química geral ii laboratório

CEFET QUÍMICA

UNIDADE RJ

QUÍMICA GERAL II EXPERIMENTAL

2º

Período

Montagem e revisão: Profª. Ana Paula Fontan

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QUÍMICA

GERAL

II

EXPERIMENTAL

SUMÁRIO

PRÁTICA n° 1: Ligações iônicas e moleculares..................................................................................... 03

PRÁTICA n° 2: Dissociação e Funções Químicas.................................................................................. 06

PRÁTICA n° 3: Soluções............................................................................................................................. 17

PRÁTICA n° 4: Óxidos................................................................................................................................ 20

PRÁTICA n° 5: Ácidos, Hidróxidos e Sais.............................................................................................. 22

PRÁTICA n° 6: Estudo de Reações I......................................................................................................... 26

PRÁTICA n° 7: Estudo de Reações II....................................................................................................... 31

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PRÁTICA

Nº.1:

LIGAÇÕES

IÔNICAS

E

MOLECULARES

1. OBJETIVOS:

Constatar, na prática, diferenças entre o comportamento de substâncias iônicas e moleculares.

Verificar a solubilidade de alguns compostos, já que a natureza iônica de uma substância influi na solubilidade em determinados solventes.

2. INTRODUÇÃO

TEÓRICA:

Substâncias iônicas são aquelas formadas por íons (cátions e ânions) ligados entre si por forças de natureza elétrica.

Substâncias moleculares ou covalentes são formadas a partir do compartilhamento de elétrons entre os átomos dos elementos que estão se ligando. Apesar de não possuírem íons em sua constituição, as moléculas podem apresentar pólos elétricos, devido à diferença de eletronegatividade dos elementos; neste caso, são denominadas moléculas polares.

Quando não há diferença de epletronegatividade ou quando a resultante dessas diferenças é nula, a molécula é denominada apolar.

As substâncias moleculares têm suas moléculas atraídas entre si por forças denominadas de intermoleculares.

No caso de substâncias cujas moléculas sejam apolares a força de atração que justifica sua existência nos estados sólido e líquido é denominada de dipolo

induzido

– dipolo

induzido; no caso de substâncias cujas moléculas sejam polares a força intermolecular é denominada dipolo

permanente

– dipolo

permanente

ou simplesmente dipolo – dipolo.

Há um tipo de dipolo – dipolo, muito forte, que ocorre entre moléculas onde o hidrogênio esteja ligado a oxigênio, nitrogênio ou flúor. Esta força recebe o nome particular de ponte

de

hidrogênio

(ou ligação de hidrogênio).

Nas substâncias moleculares, de um modo geral, dois fatores influem nos PF e PE:

Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores os seus PF e PE.

Quanto maior for o tamanho de uma molécula, maior será a sua superfície, o que propicia um maior número de interações com as moléculas vizinhas, acarretando PF e PE maiores

Para comparar os pontos de fusão e ebulição de diferentes substâncias, devemos considerar esses dois fatores

Quanto maior a intensidade da interação, maiores os PF e PE.

Quanto maior o tamanho da molécula, maiores os PF e PE.

A solubilidade de uma substância (denominada soluto) em outra (denominada solvente), está relacionada à semelhança das forças atuantes nas mesmas (iônicas ou intermoleculares). Em conseqüência disso, substâncias iônicas e substâncias moleculares polares tendem a se solubilizar em solventes também polares, enquanto que substâncias apolares tendem a se solubilizar em solventes apolares. O envolvimento

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das partículas do soluto pelas moléculas do solvente é denominado de solvatação

e, no caso do solvente

usado ser a água é comum substituir-se o termo por hidratação.

O fenômeno da dissolução é fundamentalmente um processo físico-químico, dependendo, em

grande extensão, das forças de coesão que ligam:

As moléculas do solvente

As partículas do soluto

As moléculas do solvente e as partículas do soluto.

Embora não seja possível prever com precisão absoluta quando uma substância é solúvel em outra, podemos estabelecer genericamente que:

A dissolução ocorre com facilidade, quando as forças de ligação entre as moléculas do solvente, de um lado, e entre as partículas do soluto, de outro, são do mesmo tipo e magnitude.

Uma

substância

é

solúvel

em

outra

que

lhe

é

semelhante, interpretando esta semelhança do ponto de vista estrutural, de polaridade e caráter das forças intermoleculares.

Assim,

um

composto

polar

é

solúvel

em

solvente

polar.

3. MATERIAIS

E

REAGENTES:

Materiais

Reagentes

3 Buretas de 25,00 ou 50,0 mL Sólidos

: Cloreto de sódio (NaCl) ; cloreto de zinco (ZnCl2)

Suportes e garras para buretas Naftaleno sólido (C10H8) ; Iodo sólido (I2) ;

Bico de Bunsen Sacarose (C12H22O11)

Tubos de ensaio e estante

Pissete Álcool etílico P.A. (C2H5OH)

Pinça de madeira Óleo comestível

Tetracloreto de carbono (CCl4) ou querosene

4. PROCEDIMENTO

EXPERIMENTAL:

I . SUBSTÂNCIAS

IÔNICAS

E

MOLECULARES

FRENTE

AO

AQUECIMENTO:

Atenção:

Procurar um dos professores, levando um tubo de ensaio, para que uma pequena quantidade de iodo seja adicionada ao tubo. Retorne à sua bancada e aqueça o tubo, com o auxílio de uma pinça de madeira, até observar alguma mudança no estado físico do iodo.

Em três tubos de ensaio, adicionar respectivamente sacarose, cloreto de zinco (ZnCl2) e cloreto de sódio (NaCl) ( todos no estado sólido ).

Aquecer, com o auxílio de uma pinça de madeira, cada um dos tubos até observar mudança no seu estado físico.

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II. POLARIDADE

E

SOLUBILIDADE:

Atenção:

Em três tubos de ensaio adicionar, utilizando as buretas, respectivamente, 1,0 mL de água, 1,0 mL de álcool etílico e 1,0 mL de querosene. A cada um dos tubos adicionar 2 gotas de óleo comestível, agitar intensamente e observar os resultados.

Repetir o procedimento anterior, substituindo o óleo comestível por quantidades pequenas e equivalentes de: Cloreto de sódio; Naftaleno; Iodo.

Solubilidade comparativa Solvente

óleo NaCl naftaleno iodo

Água

Álcool etílico

Querosene

QUESTIONÁRIO

1) Considerando o aquecimento das substâncias no item I, explique, levando em conta o tipo de ligação química, o tipo de força intermolecular, etc., a diferença de comportamento observada.

2) Pode-se observar que o iodo é uma substância que sublima. Todas as substâncias moleculares sublimam? Justifique a sua resposta.

3) Apesar de termos aquecido o cloreto de sódio, não foi possível observar sua fusão. Todas as substâncias iônicas têm ponto de fusão tão elevado quanto o NaCl? Justifique.

4) Explicar o comportamento observado no procedimento II da prática, levando em conta o tipo de ligação química, a polaridade ou não das substâncias usadas e, consequentemente, suas forças intermoleculares.

5) Se utilizássemos como solventes: água, álcool metílico (CH3 OH), hexano (C6H14) e sulfeto de carbono (CS2) e como solutos: gasolina, amônia (NH3), enxofre (S) e cloreto de amônio (NH4Cl), quais seriam os resultados encontrados? Por quê?

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PRÁTICA

Nº.

2:

DISSOCIAÇÃO

E

FUNÇÕES

1. OBJETIVOS:

Explicar o comportamento dos eletrólitos através da formação de íons (dissociação ou ionização).

Demonstrar a diferença entre eletrólitos fortes e fracos.

Reconhecer os principais comportamentos químicos que caracterizam ácidos e bases de Arrhenius.

Caracterizar a importância dos indicadores ácido-base.

2. INTRODUÇÃO

TEÓRICA:

A condução de corrente elétrica através de uma substância está associada à presença de íons, capazes de transportar as cargas de um pólo ao outro.

As substâncias capazes de conduzir corrente elétrica, em solução aquosa, são denominadas eletrólitos.

As substâncias iônicas, quando fundidas ou em solução aquosa, têm suas entidades elementares (agregados) rompidas, com a separação de seus íons formadores e, portanto, nestas condições, conduzem eletricidade.

As substâncias covalentes

polares, em solução aquosa, têm suas moléculas rompidas pela ação da água, com formação de íons, num fenômeno denominado ionização. Desse modo, soluções aquosas de substâncias covalentes polares são capazes de conduzir corrente elétrica. Já as substâncias covalentes

apolares, mesmo em solução aquosa, não são capazes de gerar íons e consequentemente não conduzem corrente elétrica.

