Aulas práticas para laboratório de química

Química Experimental:

Geral

Autores:

Andréa Santos Liu

Juvalina Rosemberg Pereira

Liu Yao Cho

Milton Beltrame Júnior

Universidade Vale do Paraíba

(Faculdade de Engenharias, Arquitetura e Urbanismo)

São José dos Campos - SP

-2007-

Sumário

Laboratório Químico

Apresentação 00

Regras para Trabalhar em Laboratório 00

Normas Básicas de Segurança 00

Caderno de Anotações 00

Relatórios 00

Bibliografias 00

Aulas Experimentais:

Química Geral

Reconhecimento de Materiais 00

Limpeza e Secagem do Material e Medidas em Geral

00

Determinação da Densidade da Acetona 00

Determinação do Rendimento do Sulfato de Bário 00

Preparação de soluções e análise volumétrica 00

Determinação do teor de bicarbonato de sódio em uma amostra de antiácido 00

Soluções: Separações por destilação simples, extração e cromatografia 00

Estudo das reações químicas 00

Cinética Química 00

Equilíbrio Químico 00

Termoquímica 00

Eletroquímica 00

Corrosão 00

Determinação da Constante de Avogadro 00

Verificando o Processo de Respiração 00

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00

LABORATÓRIO QUÍMICO

APRESENTAÇÃO

A Química é uma ciência experimental que estuda as transformações das

substâncias, a sua composição e as relações entre estrutura e reatividade. Os

princípios fundamentais em que a Química se apóia são baseados em fatos

experimentais.

Uma experiência bem conduzida e executada pelos alunos representa a

visualização de um fenômeno que levaria muito menos tempo para ser entendido e

assimilado, do que simplesmente estudá-lo teoricamente. Desta forma, as experiências

devem ser previamente estudadas e executadas com o maior cuidado e detalhes

possíveis para que sua interpretação seja facilmente assimilada, além de evitar futuros

acidentes no laboratório.

A finalidade principal será adquirir um conhecimento básico sobre diversos

métodos e técnicas experimentais que são úteis para a formação dos alunos de

ciências e engenharias. Posteriormente, estas informações lhe serão necessários em

outros cursos: Química Orgânica, Química Analítica, Físico-Química, Química

Inorgânica e Bioquímica.

Todo Laboratório Químico é potencialmente palco de acidentes, a maioria de

pequena importância, porém alguns são de graves consequências. Estes “acidentes”

não acontecem por acaso, são causadas comumente por conseqüências de imperícia,

negligências ou falta de conhecimento do trabalho que se vai realizar. Ao contrário do

que se imagina o laboratório não é um local perigoso, desde que se sigam

corretamente às normas de segurança e regras de conduta pré-estabelecidas.

Uma observação rigorosa das precauções indicadas a seguir, prevenirá

diretamente a maioria dos referidos acidentes e auxiliará indiretamente os alunos a

adquirirem os hábitos de segurança que serão de inestimável valor não só no

laboratório, como em qualquer outro local.

Condições seguras de trabalho nos laboratórios devem ser estabelecidas e

mantidas através de conhecimento dos riscos envolvidos e do desenvolvimento de

procedimentos de trabalho adequados. A segurança não pode ser garantida

unicamente por um conjunto de regras operacionais, mas resulta da conscientização e

esforços de todos, para eliminar condições e atos impróprios que possam provocar

acidentes.

REGRAS PARA TRABALHAR EM LABORATÓRIO

1- Mantenha seu local de trabalho sempre limpo e em ordem.

2- Terminado o experimento todo o material deve ser lavado e devolvido ao técnico.

3- Lembre-se sempre que o laboratório é um local de trabalho; correrias e outras

brincadeiras podem colocar em perigo a sua segurança e a de seus colegas.

4- É obrigatório o uso de avental no laboratório. Se possível utilizar óculos de

segurança. Materiais particulares, tais como bolsas e mochilas, não devem ser

deixados sobre as bancadas de trabalho.

5- Não é recomendável comer ou beber no laboratório.

6- Não trabalhe sozinho no laboratório e nem deixe o experimento em andamento

desassistido.

7- Nunca prove uma droga ou solução.

8- No laboratório não usar saia, bermuda ou short. Cabelos longos devem estar

presos, principalmente quando for trabalhar com bico de Bunsen.

9- Seja pontual no horário previsto para início de trabalho.

10- Jogue os sólidos na lata de lixo e nunca na pia. Lave os resíduos líquidos nas pias

com muita água. Ácidos e sais de cobre, prata e mercúrio são corrosivos e

podem danificar o encanamento.

11- Leia o rótulo do frasco de reagente com muita atenção antes de usá-lo.

12- Evite usar quantidade excessiva de reagente.

13- Não pipetar o reagente diretamente do frasco que o contém. Deve-se transferir

uma quantidade próxima a desejada para um béquer e deste pipetar o volume

desejado. Assim evita-se a contaminação da solução-estoque.

14- Não retornar ao frasco original o reagente destampado. Pode-se cometer um

engano e contaminar o reagente.

15- Não deixar o frasco de reagente destampado. Podem cair impurezas e contaminar

o reagente.

16- Não aqueça balões volumétricos, cilindros graduados ou frascos de reagentes:

estes se quebram facilmente.

17- Nunca colocar béquer ou frascos destampados contendo reagentes químicos no

refrigerador, mesmo se este for do tipo “à prova de explosão” ou em qualquer

outro local não ventilado. Nunca guardar material tóxico volátil em refrigerador

ou em local não ventilado ainda que o frasco esteja tampado. Os primeiros

vapores que a pessoa aspira ao abrir a porta da geladeira poderão ser os últimos.

18- Nunca aquecer reagentes de qualquer espécie em sistema fechado. Deve ter

certeza que o sistema está aberto para o meio externo para prevenir a formação

de pressão da evolução de um gás ou ebulição.

19- Nunca adicionar sólido (pedrinhas de ebulição, carvão, etc.) em um líquido

aquecido, isto pode resultar em uma ebulição violenta se o líquido estiver

superaquecido. Tal adição deve ser feita com o líquido ainda na temperatura

ambiente.

