2+, Cu2+, Ag+ H+ K+, Na+, Ca2+, Ba2+, Al3+

No ânodo, polo positivo

Cl-, Br-, I- OH- F-, SO42-, NO3

-, PO43-

Maior tendência Menor tendência

A eletrólise de uma solução de NaI que contém fenolftaleína e amido deve produzir:

Polo negativo: H2O + e- → ½ H2 + OH-

Polo positivo: I- → ½ I2 + e________________

H2O + I- → ½ H2 + OH-+ ½ I2 ou:2H2O(l) + 2NaI(aq) → H2(g) + 2NaOH(aq) + I2(s)

A produção de OH- no polo negativo será evidenciada pela coloração rosa carmim da fenolftaleína. Junto ao polo positivo (ânodo) haverá o aparecimento de uma coloração azul devido à combinação do I2 com o amido.

Coloque de dentro de uma assadeira de alumínio 3 folhas de papel de filtro.

Coloque num béquer, aproximadamente 20,0 mL de solução de NaI 0,5 mol.L-1, 20 gotas de solução de

amido a 2% e 50 gotas de fenolftaleína a 0,5%.

Umedeça as folhas com a solução contida no béquer. Ligue o polo negativo da fonte de tensão à

assadeira e o polo positivo ao eletrodo de cobre. Aplique aproximadamente 5,0 V de tensão.

Use o eletrodo de cobre para escrever ou desenhar nas folhas do papel de filtro.

Observe que a escrita é azul de um lado do papel e rosa do outro.