A extensão da ionização varia de substância para substância, dependendo do momento em que se estabelece o equilíbrio químico. Se o equilíbrio é estabelecido quando há muitos íons e poucas moléculas, temos um eletrólito forte. Se, tivermos poucos íons e muitas moléculas no momento de equilíbrio, temos um eletrólito fraco.

As funções químicas têm por objetivo agrupar substâncias de comportamento quimicamente semelhante. Dentre as funções inorgânicas temos as conhecidas como ácidos e bases, de características bastante marcantes e facilmente comprováveis.

Indicadores são substâncias que auxiliam na caracterização dos ácidos e bases, permitindo detectar a presença dos íons H3O

+ (no caso dos ácidos) e OH (no caso das bases) nas soluções.

Dados fornecidos para a prática:

Indicadores Zona de viragem (pH) Mudança de cor

Metilorange 3,1 4,4 Vermelho a amarelo

Azul de bromotimol 6,0 7,6 Amarelo a azul

Fenolftaleína 8,2 – 9,8 Incolor a vermelho

3. MATERIAIS

E

REAGENTES:

Materiais

Reagentes

3 bechers de 50 ou 100 mL

Soluções

de

mesma

concentração

( 0,1 mol/L) de :

Aparelho p/ condutividade Ácido acético (CH3COOH)

Bechers para as soluções Ácido sulfúrico (H2SO4)

Becher p/ lavagem dos eletrodos Ácido clorídrico (HCl)

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Tubos de ensaio e estante Cloreto de sódio (NaCl)

Pipeta graduada de 5,0 mL Hidróxido de sódio (NaOH)

Vidro de relógio Hidróxido de amônio (NH4OH)

Bastão de vidro

Papel indicador universal Indicadores : metilorange, fenolftaleína, azul de bromotimol

4. PROCEDIMENTO

EXPERIMENTAL:

I. FORÇA

DOS

ELETRÓLITOS

ESTE

PROCEDIMENTO

SERÁ

DEMONSTRATIVO

Você encontrará bechers contendo soluções de: cloreto de sódio (NaCl), ácido clorídrico (HCl) , ácido sulfúrico (H2SO4), ácido acético (CH3COOH), hidróxido de sódio (NaOH) e amônia (NH4OH). Junto aos bechers estará um aparelho capaz de determinar a condução ou não de corrente elétrica, um pissete e um becher vazio.

O aparelho será ligado à corrente elétrica e os eletrodos serão introduzidos no becher contendo solução de cloreto de sódio, verificando-se a intensidade com que a lâmpada acenderá. O becher contendo a solução será retirado e um becher vazio será colocado abaixo dos eletrodos para que os mesmos possam ser lavados com o auxílio de um pissete contendo água deionizada.

O procedimento anterior será repetido com as demais soluções, comparando-se a intensidade com que a lâmpada acende em cada um dos casos.

II. INDICADORES

ÁCIDO

- BASE

1 . Técnica

para

o

uso

de

papel

indicador:

Pegue um vidro de relógio limpo e seco e coloque alguns pedaços de papel indicador nas bordas do mesmo.

Umedeça um bastão de vidro com água destilada e aproxime-o de um dos pedaços de forma que uma gota molhe o papel. Compare a coloração do papel com a tabela existente no laboratório.

Repita o procedimento para as soluções de ácido clorídrico, hidróxido de sódio e cloreto de sódio.

SUBSTÂNCIA

pH encontrado

H2O HCl

NaOH NaCl

2. Ação

dos

indicadores

sobre

ácidos

e

bases:

Pegue três tubos de ensaio e a eles adicione, respectivamente, 1,0mL de água deionizada, 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) e 1,0 mL de solução de ácido clorídrico (HCl). A cada um dos tubos adicione 3 gotas de metilorange, agite , observe e anote os resultados. Misture as soluções de ácido e hidróxido e observe o resultado. Verifique com papel indicador o pH resultante da mistura (pH = _______ ).

Pegue três tubos de ensaio e a eles adicione, respectivamente, 1,0 mL de água deionizada, 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) e 1,0 mL de solução de ácido clorídrico (HCl). A cada um

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dos tubos adicione 3 gotas de fenolftaleína, agite , observe e anote os resultados. Misture as soluções de ácido e hidróxido e observe o resultado. Verifique com papel indicador o pH resultante da mistura (pH = _______ ).

Pegue três tubos de ensaio e a eles adicione, respectivamente, 1,0 mL de água deionizada, 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) e 1,0 mL de solução de ácido clorídrico (HCl). A cada um dos tubos adicione 3 gotas de azul de bromotimol, agite , observe e anote os resultados. Misture as soluções de ácido e hidróxido e observe o resultado. Verifique com papel indicador o pH resultante da mistura (pH = _______ ).

A partir de suas observações e da tabela de indicadores fornecida, preencha os quadros abaixo.

INDICADOR SUBSTÂNCIAS COLORAÇÃO Faixa de pH HCl

NaOH H2O

METILORANGE

HCl + NaOH HCl

NaOH H2O

FENOLFTALEÍNA

HCl + NaOH HCl

NaOH H2O

AZUL DE BROMOTIMOL

HCl + NaOH

QUESTIONÁRIO

1) Defina eletrólito e classifique as substâncias analisadas na prática em eletrólitos fortes ou fracos (procedimento I). Escreva as equações de dissociação (ou ionização) de cada uma delas, indicando onde ocorre dissociação e onde ocorre ionização.

2) O que são indicadores? Utilizando-se um único indicador é possível a determinação do pH de uma solução aquosa?

3) O que é o papel indicador universal? Como é possível, através do seu uso, determinar o pH de uma solução?

4) A partir das observações do item II. 2 da prática e de posse da tabela de indicadores abaixo, responda a questão a seguir:

Indicador zona de viragem( pH ) cor abaixo da zona de viragem cor acima da zona de viragem

Azul de timol

Vermelho do Congo

Alaranjado de metila

Verde de bromocresol

Vermelho de metila

Tornassol

Púrpura de bromocresol

Azul de bromotimol

Vermelho de fenol

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Vermelho de cresol

Azul de timol

Fenolftaleína

Timolftaleína

Amarelo de alizarina GG

Azul de épsilon

A que conclusões poderíamos chegar com relação ao pH das soluções hipotéticas que constam do quadro a seguir. A que meio (ácido, básico ou neutro) corresponderia tal pH?

Substância Indicador Coloração Faixa de pH do indicador

Faixa de pH da substância/ meio

em que se encontra

A

B

C

D

E

F

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SOLUÇÕES

Dispersão é todo sistema no qual uma substância A, sob forma de pequenas partículas, distribui-se

uniformemente em toda a extensão de outra substância B. A substância A constituirá o disperso

do sistema;

B será o dispersante ou dispergente.

Existem vários tipos de dispersão e a diferença de comportamento entre elas está associada ao diferente tamanho das partículas dispersas. Nas soluções, que são misturas homogêneas, as partículas dispersas têm diâmetro menor que um nanômetro (1 nm =10- 9 m) e são constituídas por moléculas ou íons comuns.

Numa solução o disperso é chamado soluto

e o dispergente é denominado solvente. Assim, se

considerarmos uma solução aquosa de sacarose, a sacarose será o soluto e a água o solvente.

Como já foi comentado anteriormente, devido à sua natureza homogênea, as soluções facilitam as trocas químicas e por isso são rotineiramente usadas quando se desejam realizar reações.

Uma das classificações utilizadas nas soluções está relacionada à proporção existente entre o soluto e o solvente e assim temos:

: a proporção do soluto é pequena em relação à do solvente.

Solução

: a proporção do soluto é grande em relação à do solvente.

Observação: Estes dois termos têm significados apenas entre si; eles não implicam quaisquer quantidades

específicas de soluto no solvente. Por exemplo, um ácido sulfúrico concentrado contém aproximadamente, 176 g de H2SO4 em cada

100 mL de solução. Por comparação, uma solução contendo 50 g de ácido sulfúrico seria diluída e esta, se comparada a uma solução contendo 5 g de ácido, seria concentrada.

: quando contém o máximo de soluto dissolvido a uma dada temperatura e é estável na presença do soluto não dissolvido (corpo de chão ou corpo de fundo).

Solução

: quando contém menor quantidade de soluto que a solução saturada, à mesma temperatura.

Solubilidade

ou

Coeficiente

de

solubilidade

É a “quantidade” de um soluto A que, a uma dada temperatura,

uma “quantidade” padrão de um solvente B.

A solubilidade é comumente expressa em gramas de A / 100 g de B.

Ex: Solubilidade do KNO3 em água a 20°C = 31,6 g de KNO3/ 100 g de H2O

Solubilidade do KNO3 em água a 30°C = 45,8 g de KNO3/ 100 g de H2O

Para exemplificar os termos descritos e usando as solubilidades acima, analisemos as situações abaixo:

Dissolvem-se 31,6 g de KNO3 em 100 g de água a 20°C. Teremos então uma solução . As soluções que contiverem menos que 31,6 g de KNO3 em 100 g de água, a 20 °C serão

. Por outro lado, se, a essa temperatura, adicionarmos mais do que 31,6 g de KNO3, este excedente decantará, constituindo o corpo

de

chão ou corpo

de

fundo.