20- Nunca pipetar com a boca qualquer substância tóxica ou corrosiva. Usar a pró-

pipeta. (exceção pode ser feita para certas soluções diluídas não-tóxicas usadas

em trabalhos analíticos: HCl; NaOH; NaCl; NaHCO3; Na2S2O3, etc). Se alguma

destas soluções for à boca, é necessário lavar a boca com muita água.

Considerar que qualquer substância não familiar seja tóxica enquanto não seja

definitivamente provado o contrário.

21- Marcar de modo claro e correto os frascos que contém reagentes. Etiquetar seus

experimentos, contendo nome ou fórmula do conteúdo, seu nome, data e

número da amostra para que possa ser identificada no caderno de anotações,

22- Nunca adicionar água em ácido sulfúrico, o calor gerado pode espalhar a mistura

ou quebrar o frasco. O ácido deve ser adicionado de modo cuidadoso e lento à

água..

23- Nunca aquecer solvente orgânico em chama direta. Observar atentamente os

cuidados particulares ao usar solventes orgânicos principalmente no que se

refere a aquecimento e toxidade.

24- Antes de começar qualquer procedimento com os quais você não tem experiência

prévia adequada e completo conhecimento dos perigos, procurar quais os riscos

e precauções apropriadas que estão na literatura e/ou conferir com alguma

pessoa que tenha experiência e conhecimento do assunto.

Esta lista de regras para trabalhar em laboratório foi escolhida arbitrariamente, e

não é completa. Ela contém, no nosso modo de ver, as precauções mais importantes e

gerais que devem ser sempre observadas. Alguns cuidados adicionais ainda poderão

ser discutidos e encontrados no desenvolvimento do experimento.

NORMAS BÁSICAS DE SEGURANÇA

A ocorrência de acidentes em laboratórios, infelizmente, não é tão raro como

pode parecer. Com a finalidade de diminuir a frequência e a gravidade desses eventos

torna-se absolutamente imprescindível que durante os trabalhos realizados em

laboratório se observe uma série de normas de segurança.

Não observando as normas de segurança você está colocando em risco não só a

sua segurança como também a de seus colegas.

1- Nunca trabalhe sozinho no laboratório. É conveniente fazê-lo durante o período de

aulas, na presença do professor ou do técnico. Antes de trabalhar no laboratório

fora do horário regular, ter certeza de que isto é permitido, e ter certeza que

alguma pessoa estará na sala, para socorrer caso seja necessário.

2- Conhecer e avaliar os riscos com a operação de amostras, reagentes, solventes,

vidraria e tornar as medidas preventivas necessárias.

3- Saber operar corretamente os equipamentos e aparelhagem de laboratório,

conhecendo seus riscos, usos e limitações.

4- Usar equipamento de proteção individual sempre que for necessário (avental,

óculos de segurança, luvas, máscaras).

5- É proibido fumar nos laboratórios por perigo de fogo (especialmente quando se

trabalha com solvente), possibilidade de aspiração de substâncias nocivas

juntamente com o fumo, risco de contaminar as amostras e o ambiente, com

resíduos de cinzas, alterando resultados analíticos.

6- Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama.

7- Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente cuidadoso ao

manusear substâncias corrosivas como ácidos e bases concentradas. Evitar

escorrer no respectivo rótulo, protegendo-o devidamente.

8- Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos

devem ser realizadas na câmara de exaustão (capela).

9- Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a

extremidade aberta do mesmo para si próprio ou para qualquer outra pessoa

próxima.

10- É perigoso aquecer ou misturar qualquer espécie de reagente próximo ao rosto.

Manter o rosto tão distante quanto possível durante as operações de aquecimento

ou de mistura de reagentes.

11- Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o

nariz. Desloque com a mão, para a sua direção, os vapores que se desprendem do

frasco.

12- Dedique atenção especial a qualquer operação que envolva aquecimento

prolongado ou grande quantidade de energia.

13- Qualquer acidente, por menor que seja, deve ser imediatamente comunicado ao

professor ou responsável.

14- Toda quebra de vidraria deve ser comunicada ao técnico ou ao professor.

15- Não fazer vácuo num frasco de fundo chato, a menos que seja de sucção e com

paredes grossas (Kitassato). Frascos erlenmeyer são especialmente frágeis e

quebram-se facilmente.

16- Confirmar a proteção dos olhos: óculos de segurança com lentes resistentes a

impactos ou óculos grandes de proteção.

Óculos comuns podem fornecer quase a mesma proteção contra espirros ou respingos

como os óculos de segurança, mas em caso de explosão, as lentes de vidro podem

perfurar os olhos; em tal caso eles são piores do que não usar óculos. Lentes de

contato fornecem proteção desprezível, e até mesmo seu uso pode seriamente

agravar riscos de respingos uma vez que ela impedirá de lavar os olhos e ajudarão

a dispersar os líquidos cáusticos sob elas. É admitido o seu uso somente com os

óculos de proteção.

17- Saiba onde encontrar o material de emergência, saídas de emergência, extintores,

caixa de areia, lava-olhos, chuveiro de emergência, material de primeiros

socorros, etc.

(OBS: a saída de emergência só deve ser utilizada em caso de emergência, mantenha-

a sempre fechada e desobstruída. Uma saída de emergência, quando mantida

aberta, em caso de incêndio servirá como uma “chaminé” alimentando o fogo e

impedindo o seu uso em salvar sua vida).

18- Ao inserir um tubo de vidro (incluindo termômetro, haste de funil, etc) através de

uma rolha de borracha, primeiro lubrificar o tubo e a rolha com água (ou

glicerina). Segurar o tubo com a mão direita próximo a extremidade que está

sendo inserida e fazer movimentos circulares. Não esquecer de proteger as mãos,

seja utilizando uma luva ou envolvendo-as em um pano.

19- Sempre que for destilar solventes inflamáveis, fazê-lo tomando os devidos

cuidados com o aquecimento e resfriar devidamente o frasco coletor com banho

de resfriamento.