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Aquecendo-se a solução anterior (31,6 g de KNO3/100g de H2O) até 30°C, a solução deixará de estar saturada e será . Se, a esta temperatura, continuarmos a adicionar soluto, ela permanecerá insaturada até atingir-se 45,8

g

de

KNO3, momento no qual ela estará . Se continuarmos

adicionando KNO3 este decantará, constituindo o corpo

de

chão

(se adicionarmos, por exemplo,

65,8g de KNO3, 20,0 g decantarão).

CONCENTRAÇÃO

DAS

SOLUÇÕES

É qualquer maneira de se indicar a proporção entre as “quantidades” de soluto e de solução (ou de solvente).

Veremos a seguir algumas das maneiras usadas para exprimir a concentração de uma solução.

Concentração

em

massa

/ volume

a) A

é expressa em e o solução , em

Nesse caso, a concentração será expressa em gramas / litro ou g/L.

Exemplos:

Se dissolvermos 40 g de NaCl em água de modo a obter 250 mL de solução, qual será a sua concentração expressa em g/L ?

Ao dissolvermos 800 g de açúcar em água até formarmos 5,0 litros de solução, que concentração em g/L iremos obter?

A proporção entre a massa do soluto e o volume de solução é igual nos dois exemplos. Por isso, a concentração das duas soluções é a mesma.

b) A

é expressa em

e é referida a cada

solução Nesse caso, a concentração será expressa em % m/v.

Exemplos:

Adicionando 20 g de NaCl em água de modo a obter 500 mL de solução, qual será a sua concentração expressa em % m/v ?

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Calcular a massa de hidróxido de potássio necessária para preparar 2,0 L de solução 20% m/v ?

Concentração

em

quantidade

de

matéria

/ volume

O

(em mols) e o solução, em

Nesse caso, a concentração será expressa em mol / litro.

Exemplos:

Dissolvem-se 80 g de hidróxido de sódio em água de modo a obter-se 1,0 L de solução. Calcule a concentração da solução em mol/L.

M(NaOH) = 40 g / mol

:

Calcule a massa de soluto, em gramas, presente em 50,0 mL de solução 0,10 mol/L de KOH.

0,

M(KOH) = 56 g / mol

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EXERCÍCIOS

1) Sabendo-se que a solubilidade da sacarose é:

204 g de sacarose/ 100 g de H2O ( 20°C)

220 g de sacarose/ 100 g de H2O ( 30°C)

Responda:

250 g de sacarose são adicionados a 100 g de água a 20°C. Depois de agitar o sistema suficientemente, mantida a temperatura constante, podemos afirmar que:

(a) Toda a sacarose dissolve-se e a solução obtida é insaturada.

(b) Toda a sacarose dissolve-se e a solução obtida é saturada.

(c) 46 g de sacarose não se dissolvem, constituindo corpo de chão e a solução sobrenadante é saturada.

(d) 46 g de sacarose não se dissolvem, constituindo corpo de chão e a solução sobrenadante é insaturada.

Qual é a massa da sacarose que deve ser dissolvida em 50 g de água para se obter uma solução saturada a 30°C?

As massa de sacarose e de água contidas em 640 g de solução saturada a 30°C são, respectivamente:

(a) 220 g e 420 g

(b) 440 g e 200 g

(c) 202 g e 438 g

(d) 404 g e 236 g

(e) 320 g e 320 g

Resfriando-se 160 g de uma solução saturada de sacarose, inicialmente a 30°C, até a temperatura atingir 20 °C, qual é a massa de sacarose que cristaliza, constituindo um corpo de fundo?

2) Tem-se no laboratório um frasco de solução cuja concentração é fixa. Se cada uma das operações abaixo for efetuada, o que acontece com a massa do soluto e com a concentração obtida no frasco, após cada uma das operações, em relação à solução do frasco original (aumenta; diminui; não se altera). Justifique cada resposta sem efetuar cálculos.

(a) Retiramos 25,00 mL da solução do frasco.

Massa: _________________________ Concentração: _______________________

(b) Dividimos o volume total do frasco em duas partes iguais.


(c) Adicionamos água de modo a dobrar o volume de solução.


(d) Sem que haja alteração de volume, acrescentamos mais soluto.


3) Calcule a concentração em % m/v de uma solução obtida dissolvendo-se 20 g dicromato de potássio (K2Cr2O7) em água de modo a perfazer 500 mL de solução. Qual o valor dessa concentração se for expressa em g/L?

4) Calcule a massa de nitrato de bário necessária para preparar 150 mL de uma solução 35% m/v . Se, ao invés de usarmos nitrato de bário usássemos o nitrato de cálcio, a massa necessária para preparar esta solução seria diferente da calculada?

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5) Calcular o volume de solução no qual devem ser dissolvidos 75,0 g de iodeto de potássio afim de que a solução seja 25 %m/v.

6) Uma solução foi preparada pesando-se 150 g de hidróxido de potássio e dissolvendo-o de modo a se obter 2,0 L de solução. Qual a concentração da solução em g/L? E em %m/v?

7) 17,1 g de sulfato de alumínio são dissolvidos em água suficiente para obtenção de 80,0 mL de solução. Calcule a concentração da solução em mol/L.

8) Calcule a concentração em mol/L das soluções abaixo:

a) 25,0 g de hidróxido de sódio em 75,0 mL de solução

b) 100 g de carbonato de sódio em 1,50 L de solução

c) 2,45 g de ácido clorídrico em 50,0mL de solução

d) 1,00 g de cloreto de sódio em 20,0 mL de solução

9) Uma solução aquosa de dicromato de potássio (K2Cr2O7) tem concentração igual a 2,0 mol/L. Calcule a concentração dessa solução em g/L e %m/v.

10) Calcule a massa de permanganato de potássio necessária para se preparar 200 mL de solução 0,02 mol/L.

11) 100 g de NaOH dissolvidos em 400 mL de água forneceram 420 mL de solução. Calcule:

(a) A concentração em g/L

(b) A concentração em % m/v

(c) A concentração em mol/L

12) Como monitor do laboratório de Química Geral você deverá cumprir as seguintes tarefas:

a) preparar 400 mL de uma solução 3,75 %m/v de nitrato de prata.

b) preparar 750 mL de uma solução 30 g/L de hidróxido de sódio.

c) preparar 3,5 L de uma solução 0,01 mol/L de carbonato de sódio.

Descreva como proceder em cada um dos casos.

Obs.: Todas as substâncias são sólidas a temperatura ambiente

13) Calcule a massa, em gramas, presente nas seguintes soluções de ácido clorídrico:

a) 20,0 mL de solução 5,0 mol/L .

b) 150 mL de solução 5,0% m/v.

c) 75,0 mL de solução 5,0 g/L.

14) Calcule a massa, em gramas, presente em 200 mL nas seguintes soluções 0,1 mol/L:

a) ácido sulfúrico

b) cloreto de sódio

c) nitrato de prata

d) hidróxido de sódio

15) Calcule a massa, em gramas, presente em 200 mL nas seguintes soluções 0,1 g/L:

a) ácido sulfúrico

b) cloreto de sódio

c) nitrato de prata

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d) hidróxido de sódio

16) Para adoçar um cafezinho, uma pessoa usou 3,42 g de sacarose. Sabendo que o volume do cafezinho é igual a 50,0 mL, calcule a concentração em mol/L e em % m/v. Dada a massa molar da sacarose: 342g/mol.

17) Qual é o volume máximo de solução de iodeto de sódio de concentração 0,40 mol/L que pode ser obtido a partir de 300 g do respectivo sal?

18) A concentração de ácido acético num vinagre é igual a 0,50 mol/L. Calcule essa concentração em g/L e %m/v. Dada a massa molar do ácido acético = 60 g/mol.

19) Qual é o volume máximo de solução de hidróxido de sódio de concentração igual a 2,5 mol/L que pode ser obtido dissolvendo-se 20,0 kg de NaOH de 96% de pureza em água suficiente.

20) Qual é a massa de sulfato cúprico pentahidratado necessária para a obtenção de 1,50 L de solução de concentração igual a 0,25 mol/L?

21) 500 mL de uma solução aquosa de iodeto de potássio de concentração igual a 0,50 mol/L são submetidos à evaporação até o volume final se reduzir a 320 mL de solução. Qual é a concentração em mol/L da solução obtida?

22) Calcule a concentração (em g/L) da solução obtida quando se adicionam 300 mL de água a 200 mL de solução de glicose de concentração igual a 10,0 g/L.

23) Pipetaram-se 10,00 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio de concentração 1,0 mol/L. Em seguida, adicionou-se aos 10,00 mL pipetados água suficiente para atingir o volume final de 500 mL. Qual a concentração da solução resultante, em mol/L?

24) Um aluno deseja preparar 1500 mL de solução 1,4 mol/L de ácido sulfúrico, diluindo uma solução 2,8 mol/L do mesmo ácido. Como ele deve proceder?

25) Um químico possui em seu estoque 500 mL de solução 1,0 mol/L de cloreto de sódio. Para que possa aproveitá-la na preparação de uma solução 2,0 mol/L deste mesmo sal ele deve: a) adicionar 500 mL de água b) evaporar 250 mL de água dessa solução c) adicionar 0,5 mol de cloreto de sódio d) preparar 600 mL de solução 3,0 mol/L de NaCl e juntar as duas soluções.

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RESPOSTAS

1) ? (c) 46 g de sacarose não se dissolvem, constituindo corpo de chão e a solução sobrenadante é saturada.

110g de sacarose

(b) 440 g e 200 g

8g de corpo de chão

2) (a) a massa diminui: foi retirada uma massa proporcional aos 25,00 mL; a concentração não se altera pois a proporção massa/volume permanece constante.

(b) a massa diminui: fica reduzida à metade; a concentração não se altera (idem item a).

(c) a massa não se altera: a quantidade de soluto não sofre nenhuma alteração em relação ao frasco original; a concentração diminui: teremos uma mesma massa para um volume que é o dobro do original, logo, a concentração será a metade da do frasco original.

(d) a massa aumenta: se há acréscimo de soluto, há aumento de massa do mesmo; a conc. aumenta pois teremos uma massa maior para um mesmo volume de solução.

3) 4,0% m/v e 40 g/L

4) 52,5 g. Independente da substância a ser utilizada, a massa necessária para preparar a solução em questão será de 35 g para cada 100 mL de solução.

5) 300 mL de solução

6) C = 75 g/L e 7,5% m/v

7) C = 0,626 mol/L

8) a) C = 8,3 mol/L

b) 6,28 x 10 - 1 mol/L

c) 1,34 mol/L

d) 8,55 x 10 - 1 mol/L

9) C = 588 g/L e 5,88%m/v

10) 0,632 g

11) a) 238 g/L

b) 23,8 %m/v

c) 5,95 mol/L

12) a) Pesar 15 g de AgNO3, dissolver em água suficiente, acrescentar água até completar 400 mL, homogeneizando bem a solução.

b) Pesar 22,5g g de NaOH, dissolver em água suficiente, acrescentar água até completar 750 mL, homogeneizando bem a solução.

c) Pesar 3,71 g de Na2CO3, dissolver em água suficiente, acrescentar água até completar 3,5 L, homogeneizando bem a solução.

13) a) 3,65g

b) 7,5 g

c) 3,75 x 10 - 1 g

14) a) 1,96 g de H2SO4

b) 1,17 g de NaCl

c) 3,4 g AgNO3

d) 0,8 g de NaOH

15) 0,02 g em todos os itens.

16) C = 0,2mol/L e 6,84 % m/v

17) 5,0 litros

18) C = 30 g/L e 3,0 % m/v

19) 192 litros

20) 93,6 g deCuSO4. 5 H2O

21) 7,8 x 10 - 1 mol/L

22) 4,00 g/L

23) 2,0 x 10 - 2 mol/L

24) Deve misturar 750 mL da solução 2,8 mol/L com 750 ml de água.

25) letra b e letra c

- 17 -

PRÁTICA

Nº.

3:

SOLUÇÕES

1. OBJETIVOS:

Caracterizar experimentalmente os conceitos relacionados às soluções, tais como concentrado, diluído, saturado, etc.

Desenvolver noções básicas de concentração, enfocando o aspecto de razão entre massa e volume.

2. INTRODUÇÃO

TEÓRICA:

As misturas podem ser descritas como sendo homogêneas ou heterogêneas. Uma mistura homogênea é aquela cujas propriedades são uniformes em toda sua extensão. A este tipo de mistura se dá o nome de solução.

Como podemos prever, para que uma reação química ocorra entre duas substâncias, os íons ou moléculas contidas nos reagentes devem entrar em contato uns com os outros. Por esta razão, a velocidade na qual uma reação ocorre depende de quão facilmente as espécies reagentes são capazes de se intermisturar.

Nos sólidos, o contato é feito apenas na parte mais externa, o que dificulta a interação entre as espécies. Em virtude da natureza homogênea das soluções as substâncias dissolvidas estão intimamente misturadas em nível molecular ou iônico, e as trocas químicas podem ocorrer rapidamente, motivo pelo qual elas são ampla e rotineiramente utilizadas em laboratório.

Numa solução o disperso é chamado soluto

e o dispergente é denominado solvente. Assim, se considerarmos uma solução aquosa de sacarose, a sacarose será o soluto e a água o solvente.

Como já foi comentado anteriormente, devido à sua natureza homogênea, as soluções facilitam as trocas químicas e por isso são rotineiramente usadas quando se desejam realizar reações.

3. MATERIAIS

E

REAGENTES:

Materiais

Reagentes

Tubos de ensaio e estante Solução 0,2% m/v de permanganato de potássio (KMnO4)

Pipeta graduada de 5,0 mL Solução 0,2% m/v de sulfato ferroso (FeSO4), acidulada

Becher 50 mL Solução 10% v/v de ácido clorídrico (HCl)

Funil pequeno Dicromato de potássio (K2Cr2O7) sólido

Cilindro graduado de 100 mL Cloreto de sódio (NaCl) sólido

Espátula Óxido de cálcio (CaO) sólido

Bastão de vidro

4. PROCEDIMENTO

EXPERIMENTAL:

I.

- 18 -

Em três tubos de ensaio colocar as seguintes quantidades de solução de permanganato de potássio e água deionizada:

Tubo

nº

1: 3,0 mL de KMnO4 0,2% m/v

Tubo

nº

2:

2,0 mL de KMnO4 0,2% m/v + 1,0 mL de água deionizada

Tubo

nº

3:

1,0 mL de KMnO4 0,2% m/v + 2,0 mL de água deionizada

Encher a pipeta graduada de 5,0 mL até o traço 0,0 mL com solução de sulfato ferroso acidulada (FeSO4 0,2% m/v)

Adicionar gota a gota, a solução da pipeta no tubo nº 1, agitando o tubo após cada adição, até perceber o descoramento da solução, anotando o volume gasto.

Repetir o procedimento anterior com os tubos nº 2 e 3.

II.

A diluição de um ácido é uma maneira simples de comprovarmos o enunciado acima.

A concentração de um ácido pode ser avaliada através de seu pH. Quanto mais baixo for o valor do pH, maior a concentração do ácido.

Em um vidro de relógio colocar pequenos pedaços de papel indicador universal. Gotejar solução 10% de HCl sobre um dos pedaços de papel e comparar a cor obtida com a escala disponível no laboratório. Anotar o valor obtido.

Da solução 10% de HCl retirar exatamente 1,0 mL e transferir para um cilindro graduado de 100 mL, adicionando em seguida água deionizada até que o volume seja de 50,0 mL. Agitar bem e medir o pH desta nova solução, gotejando a mesma sobre o papel indicador e comparando com a escala, anotando o valor obtido.

Continuar adicionando, ao cilindro, água deionizada até completar 100 mL, agitando bem para perfeita homogeneização. Medir o pH e anotar o valor obtido.

III.

Pesar, em becher, 0,15 g de dicromato de potássio (K2Cr2O7). Dissolver o dicromato no menor volume possível de água, com o auxílio de um bastão de vidro.

Transferir o dicromato, já dissolvido, parta um cilindro graduado de 100 mL, utilizando um funil, que deverá ser convenientemente lavado com pissete, para que nenhuma porção do dicromato pesado fique retida nele. (Cuidado para não adicionar água demais durante a transferência e com isso, ultrapassar o volume de solução desejado!!!!!!)

Adicionar água deionizada até perfazer um volume total de 50,0 mL de solução.

Tampar o cilindro e homogeneizar bem.

Calcular a concentração em % m/v e g/L da solução preparada.

Se adicionássemos água à solução preparada até obtermos um volume total de 100 mL, qual seria a concentração desta nova solução?

- 19 -

IV.

Adicionar 5,0 mL de água deionizada a dois tubos de ensaio.

Pesar, separadamente, 0,2g de cloreto de sódio (NaCl) e 0,2 g de óxido de cálcio (CaO), adicionando-os em seguida aos tubos contendo água.

Homogeneizar bem com bastão de vidro e observar.

QUESTIONÁRIO

1) Procedimento

I:

Calcule as massas de permanganato contidas em cada tubo.

Calcule as concentrações %m/v de cada um dos tubos.