20- Neutralizar “respingos” de ácido ou base como segue:

ácido em roupa: utilizar solução diluída de hidróxido de amônia ou solução de

bicarbonato de sódio.

base em roupa: usar ácido acético diluído e, em seguida hidróxido de amônia

diluída.

ácido ou base no balcão: use bicarbonato de sódio seguido de água.

21- Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (gás e água) abertas.

Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave as mãos.

Existem numerosos textos que podem fornecer mais detalhes.

RELATÓRIOS

O aluno deverá se inteirar do experimento que será desenvolvido pesquisando

na literatura indicada, os conceitos envolvidos, realizando os cálculos necessários,

estudando cada etapa do procedimento experimental, fazendo a lista do material

necessário, preparando previamente as tabelas (se possível), etc. Desta forma, o aluno

deverá anotar todos os dados(reagente e equipamento) e observações relativas ao

experimento.

QUÍMICA GERAL

RECONHECIMENTO DE MATERIAIS

Procedimento Experimental Você receberá uma folha contendo desenhos de diversos materiais com os

quais você irá trabalhar durante o curso; durante sua visita à biblioteca pesquise em

livros os nomes e funções de cada um deles.

Veja alguns exemplos a seguir:

Limpeza e Secagem do Material e Medidas em Geral Conteúdo:

1- Limpeza e secagem de material volumétrico. 2- Medidas em geral:

A) - Volume - Técnica de pipetagem; B) - Massa - Técnica de pesagem; C) - Temperatura.

1 - Limpeza e secagem de material volumétrico Os aparelhos volumétricos devem estar perfeitamente limpos, para que os resultados das medidas possam ser reprodutíveis. As maiorias dos materiais podem ser limpos simplesmente lavando-os com detergente, enxaguando-os com água de torneira e, por último, com água destilada. Se a película líquida inicialmente formada nas paredes, escorre uniformemente, sem deixar gotículas presas, a superfície está limpa. Existem soluções de limpeza, que são utilizadas em limpezas mais drásticas, porém de uso menos comum, tais como:

a) Mistura sulfocrômica (dicromato de sódio ou potássio em ácido sulfúrico concentrado); não é recomendado o uso da solução por causar danos ambientais em função do cromo VI (acumula-se no meio ambiente) em humanos é cancerígeno, caso seja necessária a utilização fazer descarte da maneira correta.

b) Água régia (mistura de 1/3 ácido nítrico com 2/3 de ácido clorídrico concentrado);

c) Solução alcoóxida (mistura de hidróxido de sódio em álcool etílico) Para a secagem de material volumétrico, pode-se usar: a) Secagem comum, por evaporação à temperatura ambiente; b) Secagem em corrente de ar, por exemplo, ar aspirado por uma trompa de

água ou expelido por um secador de cabelos; c) Secagem em estufa. Uma secagem mais rápida pode ser obtida se, após a lavagem, o material for enxaguado com álcool ou acetona. Material volumétrico só pode ser secado em estufa se forem utilizadas temperaturas inferiores a 50°C. Nunca utilize material volumétrico para aquecimento direto, pois isto faz com que o mesmo perca a sua aferição.

2 - Medidas em geral

A – Volume De um modo geral, para medidas aproximadas de volume de líquidos, usam-se cilindros graduados ou provetas, enquanto que, para medidas precisas, usam-se pipetas, buretas e balões volumétricos, que constituem o chamado material volumétrico. Aparelhos volumétricos são calibrados pelo fabricante e a temperatura padrão de calibração é de 20°C. A medida do volume líquido é feita comparando-se o nível do mesmo com os traços marcados na parede do recipiente. A leitura do nível para líquidos transparentes deve ser feita na tangente ao menisco, estando a linha de visão do operador perpendicular à escala graduada, para evitar erro de paralaxe. Com líquidos escuros a leitura é feita na parte superior do menisco.

Procedimento de reconhecimento Familiarizar-se com as técnicas de medida de volume de líquidos, neste caso água e solução de permanganato de potássio (somente para bureta) utilizando: proveta, pipetas e buretas. B - Massa Um dos instrumentos mais importantes e mais comumente encontrados em um laboratório químico é a balança. As balanças são usualmente classificadas de acordo com sua precisão, sendo os seguintes os tipos mais comuns: Semi-analítica: Precisão de 10mg (0,001g), capacidade 300-500g. Analítica: Precisão de 0,1mg (0,0001g), capacidade 150-200g. Há muitos outros tipos de balanças, com diferente precisão e capacidade. Quanto ao funcionamento, as balanças de laboratório podem ser mecânicas ou eletrônicas. As balanças mecânicas comparam a massa o que se quer “pesar” com a massa de “pesos” padrões; as eletrônicas dispõem de um sensor de pressão colocado sob o prato; a informação fornecida pelo sensor é convertida eletronicamente para leitura direta do peso em um mostrador digital. Procedimento de reconhecimento

1) Balança Analítica

Pesar exatamente cerca de 3g de cloreto de sódio (NaCl) em um papel. Anotar o peso. Tomar um pesa filtro (com tampa), cuidadosamente limpo e seco e pesá-lo. Transferir cuidadosamente a quantidade de cloreto de sódio, já pesado, para o pesa filtro. Tampar e pesar. Qual a massa do sólido transferido?

2) Balança eletrônica

Pesar um béquer de 250mL na balança eletrônica e tirar a “tara”. Pesar cuidadosamente qualquer outro objeto, de sua livre escolha, dentro do béquer (pode ser uma moeda, caneta, chave, espátula, etc.). Anotar os valores obtidos. Retire o material pesado e anote o valor indicado pela balança. Retire o béquer e anote novamente a indicação da balança. C - Temperatura As medidas de temperatura são feitas por leitura direta de um termômetro apropriado. Há muitos tipos de termômetro em uso nos laboratórios, mas a grande maioria é de mercúrio e variam apenas quanto a sua faixa de medida e de precisão da sua escala. Os principais cuidados a serem tomados ao efetuar uma medida de temperatura são:

- Assegurar que todo o “bulbo” do termômetro esteja mergulhado no meio cuja temperatura se quer medir (na realidade seria necessário considerar a “imersão” com que o termômetro foi calibrado, mas o método simplificado acima é satisfatório).

- Esperar até que tenha ocorrido “equilíbrio” térmico entre o meio e o bulbo do termômetro antes de efetuar a leitura; melhor ainda é fazer várias leituras a intervalos regulares (de 30 segundos, por exemplo) até que a leitura permaneça constante; este valor constante final é a temperatura correta. Procedimento Experimental Leia no termômetro a temperatura ambiente (temperatura do ar). Encoste seus dedos no bulbo do termômetro e veja o que acontece. Explique. Retire os dedos e veja se o termômetro volta a marcar a mesma temperatura de antes. Respire pela boca durante algum tempo, mantendo o bulbo do termômetro no fluxo de ar que sai de sua boca (bem próximo da boca). Explique o que acontece e conclua que cuidados devem ser tomados ao se medir a temperatura ambiente. Recolha água da torneira em um béquer e meça sua temperatura. Repita com água destilada. Mergulhe no mesmo béquer com água o seu termômetro e o termômetro do grupo próximo ao seu (converse com os membros do grupo antes de apanhar seu material). Leia a temperatura nos dois termômetros. Explique todo o seu resultado. Responda as questões:

1) Qual a diferença entre um aparelho volumétrico e um aparelho não volumétrico?

2) Quando saber se deve soprar a pipeta para a retirada do material remanescente ou não?

3) Por que o material volumétrico não pode ser secado a altas temperaturas? Quais os meios utilizados para a sua secagem?

4) Qual a diferença se houver, entre balança analítica e balança eletrônica? 5) Quais os principais cuidados a serem tomados ao efetuar uma medida de

temperatura? 6) Por que a leitura da temperatura do seu termômetro foi diferente da leitura do

termômetro que você emprestou do seu vizinho, para a determinação da temperatura da mesma substância sob as mesmas condições?

7) Por que é necessário medir a temperatura da matéria que vai ter a sua densidade determinada?

8) Por que a leitura do nível para líquidos transparentes deve ser feita na tangente ao menisco?

DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DA ACETONA INTRODUÇÃO Densidade é a razão entre a massa e o volume de um corpo, ou seja, densidade é a massa de uma matéria por unidade de volume. d = m/v Ela pode ser expressa em várias unidades diferentes e as unidades mais comumente usadas são: g/cm3 ou g/ml, para sólidos e líquidos respectivamente. A densidade é uma propriedade física (intensiva) de extrema importância na caracterização, identificação e utilização de substâncias, pois cada substância tem uma densidade própria que a identifica e a diferencia de outras substâncias. Vale a pena ressaltar que a densidade é utilizada no controle de processos químicos, como na fermentação de amidos, na fabricação de ácidos, na caracterização de polímeros e, além disso, no controle de combustíveis em postos de serviço.

Um fator importante na determinação da densidade está relacionado ao fato que o volume de todas as substâncias varia com a temperatura, sendo então necessário indicar a temperatura na qual a densidade é determinada.

OBJETIVOS O objetivo deste experimento é a determinação da densidade de um líquido

(acetona) e observar a variação da densidade de uma solução aquosa de NaCl com a temperatura. Parte experimental I – Materiais e Reagentes - Balão volumétrico de 50 mL - Balança analítica (± 0,001g ou maior precisão) - Proveta de 50 mL - Bastão de vidro - Béquer de 50 mL - Béquer de 250 mL - Densímetro - Termômetro - Pinça para béquer - Água destilada - Acetona - NaCl

II - Procedimento Experimental

A. Determinação da densidade da acetona Pese um balão volumétrico com tampa (ou picnômetro), previamente limpo e seco. Adicione a acetona no balão volumétrico (ou picnômetro) e complete até o traço de aferição com auxilio de uma pipeta de Pasteur (no caso do picnômetro encha completamente e coloque a tampa de vidro, enxugar o excesso com papel absorvente antes de pesar). Pese novamente o balão volumétrico (ou picnômetro), contendo o líquido. No balão volumétrico, cuidado para não ultrapassar a marca e também ficar gotículas no gargalo do frasco. Meça a temperatura do líquido, determine a massa da acetona e calcule a sua densidade. Compare o valor obtido com os da leitura. Compare a densidade (dx = densidade do líquido de interesse e mx = massa do líquido de interesse) obtida com auxílio de um picnômetro. -Determinando a densidade com o balão volumétrico,

dx = (m massa balão cheio – m´ massa balão vazio) / V volume do balão

-Determinando a densidade com o picnômetro (densidade relativa), dx = mx / m massa da água

Anotar no caderno todas as características bem como as constantes físicas das substâncias utilizadas nesse experimento, tais como, tais como: cor, estado físico, ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, periculosidade, etc. Para isso, utilize dados dos rótulos e livros bem como do “Hanbook of Chemistry and Physics”.

B - Variação da densidade com a temperatura Prepare 100mL de uma solução aquosa de NaCl (20%). Transfira a solução para uma proveta, determine a temperatura e então meça a densidade com o auxílio de um densímetro. Transfira esta solução para um béquer e repita o procedimento com o maior número possível de temperaturas diferentes. Como sugestão recomenda, na ordem, temperatura ambiente, 10oC ( no banho de gelo), 40oC e 60oC . Para temperaturas superiores à temperatura ambiente utilize um banho termostatizado ou bico de bunsen. Faça um gráfico mostrando o comportamento da Densidade versus Temperatura.

Ilustração da vidraria:

50 mL

50 mL20 mL

Densímetro Termômetro Picnômetro Balão Volumétrico

Proveta

RESPONDA AS QUESTÕES:

9) Qual a diferença entre um aparelho volumétrico e um aparelho não volumétrico?

10) Quando saber se deve soprar a pipeta para a retirada do material remanescente ou não?

11) Por que o material volumétrico não pode ser secado a altas temperaturas? Quais os meios utilizados para a sua secagem?