2) Procedimento

II:

Quais foram os valores de pH encontrados para as soluções usadas?

Em função dos valores de pH encontrados, coloque as soluções usadas em ordem crescente de concentração.

Calcule as concentrações após as diluições.

3) Procedimento

III:

Responda às questões propostas no próprio item.

4) Procedimento

IV:

A solubilidade das duas substâncias é igual?

Em qual dos casos obteve-se uma solução saturada?

É possível calcular, com os procedimentos efetuados, as concentrações das soluções de cloreto de sódio e óxido de sódio? Em caso afirmativo, qual a concentração em % m/v?

- 20 -

PRÁTICA

Nº.

4:

ÓXIDOS

1. OBJETIVOS:

Verificar experimentalmente o comportamento de óxidos.

Montar as reações de classificação de um óxido.

2. INTRODUÇÃO

TEÓRICA:

Óxidos são compostos binários de oxigênio nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

Óxidos

básicos: são compostos metálicos que reagem por síntese com água formando hidróxidos.

Óxidos

ácidos: são os óxidos que reagem por síntese com água formando ácidos oxigenados (oxiácidos); são formados por ametais ou por metais em estado de oxidação elevado.

Óxidos

anfóteros: são formados por semimetais ou por metais de transição; possuem caráter iônico - molecular e se comportam como óxidos básicos ou ácidos, diante dos ácidos ou hidróxidos fortes.

Peróxidos: são óxidos que reagem com água formando hidróxidos e água oxigenada (H2O2) e com ácidos formando sal e água oxigenada; contêm o grupo ( O – O ) 2 , denominado peroxi.

3. MATERIAIS

E

REAGENTES:

Materiais

Reagentes

Vidro de relógio

Sólidos: Óxido de cálcio (CaO)

Tubos de ensaio e estante Peróxido de sódio (Na2O2)

3 bechers de 50 ou 100 mL Dióxido de manganês (MnO2)

Pipeta graduada de 5,0 mL Papel indicador universal

Funil / papel de filtro Indicador azul de bromotimol

Suporte universal Indicador fenolftaleína

Argola e mufa Solução 10% de peróxido de hidrogênio (H2O2)

Bastão de vidro Solução 0,1 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH)

Solução 10% de ácido clorídrico (HCl)

4. PROCEDIMENTO

EXPERIMENTAL:

I. ÓXIDOS

BÁSICOS:

I.1: Em um becher colocar 20 mL de água deionizada e adicionar uma pequena porção de óxido de cálcio, agitando bem com bastão de vidro.

o Montar uma aparelhagem para filtração simples e, através da técnica adequada, filtrar a suspensão obtida, recolhendo o filtrado em um becher. Transferir parte do filtrado para um tubo de ensaio, adicionar 2 gotas de fenolftaleína e observar, anotando o resultado.

o O becher contendo o restante do filtrado deve ser reservado para uma experiência que será realizada posteriormente.

I.2: Colocar em um tubo de ensaio uma pequena

porção

de óxido de cálcio, adicionando em seguida, 2,0 mL de solução 10% de ácido clorídrico, agitando bem, observando o ocorrido e anotando suas observações.

- 21 -

II. ÓXIDOS

ÁCIDOS:

II.1: Em um becher, colocar 10 mL de água da torneira e 5 gotas de azul de bromotimol (a coloração do indicador deverá estar verde!!!). Com o auxílio de uma pipeta, assoprar de modo a fazer borbulhar a solução do becher até observar mudança de cor no indicador de verde para amarelo. Deixar o becher em repouso e, no final da aula, observar se ocorre alguma modificação, anotando suas observações.

II.2:Em um becher, colocar 10 mL de solução 0,1 mol/L de hidróxido de sódio e 3 gotas de fenolftaleína. Assoprar com uma pipeta até descoramento do indicador.

II.3: No becher contendo , verificar, usando a técnica adequada, o pH da solução com papel indicador universal e assoprar com uma pipeta até observar precipitação. Anote suas observações.

III. PERÓXIDOS:

III.1: Em um tubo de ensaio colocar 2,0 mL de água oxigenada e adicionar uma quantidade bem pequena de dióxido de manganês, observando o que ocorre.

III.2: Em um tubo de ensaio adicionar uma pequena porção de peróxido de sódio e 2,0 mL de água deionizada. Observar, verificando em seguida o pH da solução resultante com papel indicador universal, com a técnica adequada.

Anote suas observações

QUESTIONÁRIO

1) Óxidos

básicos :

Qual o objetivo de se filtrar a suspensão obtida? O que a coloração obtida com a fenolftaleína indica?

Escreva a equação da reação entre o óxido de cálcio e a água.

Escreva a equação da reação entre o óxido de cálcio e a solução de ácido clorídrico.

2) Óxidos

ácidos :

O que a mudança de cor no azul de bromotimol significa? Escreva a equação da reação ocorrida. No caso de ter havido mudança na cor do indicador após o repouso, explique o ocorrido.

Explique o descoramento da fenolftaleína após assoprar-se o tubo contendo solução de hidróxido de sódio. Escreva a equação da reação.

Escreva a equação da reação entre o filtrado do item I e o anidrido carbônico, indicando na equação, através da simbologia adequada, qual das substâncias obtidas é o precipitado.

3) Peróxidos :

Qual a finalidade de se adicionar dióxido de manganês à solução de peróxido de hidrogênio? Escreva a equação da reação ocorrida.

Qual o pH encontrado no tubo contendo peróxido de sódio após a adição da água? Escreva a equação da reação.

- 22 -

PRÁTICA

Nº.

5:

ÁCIDOS,

HIDRÓXIDOS

E

SAIS

1. OBJETIVOS:

Verificar experimentalmente alguns dos comportamentos químicos de ácidos.

Conhecer alguns métodos de obtenção de hidróxidos.

Compreender a interação entre um ácido e uma base.

2. INTRODUÇÃO

TEÓRICA:

Os ácidos de Arrhenius são substâncias capazes de gerar o íon hidrônio em solução aquosa. Devido à presença deste íon, um dos comportamentos químicos característico dos ácidos é a produção de gás hidrogênio, quando reagem com metais reativos (alta eletropositividade). Esta reação pode ser representada por:

H3O+

+ Meo Mex+

+ H2O + ½ H2

Quando em contato com metais pouco reativos (metais nobres), apenas os ácidos denominados oxidantes (capazes de retirar elétrons do metal) são capazes de reagir, sem que haja, no entanto, produção de gás hidrogênio.

A reação de ácidos com carbonatos produz gás carbônico como um dos produtos, o que pode ser confirmado pela interação do gás obtido com água de cal [Ca(OH)2] ou água de barita [Ba(OH)2] ; se houver formação de precipitado, há comprovação da presença de CO2.

A reação de ácidos com tiossulfatos produz ácido tiossulfúrico, que ao se decompor produz água, dióxido de enxofre e enxofre, que por ser “insolúvel” em água, precipita.

A obtenção de hidróxidos pode ser feita, dentre outros métodos, a partir dos óxidos básicos, através da reação de metais muito reativos com a água ou através de reações de dupla troca, onde haja produção de espécies menos solúveis, menos ionizadas ou mais voláteis que os reagentes usados.

Sais são compostos iônicos que podem ser obtidos através da reação entre um ácido e uma base.

3. MATERIAIS

E

REAGENTES:

Materiais

Reagentes

Tubo com saída lateral (p/gases) Sólidos : Magnésio metálico (Mg o) ;

Tubos de ensaio e estante Cobre metálico (Cu o);

Becher de 50 ou 100 mL Carbonato de cálcio (CaCO3) ;

Pipeta graduada de 5,0 mL Açúcar

Copinhos plásticos (de café) Sódio metálico (Na o)

Pinça de madeira Óxido de cálcio (CaO)

Bureta de 25,00 ou 50,00 mL

Suporte e garra para bureta Indicador azul de bromotimol

Erlenmeyer Papel indicador universal

Tela de amianto e tripé Indicador fenolftaleína

Bico de Bunsen

Solução 10% de ácido acético (CH3COOH ou HAc)

Solução 10% de ácido clorídrico (HCl)

- 23 -

Solução 10% de hidróxido de sódio (NaOH)

Solução 5% de cloreto de amônio (NH4Cl)

Solução 5% de cloreto férrico (FeCl3)

Solução 5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3)

Água de cal [Ca(OH)2) ou água de barita [Ba(OH)2]

Ácido nítrico concentrado (HNO3)

Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4)

Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) – 0,1 mol/L

4. PROCEDIMENTO

EXPERIMENTAL:

I. AÇÃO

DOS

ÁCIDOS

SOBRE

METAIS

REATIVOS:

Em dois tubos de ensaio colocar, respectivamente, 2,0 mL de solução 10% de ácido clorídrico (HCl) e 2,0 mL de solução 10% de ácido acético ( CH3COOH ou HAc)

Adicionar em seguida um pedaço de magnésio metálico (Mg° ) a cada um dos tubos.

Observar e comparar as velocidades de reação nos tubos, anotando os resultados.

II. AÇÃO

DOS

ÁCIDOS

SOBRE

METAIS

POUCO

REATIVOS:

Ácidos

não

oxidantes:

Em dois tubos de ensaio colocar, respectivamente, 2,0 mL de solução 10% de ácido clorídrico e 2,0 mL de solução 10% de ácido acético, adicionando em seguida um pedaço de cobre metálico (Cu°) a cada um dos tubos. Anote suas observações.

Ácidos

oxidantes:

Colocar em um tubo de ensaio um pedaço de cobre metálico. Vá até a capela e lá um dos professores adicionará 1,0 mL de ácido nítrico concentrado ao tubo contendo o pedaço de cobre. Anote suas observações.

III. AÇÃO

DOS

ÁCIDOS

SOBRE

OS

CARBONATOS:

Na sua bancada você encontrará um tubo contendo uma saída lateral, utilizado para obtenção de gases em pequena escala. Adicionar a ele uma pequena quantidade de carbonato de cálcio (se necessário, faça um funil com um pedaço de papel para efetuar a transferência do sólido para o interior do tubo).

A um tubo de ensaio adicionar um volume de água de cal suficiente para que nele se possa borbulhar o gás obtido na reação que ocorrerá no tubo com saída lateral (para isso, certifique-se que a saída lateral do tubo ficará imersa na água de cal). Apoie o tubo de ensaio na estante para tubos.

Apoie o tubo contendo a saída lateral de modo que a saída fique imersa no tubo contendo água de cal e adicione a ele de 3 a 4 mL de solução 10% de ácido clorídrico, tampando-o rápida e efetivamente.

Recolher o gás obtido no tubo de ensaio contendo água de cal, observando o que ocorre e anotando os resultados.

IV. AÇÃO

DOS

ÁCIDOS

SOBRE

OS

TIOSSULFATOS:

Em um tubo de ensaio adicionar 2,0 mL de solução de tiossulfato de sódio e 2,0 mL de solução 10% de ácido clorídrico. Agitar, para que os reagentes entrem em contato, observar e anotar os resultados.

- 24 -

V. AÇÃO

DESIDRATANTE

DO

ÁCIDO

SULFÚRICO:

ESTE PROCEDIMENTO SERÁ DEMONSTRATIVO

Em um copinho plástico, apoiado em um vidro de relógio, será adicionado um pouco de açúcar. Em seguida será gotejado ácido sulfúrico concentrado sobre o açúcar. Observar e anotar os resultados.

VI. MÉTODOS

GERAIS

DE

PREPARAÇÃO

DE

HIDRÓXIDOS:

Reação

de

metais

alcalinos

e

água:

Colocar 20 mL de água em um becher e adicionar 5 gotas de fenolftaleína. Vá até a capela, onde um dos professores adicionará ao becher um pequeno pedaço de sódio metálico. Observar e anotar os resultados.

Reação

de

óxidos

básicos

e

água:

Em um tubo de ensaio adicionar uma pequena quantidade de óxido de cálcio e água. Agitar e gotejar fenolftaleína. Anotar as observações.

Reações

de

dupla

troca :

Em um tubo de ensaio adicionar 2,0 mL de solução de cloreto de amônio e 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio, agitando bem o tubo. Colocar um pedaço de papel indicador universal umedecido na extremidade aberta do tubo. Com o auxílio de uma pinça de madeira aquecer o tubo, em chama branda, diretamente no bico de Bunsen,. Anotar as observações.

Em um tubo de ensaio adicionar 2,0 mL de solução de cloreto férrico e 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio, agitando bem o tubo. Observar e anotar os resultados.

VII. NEUTRALIZAÇÃO

ENTRE

ÁCIDOS

E

BASES

EM

MEIO

AQUOSO:


Serão pipetados para um erlenmeyer 5,0 mL de solução de concentração 10% de ácido clorídrico (HCl) e adicionados 20 mL de água e 5 gotas de indicador azul de bromotimol.

Com agitação contínua do erlenmeyer, será adicionada vagarosamente, por intermédio de uma bureta, solução de concentração 10% de hidróxido de sódio (NaOH) sobre o ácido até mudança do indicador para coloração verde.

VIII. OBTENÇÃO

DE

SAIS:

Sal insolúvel: Em um tubo de ensaio juntar 2,0 mL de solução de hidróxido de bário [Ba(OH)2] e 2,0 mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4). Agitar, observar e anotar os resultados.

QUESTIONÁRIO

1 ) Ação

dos

ácidos

sobre

metais

reativos :

Escreva as equações das reações e justifique as diferentes velocidades observadas.

2) Ação

dos

ácidos

não

oxidantes

e

oxidantes

sobre

metais

pouco

reativos:

Descreva suas observações. Em caso de reação, escreva sua equação.

- 25 -

3) Ação

dos

ácidos

sobre

os

carbonatos:

Descreva suas observações e dê todas as equações das reações ocorridas. Se, na falta de carbonato de cálcio, tivéssemos usado o carbonato de sódio, os resultados obtidos seriam diferentes? Justifique.

4) Ação

dos

ácidos

sobre

os

tiossulfatos:

Descreva suas observações e dê a equação da reação ocorrida. Se o tiossulfato usado fosse o de potássio e não o de sódio, as observações experimentais seriam diferentes? Justifique.

5) Ação

desidratante

do

ácido

sulfúrico:

Descreva suas observações. Que explicação pode ser dada para justificar o ocorrido?

6) Métodos

gerais

de

preparação

de

hidróxidos:

Reação

de

metais

alcalinos

e

água: Descreva suas observações e dê a equação da reação ocorrida.

Reação

de

óxidos

básicos

e

água: Descreva suas observações e dê a equação da reação ocorrida.

Reações

de

dupla

troca: Descreva suas observações e dê todas as equações das reações ocorridas.

7) Neutralização

entre

ácidos

e

bases

em

meio

aquoso:

Por que escolhemos, dentre os indicadores disponíveis, o azul de bromotimol para indicar o término da reação entre o HCl e o NaOH ?

8) Obtenção

de

sais:

Descreva as observações feitas, escrevendo as equações das reações realizadas.

- 26 -

PRÁTICA

Nº.

6:

ESTUDO

DE

REAÇÕES

I

1. OBJETIVOS:

Classificar o tipo de reação química realizada.

Baseando-se nas reações realizadas experimentalmente, ser capaz de classificar outras reações.

Observar experimentalmente alguns dos fatores que influenciam a velocidade das reações.

2. INTRODUÇÃO

TEÓRICA:

I. Classificação

das

reações:

Quanto

`a

liberação

ou

absorção

de

calor

:

Exotérmicas – liberam calor: Reagentes Produtos + calor

Endotérmicas – absorvem calor: Reagentes + calor Produtos

Quanto

à

variação

do

nox

das

espécies

envolvidas :

Reações de oxi-redução – quando há

variação

do

nox das espécies envolvidas.

Reações sem oxi-redução – quando não

há

variação

do

nox das espécies envolvidas.

II. Tipos

de

reações:

Reações

de

síntese

ou

adição

Reações

de

análise

ou

decomposição

Reações

de

dupla

troca

Reações

de

simples

troca

ou

deslocamento

III. Fatores

que

influenciam

a

velocidade

das

reações:

Os fatores sem os quais as reações não ocorrem são denominados essenciais

e os que apenas modificam a velocidade das reações são chamados acessórios. São fatores essenciais o contato e a afinidade: o primeiro é imprescindível, pois as substâncias só podem se combinar se suas espécies se aproximarem umas das outras e o segundo está relacionado com as posições ocupadas pelos elementos na tabela periódica.

Os principais fatores que influenciam a velocidade das reações são: luz, temperatura, superfície de contato, concentração dos reagentes e catalisador.

3. MATERIAIS

E

REAGENTES:

Materiais

Tubos de ensaio e estante

Pipeta graduada de 5,0 mL

Pinça de madeira e metálica

Reagentes

Sólidos:

Cloreto de amônio (NH4Cl) ; Cobre metálico (Cu o) ;

Ferro (Fe o) – prego ; Carbonato de cálcio em pedaços e em pó (CaCO3) ;

Dióxido de manganês (MnO2) Magnésio metálico (Mg0)

- 27 -

Ácido clorídrico concentrado

Hidróxido de amônio concentrado

Papel indicador universal

Água oxigenada (H2O2)

Solução 10% v/v de ácido clorídrico (HCl)

Soluções

de

mesma

concentração

(0,1 mol/L) de:

Nitrato de prata (AgNO3)

Sulfato cúprico (CuSO4)

Nitrato de chumbo II [Pb(NO3)2 ]

Cloreto férrico (FeCl3)

Iodeto de potássio (KI)

Ferrocianeto de potássio (K4[Fe(CN)6])

Cromato de sódio (Na2CrO4)

Tiossulfato de sódio (Na2S2O3)

Ácido sulfúrico (H2SO4)

4. PROCEDIMENTO

EXPERIMENTAL:

I.