12) Qual a diferença se houver, entre balança analítica e balança eletrônica? 13) Quais os principais cuidados a serem tomados ao efetuar uma medida de

temperatura? 14) Por que a leitura da temperatura do seu termômetro foi diferente da leitura do

termômetro que você emprestou do seu vizinho, para a determinação da temperatura da mesma substância sob as mesmas condições?

15) Por que é necessário medir a temperatura da matéria que vai ter a sua densidade determinada?

16) Por que a leitura do nível para líquidos transparentes deve ser feita na tangente ao menisco?

17) Qual é a diferença em usar um balão volumétrico e um picnômetro para a determinação da densidade?

DETERMINAÇÃO QUANTITATIVA DE AMOSTRAS DESCONHECIDAS EM SULFATO DE BÁRIO

Introdução Uma reação química acontece quando reagente ou reagentes sofrem alterações em sua constituição fornecendo uma nova substância ou substâncias (produtos). Ocorre uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação é criada ou desfeita. Neste experimento será realizada uma reação de precipitação (dupla troca ou simples troca), mas saiba que existem vários tipos de reações: combustão, complexaçao’, síntese, decomposição, oxidação ou redução.

É importante ter consciência de que, na prática, as reações nunca ocorrem com rendimento de 100%, como previsto na teoria. Muitas são as razões que justificam este fato: impurezas dos reagentes, manuseio inadequado de equipamentos no laboratório, bem como os erros inerentes destes. Neste experimento, após a transformação química dos reagentes em produto, o rendimento é obtido a partir de um composto, que para ser dosado, é separado da solução pela formação de um precipitado. Para esta finalidade, um precipitado deve ser suficientemente insolúvel, para que as perdas por solubilidade sejam desprezíveis. Além disso, o precipitado deve ser facilmente filtrável, ou seja, as partículas devem ser suficientemente grandes para não passar pelos poros do papel de filtro. Por fim, o precipitado não deve arrastar impurezas da solução em que é formado. Palavras-chave para pesquisa bibliográfica: reação química (precipitação), sulfato (solubilidade), cálculo estequiométrico e rendimento. Objetivo Constatar experimentalmente a obtenção de um produto através de uma reação química e fazer uso de cálculos estequiométricos para determinar o rendimento da reação. Materiais e Reagentes

- Béquer de 100mL - Proveta de 100mL - Bastão de vidro - Funil - papel de filtro - espátula - balança analítica - estufa - sulfato de zinco (ZnSO4) - cloreto de bário (BaCl2) a 5% - ácido clorídrico (HCl 1:1 água)

Procedimento Pese exatamente de 1,0g (anote o valor) de ZnSO4 em um béquer e dissolva em 50,0mL de água destilada. Em um outro béquer, coloque 70,0mL de solução de BaCl2 a 5% e junte 1,0mL de HCl 1:1. Aqueça as duas soluções separadamente e ao mesmo tempo até próximo ao ponto de ebulição. Em seguida, adicione a solução de ZnSO4 lentamente e sob agitação (c/ bastão de vidro) constante sobre a solução de BaCl2. Deixe a mistura em repouso por 20 minutos. Pese um papel de filtro (devidamente identificado c/ lápis), faça as dobraduras no papel e recolha o precipitado através da filtração simples. Verifique se a precipitação foi completa, adicionando-se algumas gotas de BaCl2 no filtrado. Em seguida, transfira o papel de filtro contendo o precipitado para a estufa e deixe até secar. Retire o papel de filtro e pese. Calcule a massa do precipitado obtido e equacione a reação para a determinação do rendimento (teórico e experimental).

Ilustração do material:

papel de filtro dobrada

anel de suporte

funil

100 mL

100 mL

bastão de vidro

béquer proveta graduada

RESPONDA AS QUESTÕES:

1) Qual a diferença entre exatidão e precisão? 2) Por que o papel de filtro não deve ser identificado a caneta? 3) Quais os equipamentos usados em uma filtração simples e quais os usados em

uma filtração à vácuo? Quando que cada uma se faz necessária? 4) Por que se adicionaram gotas de BaCl2 depois de terminada a reação de

determinação de sulfato? 5) Qual foi o rendimento da sua reação? Qual o reagente que estava em excesso e

qual era o reagente limitante?

PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES E ANÁLISE VOLUMÉTRICA

Introdução

I-Soluções Soluções são misturas homogêneas constituídas pelo soluto (dissolvido) e pelo

solvente (dissolvente). As soluções podem ser classificadas quanto ao seu estado físico em sólidas,

líquidas ou gasosas. A composição de uma solução é descrita quantitativamente especificando as

concentrações de seus componentes. A tabela abaixo mostra alguns exemplos de unidades de concentração mais

utilizadas:

Concentração Equações (A = um soluto qualquer)

Unidades

Fração em mol ou fração em quantidade de matéria

XA = nA / n Total

não tem

Concentração em quantidade de matéria em líquido

Molaridade de A = nA / Volume (solução)

mol / L

Concentração em quantidade de matéria em sólido

Molalidade de A = nA / massa (solvente)

mol / Kg

Porcentagem em massa % de A = (massa A / massa solução) x 100 não tem

II-Análise volumétrica

A análise volumétrica consiste essencialmente na determinação do volume de uma solução de concentração conhecida exatamente (chamada solução padrão) que é necessário para reagir quantitativamente com a substância cuja concentração se deseja determinar. O processo de adição da solução padrão (chamada titulante) à substância a ser determinada (substância titulada) é chamado titulação. O ponto em que a reação se completa, isto é, quando o número de equivalentes do titulante adicionado se iguala ao número de equivalentes da substância titulada, é denominado ponto de equivalência ou ponto final teórico ou estequiométrico.