TIPOS

DE

REAÇÕES

QUANTO

ÀS

SUBSTÂNCIAS

ENVOLVIDAS:

1. Colocar uma pequena quantidade de cloreto

de

amônio

SÓLIDO

em um tubo de ensaio limpo

e

seco. Na extremidade aberta do tubo colocar uma tira de papel indicador umedecido com água e aquecer o tubo diretamente em chama forte do bico de Bunsen, com o auxílio de uma pinça de madeira. Observar e anotar os resultados.

2. Demonstrativa: Na capela serão aproximados gargalos dos frascos de hidróxido de amônio concentrado e de ácido clorídrico concentrado. Observar o que ocorre.

3. Em um tubo de ensaio colocar um pedaço de cobre metálico e adicionar 1,0 mL de solução de nitrato de prata. Deixar em repouso na estante e, no final da prática, observar e anotar os resultados obtidos.

4. Em um tubo de ensaio colocar 1,0 mL de solução de nitrato de chumbo II e 1,0 mL de solução de iodeto de potássio, agitando e observando o ocorrido. Adicionar águia deionizada ao tubo e aquecer cuidadosamente, em chama bem branda, até dissolver completamente o precipitado. Deixar esfriar na estante e observar. Anotar todos os resultados obtidos.

5. Em um tubo de ensaio colocar 1,0 mL de solução de cloreto férrico e 1,0 mL de solução de ferrocianeto de potássio, agitando e observando o ocorrido.

6. Segurar um pequeno pedaço de magnésio metálico (Mg0) com uma pinça metálica. Introduzir a ponta do metal na chama (zona oxidante) do bico de Bunsen. Observar com cuidado a combustão do magnésio e o aspecto da substância que resta na pinça (a luz produzida é muito viva e pode prejudicar a vista).

- 28 -

7. Em dois tubos de ensaio colocar um pedaço de ferro metálico (prego) e adicionar, respectivamente, 1,0

mL de solução de sulfato cúprico e 1,0 mL de solução de ácido clorídrico. Aquecer em banho-maria e, no final da prática, observar e anotar os resultados obtidos.

8. Em um tubo de ensaio colocar 1,0 mL de solução de cromato de sódio e acrescentar algumas gotas de solução de nitrato de prata, agitando e observando o ocorrido.

II. FATORES

QUE

INFLUENCIAM

A

VELOCIDADE

DAS

REAÇÕES:

Luz:

Ao chegar no laboratório você encontrará dois tubos em que foram adicionadas soluções de ácido clorídrico (HCl) e de nitrato de prata (AgNO3) em cada um deles.

Vá até a bancada de reagentes e observe o aspecto dessas duas soluções utilizadas (nitrato de prata e ácido clorídrico), anotando-os.

Um dos tubos foi deixado numa estante (ficando assim exposto à luz) enquanto o outro foi guardado dentro de um armário (ficando ao abrigo da luz). Compare o conteúdo dos dois tubos entre si e com as soluções originais, anotando os resultados.

Temperatura:

Colocar em dois tubos de ensaio um prego e acrescentar aos tubos 2,0 mL de solução de ácido clorídrico.

Um dos tubos deverá ser aquecido até o momento da ebulição (quando o aquecimento será encerrado), enquanto o outro permanecerá na estante, à temperatura ambiente.

Após o aquecimento retirar o tubo do fogo, colocá-lo ao lado do que não foi aquecido e comparar a velocidade de reação nos dois tubos. Anotar os resultados observados.

Superfície

de

contato:

Em dois tubos de ensaio colocar quantidades equivalentes (pequenas) de carbonato de cálcio em

pó

e carbonato de cálcio em

pedaços.

Acrescentar, a cada um dos tubos, 3,0 ml de solução de ácido clorídrico, observar e anotar os resultados.

Concentração:

Colocar em três tubos de ensaio os reagentes conforme o esquema abaixo, comparando o tempo de ocorrência de cada uma das reações.

Importante:

simultaneamentese

observe

comparativamente

Tubo Solução de Na2S2O3 H2O Solução deH2SO4

Tempo relativo

1 1,0 mL 4,0 mL 3,0 mL

2 3,0 mL 2,0 mL 3,0 mL

3 5,0 mL 0,0 mL 3,0 mL

Catalisador:

Colocar em dois tubos de ensaio 3,0 mL de água oxigenada. Apenas em um dos tubos adicionar uma pequena quantidade de dióxido de manganês. Comparar os dois tubos, anotando suas observações.

- 29 -

QUESTIONÁRIO

I. TIPOS

DE

REAÇÕES

QUANTO

ÀS

SUBSTÂNCIAS

ENVOLVIDAS:

1. Escrever a equação da reação que ocorre no aquecimento do cloreto de amônio.

Quais foram os gases obtidos?

Como foi possível verificar experimentalmente a saída destes gases?

Classifique a reação quanto à variação do nox

às substâncias envolvidas

2. Escrever a equação da reação que ocorre entre o gás clorídrico e a amônia.

Quais foram as observações experimentais feitas?



3. Escrever as equações molecular e iônica da reação que ocorre entre o cobre e a solução de nitrato de prata.

Quais foram as observações experimentais feitas? Como se pode justificar a ocorrência desta reação?



4. Escrever as equações molecular e iônica da reação que ocorre entre as soluções de nitrato de chumbo II e iodeto de potássio.

Quais foram as observações experimentais feitas? Como se pode justificar a ocorrência desta reção?



Por que ao aquecermos o tubo há solubilização do precipitado? É um fenômeno físico ou químico? Após o resfriamento do tubo, o que acontece?

5.Escrever as equações molecular e iônica da reação que ocorre entre as soluções de cloreto férrico e ferrocianeto de potássio.

Quais foram as observações feitas? Como se pode justificar a ocorrência desta reação?



6. Escrever a equação da reação que na combustão do magnésio.

Quais foram as observações experimentais feitas?



- 30 -

7. Escrever as equações molecular e iônica da reação que ocorre entre o ferro e a solução de sulfato cúprico e do ferro com solução de ácido clorídrico

Quais foram as observações experimentais feitas? Como se pode justificar a ocorrência destas reações?

Classifique as reações quanto à variação do nox


8. Escrever as equações molecular e iônica da reação que ocorre entre as soluções de nitrato de prata e cromato de sódio.

Quais foram as observações feitas? Como se pode justificar a ocorrência desta reação?



II. FATORES

QUE

INFLUENCIAM

A

VELOCIDADE

DAS

REAÇÕES:

Luz:

Quais foram suas observações neste ensaio? A que conclusão ela nos conduzem? Escreva as equações (molecular e iônica) das reações de formação e de decomposição do precipitado..

Temperatura:

Quais foram suas observações neste ensaio? A que conclusão ela nos conduzem? Escreva equações molecular e iônica da reação.

Superfície

de

contato:

Quais foram suas observações neste ensaio? A que conclusão ela nos conduzem? Escreva a equação da reação.

Concentração:


Catalisador:


- 31 -

PRÁTICA

Nº.

7:

ESTUDO

DE

REAÇÕES

II

1. OBJETIVOS:

Caracterizar uma reação de simples troca (ou deslocamento) como sendo uma reação de oxi-redução.

Caracterizar a espontaneidade de uma reação de simples troca.

Montar uma fila de reatividade para os metais e outra para os ametais utilizados.

Observar reações de oxi-redução que não se enquadram na classificação de simples troca.

2. INTRODUÇÃO

TEÓRICA:

Reação de oxi-redução é toda reação em que ocorre variação do número de oxidação das espécies envolvidas. Neste tipo de reação há transferência de elétrons de uma espécie química para outra. Na espécie onde há perda de elétrons diz-se que ocorreu oxidação e naquela onde há ganho de elétrons, redução.

A espécie química onde ocorre oxidação

é responsável pela redução da outra espécie envolvida na reação e, por isso, é chamada agente redutor.

A espécie química onde ocorre redução

é responsável pela oxidação da outra espécie envolvida na reação e, por isso, é chamada agente oxidante.

Série

de

atividade

química:

Colocando-se uma lâmina de zinco, metal prateado, em uma solução contendo íons cobre II, de coloração azul, verifica-se que a lâmina de zinco fica recoberta por uma camada de metal vermelho, o cobre, e que a solução se torna incolor, solução de íons Zn2+. Realizou-se uma reação química denominada simples troca ou deslocamento, representada pela equação :

Cu2+

+ Zno Zn2+

+ Cuo

Verifica-se que o zinco é mais ativo (ou reativo), pois perde elétrons mais facilmente do que o cobre.