O fim de uma titulação deve ser detectável por alguma mudança visual clara verificada no líquido que está sendo titulado. Em alguns casos esta mudança é produzida pela própria solução padrão, porém, na maioria das vezes é necessário adicionar um reagente auxiliar conhecido como indicador, que produz uma mudança de cor ou uma turvação. O ponto em que isto ocorre é denominado ponto final da titulação. Na titulação ideal, o ponto final coincidirá com o ponto final teórico ou estequiométrico. Na prática, contudo, geralmente ocorre uma diferença muito pequena que representa o erro da titulação. Deve-se sempre procurar selecionar o indicador e também condições experimentais tais que a diferença entre o ponto final e o ponto de equivalência seja a menor possível. As reações empregadas em análises volumétricas se enquadram em duas classes principais:

1-Aquelas nas quais não ocorre mudança no número de oxidação, destacando-se a volumetria de neutralização e de precipitação; 2-Reações de óxido-redução. Objetivo O objetivo deste experimento consiste na preparação de soluções e na determinação do teor ácido ou básico de alguns produtos comerciais. Parte experimental

I - Materiais e Reagentes

- Bagueta - Balões volumétricos de 250mL(2) e de 100mL(2) - Béquer de 100mL - Buretas de 50mL - Conta gotas - Erlenmeyer de 250mL - Funil comum - Pera de borracha - Pipeta graduada de 1 mL - Pipeta graduada de 5 mL - Pipeta volumétrica de 10 mL - Pipeta volumétrica de 1mL - Pipeta volumétrica de 20 mL - Pipeta volumétrica de 25 mL - Pisseta - Ácido clorídrico concentrado (HCl) - Alaranjado de metila - Hidróxido de sódio em pastilhas (NaOH) - Fenolftaleína - Ftalato ácido de potássio (seco em estufa a 110oC por 1 h) - Solução de Vinagre (comercial) - Leite de magnésia Mg (OH)2 - Vinho Branco (experimento optativo) - Conta gotas

II-Procedimento

A - Preparação de 250mL de uma solução de NaOH 0,1mol/L

Em um béquer de 100mL, pese 1,0g de hidróxido de sódio (NaOH). Dissolva esta massa com mais ou menos 50mL de água (H2O) destilada, utilizando-se a bagueta para auxiliar na dissolução. Transfira cuidadosamente esta mistura para o balão volumétrico de 250mL. Em seguida, lave o béquer com água (H2O) destilada e também transfira para o balão, para garantir que todo o soluto tenha sido transferido. Complete o volume do balão com água (H2O) destilada até o traço de aferição e em seguida, agite a solução para homogeneizá-la.

B – Determinação da porcentagem de ácido acético no vinagre. (Por titulação).

Com o auxílio de uma pipeta volumétrica de 10,0ml transfira cuidadosamente 10,0ml de vinagre para um balão volumétrico de 100ml e dilua até a marca com água destilada. Transfira, com uma pipeta volumétrica 25,0ml desta solução para um erlenmeyer de 250ml, adicione aproximadamente 30ml de água e 3 a 5 gotas de indicador fenolftaleína. Titule cuidadosamente com a solução de hidróxido de sódio (NaOH) preparada anteriormente até o aparecimento de uma leve coloração rosa que persiste por 30 segundos.

C - Preparação de 100mL de uma solução de ácido clorídrico (HCl) 0,10mol/L HCl - Dados: grau de pureza 37% - Densidade 1,19g/mL

Com auxílio de uma pipeta volumétrica, retire 0,8mL da solução de ácido clorídrico (HCl) concentrado e transfira para o balão volumétrico de 100mL, que já contenha um pouco de água (H2O) destilada (Lembre-se, sempre adicione lentamente o ácido sobre a água e nunca o contrário). Complete o volume do balão com água ( H2O) destilada até o traço de aferição e então agite a solução para homogeneizá-la.

D - Determinação da concentração de hidróxido de magnésio (MgOH)2 no leite de magnésia (Por titulação). Adicione em um erlenmeyer, com auxílio de uma pipeta, 5ml da amostra de leite

de magnésia a ser analisada e acrescente 5 gotas de alaranjado de metila. Acrescente pequena quantidade de água (cerca de 40ml), com o auxílio de uma

pisseta, lavando as paredes do erlenmeyer. Titule com a solução de ácido clorídrico (HCl) até o aparecimento da cor

vermelha (que deve durar pelo menos 30 segundos ). Calcule a concentração de hidróxido de magnésio na amostra analisada.

E - Determinação do teor de ácido tartárico em vinho branco. (Opcional).

Parte experimental

Materiais

- Vinho Branco

- Solução de fenolftaleína

- Ftalato ácido de potasio (C2H5O4K) (seco em estufa a 110oC por 1 hora)

- Hidróxido de sódio (NaOH) sólido

- 2 erlenmeyer

- 1 bureta de 50 mL

Procedimento

E.1. Preparação da solução de NaOH 0,1 mol/L Pese 1,0g de hidróxido de sódio (NaOH) e dissolva em uma pequena quantidade

de água (H2O) destilada. Transfira para o balão volumétrico de 250 mL e complete com água (H2O) destilada ate o traço de aferição.

E.2. Padronização da solução do hidróxido de sódio (NaOH) Pese 0,60g de ftalato ácido de potássio (C2H5O4K) e transfira cuidadosamente

para o erlenmeyer. Adicione cerca de 25 mL de água (H2O) destilada, 3 gotas de fenolftaleína e titule com a solução de base. Determine a concentração molar da solução básica.

E.3. Titulação do vinho.

Transferir 25 mL do vinho para o erlenmeyer. Adicione cerca de 50mL de água (H2O) destilada e 3 gotas de fenolftaleína. Titule com a solução padrão de hidróxido de sódio (NaOH). Determine o teor de ácido tartárico nos vinhos. RESPONDA AS QUESTÕES: 1) Quais os tipos de soluções existentes? Cite um exemplo de cada. Exemplo:

solução entre dois líquidos (álcool etílico e água). 2) Defina:

a) Titulação b) Titulante c) Titulado d) Ponto final ou ponto de equivalência e) Indicador f) Solução padrão g) Ponto de equivalência h) Padrão primário i) Padrão secundário

3) Utilize a ilustração do material abaixo e relacione cada um dos itens da questão 2 com o seu desenho.

4) Como você prepararia 50mL de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2mol/L, sabendo-se que o hidróxido de sódio (NaOH é um composto sólido?

5) Quais os cuidados necessários na manipulação do NaOH? 6) O que é uma transferência quantitativa? 7) Por que se deve adicionar ácido sobre a água e nunca o contrário? 8) Qual a função da fenolftaleína no experimento? 9) O que acontece se você soprar a solução resultante da titulação do ácido acético,

por algum tempo? Explique. 10) Calcule a concentração de ácido acético no vinagre expressando o resultado em

mols por litro e também em porcentagem (%) de ácido acético no vinagre

Ilustração do material:

béquer

bastão de vidro

100 mL

25o

C

1 mL

250 mLerlenmeyer

bureta

pipeta volumétrica

pisset

H2O

balão volumétrico

funil

pera de borracha

DETERMINAÇÃO DO TEOR DE BICARBONATO DE SÓDIO EM

UMA AMOSTRA DE ANTIÁCIDO Introdução

Para descrever o estado de um gás, utilizam-se quatro grandezas relacionadas: pressão, temperatura, volume e quantidade (mol). Pela tabela 1, é possível observar que as três leis dos gases mostram que qualquer destas grandezas é afetada pela alteração de uma outra, na hipótese das restantes se manterem fixas.

Tabela 1. Leis do Gás Ideal Lei de Boyle Lei de Charles Lei de Avogadro

V 1/P

(T e n constantes)

V T

(P e n constantes)

V n

(T e P constantes)

Se todas as leis forem combinadas, o resultado é V n.T/P ou V = R.n.T/P, onde R é a constante universal dos gases ideais. Reorganizando-se a equação anterior, têm a equação dos gases ideais:

P.V = n.R.T

Os gases reais, na pressão atmosférica ou em pressões baixas, e nas temperaturas próximas da ambiente, comportam-se como ideais, e portanto a lei dos gases ideais pode ser aplicada com boa aproximação. Para se coletar gases no laboratório, uma prática muito comum consiste no deslocamento de H2O em um recipiente. Deste modo, obtém-se o gás úmido, consistindo em uma mistura de moléculas de gás e de vapor d’água. No experimento a ser realizado, por exemplo, a mistura gasosa consiste de moléculas de CO2 e H2O. Aplicando-se a lei de Dalton das pressões parciais, pode-se encontrar a pressão exercida pelo gás.

Ptotal = PH2O + PCO2 , onde Ptotal = Patm

É importante ressaltar que a pressão da H2O depende da temperatura, como mostra a tabela 2. Tabela 2. Variação da pressão de vapor da água em função da temperatura.

T (oC) PH2O (mmHg)

T (oC) PH2O (mmHg)

T (oC) PH2O (mmHg)

10 9,209 18 15,477 26 25,209 11 0,844 19 16,477 27 26,739 12 10,518 20 17,535 28 28,349 13 11,231 21 18,650 29 30,043 14 11,987 22 19,827 30 31,824 15 12,788 23 21,068 31 33,695 16 13,634 24 22,377 32 35,663 17 14,530 25 23,756 33 37,729

O experimento consiste na formação de gás carbônico pela reação química envolvendo NaHCO3 e um ácido qualquer :

NaHCO3 + HCl NaCl + H2O + CO2

O gás carbônico tem muitas aplicações industriais, destacando-se na fabricação de espumas poliméricas, gaseificação de refrigerantes e vinhos e na refrigeração. Também chamado de dióxido de carbono é mais denso que o ar, não é comburente, sendo utilizado em extintores de incêndio.

Objetivos

O objetivo do experimento é a determinação do teor de bicarbonato de sódio

em antiácidos efervescente (encontrados na farmácia) através da medida do volume

de gás carbônico gerado pela reação com um ácido.

Materiais e reagentes

- kitassato - béquer de plástico - balança analítica - proveta - tubo de vidro para armazenar a amostra sólida - mangueira de borracha - solução de HCl 1,0mol/L - antiácido efervescente (comprado com antecedência na farmácia, um envelope

por grupo) Procedimento A um béquer de 1000mL, adicione aproximadamente 800mL de H2O. Pegue

uma proveta de 50mL e a encha com H2O até a borda. Tampe a borda da proveta com

o polegar e inverta na H2O contida no béquer de plástico. Verifique se não existem

bolhas de ar no fundo da proveta invertida, se tiver repita o procedimento até não

haver bolhas.

Introduza um tubo de vidro, previamente entortado, no interior da proveta

invertida. Conecte uma mangueira de borracha na outra extremidade do tubo de vidro

e ligue-a ao kitassato.

Adicione 150mL de solução 1,0 mol/L de HCl ao Kitassato. A seguir, pese

0,25g do antiácido efervescente e transfira cuidadosamente para o interior do tubo de

vidro (cachimbo) adaptado a rolha. Introduza este tubo no kitassato, sem deixar que o

sólido caia no ácido clorídrico. Verifique se a rolha veda totalmente a boca do

kitassato e também na haste do tubo de vidro, para minimizar as perdas do gás a ser

coletado e medido.

Agite o kitassato para favorecer o contato entre o ácido clorídrico e o sólido.

Terminada a reação, agite o frasco por mais 5 minutos para diminuir a solubilidade do

CO2 na água.

A seguir, subindo ou descendo a proveta, iguale os níveis interno e externo da

H2O, para que pressões interna e atmosférica se igualem.

Leia o volume de gás coletado no interior da proveta. Anote a temperatura e a

pressão atmosférica no laboratório.

Calcule o número de mols do NaHCO3, pela equação do gás ideal e equação

química. E determine a porcentagem do bicarbonato de sódio.

Ilustração do material:

amostra

rolhaproveta graduada invertida cheia de água

tubo de suporte com a amostra

tubo de vidro

béquer

mangueira

kitassato

solução de HCl

H2O

RESPONDA AS QUESTÕES:

1) Escreva as equações químicas que melhor representam as reações químicas

que darão origem ao dióxido de carbono.