Quando um metal é mais reativo do que outro, diz-se que ele é menos nobre que o segundo. Sendo assim, o zinco é menos nobre que o cobre.

Por meio de reações desse tipo, colocam-se os metais em ordem crescente de nobreza e, portanto, em ordem decrescente de reatividade química (quanto menos reativo mais nobre é o metal). Organiza-se assim a série de atividade química dos metais, também chamada série eletroquímica dos metais.

O mesmo raciocínio serve para montar uma série de atividade para os ametais, sendo que neste caso, o mais reativo será aquele com maior tendência em receber elétrons.

3. MATERIAIS

E

REAGENTES:

Materiais

Tubos de ensaio e estante; Becher de 150 mL; Tripé;Tela de amianto

Reagentes

Sólidos:

Magnésio metálico ( Mg o); Cobre metálico (Cu o); Ferro metálico ( Fe o).

Na

capela: Ácido nítrico concentrado (HNO3); Tetracloreto de carbono (CCl4).

Soluções:

Solução de íons prata (Ag +) 0,1 mol/L

Solução de íons zinco (Zn2+) 0,1 mol/L

- 32 -

Solução de íons cobre II (Cu2+) 0,1 mol/L

Solução de íons ferro II (Fe2+) 0,1 mol/L

Solução de íons chumbo II (Pb2+) 0,1 mol/L

Solução de íons magnésio (Mg2+) 0,1 mol/L

Solução de ácido clorídrico (HCl ) 10 % v/v

Água de cloro ( Cl2 )

Água de bromo (Br2)

Solução de iodeto ( I – ) 0,1 mol/L

Solução de brometo ( Br – ) 0,1 mol/L

Solução de cloreto ( Cl –) 0,1 mol/L

Solução de sulfato de ferroso ( FeSO4 ) 0,1 mol/L

Solução de iodeto de potássio ( KI ) 0,1 mol/L

Solução de ácido sulfúrico ( H2SO4 ) 0,1 mol/L

Solução de permanganato de potássio ( KMnO4 ) 0,1 mol/L

Solução 0,1 mol/L de tiocianato de amônio (NH4SCN)

Solução de peróxido de hidrogênio ( H2O2 )

4. PROCEDIMENTO

EXPERIMENTAL:

I. REAÇÕES

DE

DESLOCAMENTO

ENTRE

METAIS

E

DE

METAIS

COM

ÁCIDOS:

Atenção

Colocar em três tubos de ensaio cerca de 1 mL de solução de íons prata (Ag+) e acrescentar a cada um deles , respectivamente, um pedaço de magnésio

metálico

(Mg°) , cobre

metálico

(Cu°) e ferro

metálico (Fe°). Reservá-los para observação.

Colocar em dois tubos de ensaio cerca de 1 mL de solução de íons ferro (Fe2+) e acrescentar a cada um deles , respectivamente, um pedaço de magnésio

metálico

(Mg°) , e cobre

metálico

(Cu°). Reservá-los para observação.

Colocar em dois tubos de ensaio cerca de 1 mL de solução de íons magnésio (Mg2+) e acrescentar a cada um deles , respectivamente, um pedaço de cobre

metálico

(Cu°) e ferro

metálico

(Fe°). Reservá-los para observação.

Colocar em dois tubos de ensaio cerca de 1 mL de solução de íons cobre (Cu2+) e acrescentar a cada um deles , respectivamente, um pedaço de magnésio

metálico

(Mg°) e ferro

metálico

(Fe°). Reservá-los para observação.

Colocar em três tubos de ensaio cerca de 1 mL de solução de íons hidrônio (H3O+) e acrescentar a cada

um deles , respectivamente, um pedaço de magnésio

metálico

(Mg°), cobre

metálico

(Cu°) e ferro

metálico (Fe°). Reservá-los para observação.

- 33 -

Importante

ferro

metálico

OBSERVAÇÕES

REALIZADAS

NOS

TUBOS

Soluções

+ Mg° + Fe° + Cu°

Ag+

Cor:

Fe2+

Cor:

Cu2+

Cor:

Mg2+

Cor:

H3O+

Cor:

II. REAÇÃO

DE

DESLOCAMENTO

ENTRE

NÃO

METAIS:


Colocar em tubos de ensaio 1,0 mL de solução de brometo (Br - ) e 1,0 mL de solução de cloreto (Cl - ). Acrescentar, a cada um dos tubos, um pequeno cristal de iodo (I2). Agitar e observar as modificações ocorridas, anotando-as. Levar os tubos até a capela e adicionar em cada tubo 0,5 mL de tetracloreto de carbono, agitar vigorosamente contra a palma da mão e observar o que ocorre.

Colocar em tubos de ensaio 1,0 mL de solução de iodeto (I - ) e 1,0 mL de solução de cloreto (Cl - ). Acrescentar, a cada um dos tubos, 2,0 mL de água

de

bromo

(Br2). Agitar e observar as modificações ocorridas, anotando-as. Levar os tubos até a capela e adicionar em cada tubo 0,5 mL de tetracloreto de carbono, agitar vigorosamente contra a palma da mão e observar o que ocorre.

- 34 -

Colocar em tubos de ensaio 1,0 mL de solução de iodeto (I - ) e 1,0 mL de solução de brometo (Br - ). Acrescentar, a cada um dos tubos, 2,0 mL de água

de

cloro

(Cl2). Agitar e observar as modificações

ocorridas, anotando-as. Levar os tubos até a capela e adicionar em cada tubo 0,5 mL de tetracloreto de carbono, agitar vigorosamente contra a palma da mão e observar o que ocorre.

OBSERVAÇÕES

REALIZADAS

NOS

TUBOS

Soluções

+ Cl2°

(água de cloro) + Br2°

(água de bromo)

+ I2°

Coloração no CCl4 com adição

de:

Cl2:

I - (iodeto) Cor :_________

Br2:

Cl2:

Br - (brometo)

Cor :_________

I2:

Br2:

Cl - (cloreto)

Cor :_________

I2:

III. REAÇÕES

DE

OXI-REDUÇÃO

QUE

NÃO

SÃO

DE

DESLOCAMENTO:

1. Em um tubo de ensaio colocar, na ordem indicada, 1,0 mL de solução de iodeto de potássio, 1,0 mL de solução de ácido sulfúrico e 1,0 mL de solução de água oxigenada, agitar bem e observar. Anotar as observações.

2. Em um tubo de ensaio colocar, na ordem indicada 1,0 mL de solução de permanganato de potássio, 1,0 mL de solução de ácido sulfúrico e 1,0 mL de solução de água oxigenada, agitar bem e observar. Anotar as observações.

3. Em um tubo de ensaio colocar, na ordem indicada 1,0 mL de solução de sulfato ferroso, 1,0 mL de solução de ácido sulfúrico e 1,0 mL de solução de água oxigenada, agitar bem e observar.

A seguir, acrescente 1,0 mL de solução de tiocianato de amônio, agite e anote as observações feitas.

- 35 -

QUESTIONÁRIO

I . REAÇÕES

DE

DESLOCAMENTO

ENTRE

METAIS

E

DE

METAIS

COM

ÁCIDOS :

Magnésio

metálico

Com quais soluções o magnésio metálico reagiu? Descrever todas as observações feitas e escrever as equações molecular e iônica das reações ocorridas.

Ferro

metálico

Com quais soluções o ferro metálico reagiu? Descrever todas as observações feitas e escrever as equações molecular e iônica das reações ocorridas.

Cobre

metálico

Com quais soluções o cobre metálico reagiu? Descrever todas as observações feitas e escrever as equações molecular e iônica das reações ocorridas.

II. REAÇÃO

DE

DESLOCAMENTO

ENTRE

NÃO

METAIS:

Escrever todas as observações feitas.

Escrever as equações molecular e iônica das reações ocorridas.

Porque a preferência dos halogênios (em sua forma molecular) pelo tetracloreto de carbono e de que maneira as cores encontradas confirmam a ocorrência ou não de reação química?

III. REAÇÕES

DE

OXI-REDUÇÃO

QUE

NÃO

SÃO

DE

DESLOCAMENTO:

1. Quais foram as observações feitas? Escrever as equações molecular e iônica da reação, dizendo quem são os agentes oxidante e redutor.

2. Quais foram as observações feitas? Escrever as equações molecular e iônica da reação, dizendo quem são os agentes oxidante e redutor. Por que há descoramento da solução? Qual é o gás desprendido?

3. Quais foram as observações feitas? Escrever as equações molecular e iônica da reação, dizendo quem são os agentes oxidante e redutor. Por que adicionamos solução de tiocianato de amônio ao tubo onde ocorreu a reação anterior? Escreva a equação química correspondente.

química geral ii laboratório

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