2) Por que não podem existir bolhas de ar na proveta onde vai ser armazenado o

gás coletado?

3) Calcule o número de mols do NaHCO3, pela equação do gás ideal e equação

química. E determine a porcentagem do bicarbonato de sódio.

4) Qual foi o rendimento teórico da sua reação?

5) Qual o reagente que estava em excesso e qual era o reagente limitante?

6) Aponte as prováveis causas da perda de rendimento da reação estudada.

7) Por que se deve igualar os níveis interno e externo da H2O na hora de se fazer

a leitura da quantidade de gás coletado.

8) Por que se deve anotar a temperatura e a pressão atmosférica no laboratório,

na hora de se fazer à leitura da quantidade de gás coletado.

SOLUÇÕES: SEPARAÇÕES POR DESTILAÇÃO SIMPLES, EXTRAÇÃO E

CROMATOGRAFIA.

O experimento da aula está separado em três técnicas (cada uma com suas características), todas têm por objetivo separar substâncias diferentes que estão misturados em soluções.

1- DESTILAÇÃO SIMPLES Introdução Destilação é o mais importante método para purificação de líquidos. Há dois tipos de purificação que se pode realizar por destilação: a) Separação de um líquido volátil de substâncias não voláteis; (a purificação da água “de torneira” por destilação é um exemplo, pois a principal modificação que ocorre neste processo é a separação da água dos vários sais, óxidos, etc., que se encontravam dissolvidos ou suspensos). b) Separação de um líquido volátil de outros líquidos voláteis; para que essa separação seja possível é essencial que haja diferença entre os pontos de ebulição. Quando essa diferença é grande, ou quando não é necessária uma separação muito eficiente, pode-se empregar destilação simples (emprega-se, por exemplo, uma destilação simples para separar a aguardente de cana da maior parte da mistura da fermentação, constituída principalmente por água). Já quando a diferença entre os pontos de ebulição for pequena, ou quando é necessária uma separação bem eficiente, é necessário recorrer a uma destilação fracionada (empregada, por exemplo, para separar o álcool [96ºGL] da água durante sua fabricação, ou para separar as várias frações do petróleo como pentano, hexano, gasolina, nafta, querosene, etc.). A técnica da destilação compreende duas operações: vaporização e condensação. No laboratório, a vaporização é feita num balão, aquecido geralmente com um banho de óleo ou com uma manta elétrica; a condensação é feita em um condensador. O ponto de ebulição pode ser observado com um termômetro colocado de forma a medir a temperatura do vapor em um ponto próximo da entrada do condensador. Teoria da destilação Pressão do vapor: se um líquido for introduzido num espaço fechado no qual havia sido feito vácuo, o líquido evaporará até que o vapor atinja uma pressão determinada que depende apenas da temperatura . Essa pressão é chamada pressão de vapor do líquido, e sempre aumenta com o aumento de temperatura. A variação da pressão de vapor com a temperatura é dada de forma aproximada pela seguinte expressão1:

T

acP log

onde a e c são constantes para a substância. Essa expressão significa que o gráfico do logaritmo da pressão de vapor versus o inverso da temperatura absoluta é uma linha reta. Podemos assim determinar, de forma aproximada, a pressão de vapor de um líquido a qualquer temperatura conhecendo apenas a pressão de vapor em duas temperaturas diferentes (dois pontos no gráfico já determinam a linha reta ). Ponto de ebulição: quando aquecemos um líquido em um sistema aberto sua pressão de vapor vai aumentando gradualmente; no momento em que a pressão de

vapor igualar a pressão externa exercida sobre o líquido (por exemplo, a pressão atmosférica), bolhas de vapor começam a se formar no interior do líquido. Dizemos que o líquido entra em ebulição e a temperatura na qual isso ocorre é chamada ponto de ebulição naquela pressão. Se o líquido for uma substância pura, a temperatura não se altera durante a ebulição; ao aumentarmos o fornecimento de calor provocamos uma ebulição mais forte, isto é, forma-se mais vapor por unidade de tempo, mas a temperatura permanece constante. Um ponto importante a ser observado é o seguinte: para manter um líquido em ebulição aquecendo-o com um banho de óleo é necessário que a temperatura do banho de óleo esteja acima do ponto de ebulição do líquido (20 a 30°C acima produz bons resultados práticos); isto ocorre porque o líquido, estando na temperatura de ebulição, precisa receber uma quantidade adicional de calor (chamado calor de vaporização) para transformar-se em vapor. Naturalmente, o banho de óleo só pode transferir calor para o líquido se estiver mais quente que ele. Superaquecimento - ebulição tumultuosa: freqUentemente a ebulição de um líquido (principalmente quando o líquido for impuro) não se dá de forma regular: grandes bolhas de vapor são formadas subitamente, produzindo pequenos estouros, geralmente seguidos de intensa ebulição, e a seguir o líquido fica muito quieto por algum tempo para logo depois “estourar” novamente, etc. É impossível fazer uma boa destilação nessas condições. Para uma boa destilação é imprescindível uma ebulição suave. A principal causa de ebulição tumultuosa é um aquecimento irregular: partes do balão ficam muito mais quentes do que outras e ocorrem transferências súbitas de calor, provocando o tumulto. A melhor maneira de reduzir esse problema é utilizar uma agitação eficiente. Quando a agitação não é possível, pode-se também obter bons resultados juntando cacos de porcelana ao líquido: os cacos liberam pequenas bolhas de ar que, além de agitar, facilitam a formação de vapor e evitam o superaquecimento; os próprios cacos ajudam também a agitar.

Nunca adicione cacos de porcelana a um líquido quente: isto poderia provocar uma forte ebulição com conseqüências desastrosas. Misturas azeotrópicas: um azeótropo é uma mistura de dois ou mais líquidos (de diferentes pontos de ebulição) que destila a temperatura constante e sem alterar sua composição (i.e. a composição do vapor é idêntica à do líquido). Apesar de ter ponto de ebulição e composição definidos, o azeótropo não pode ser considerado um composto químico porque sua composição muda quando se altera a pressão. Entretanto, se a pressão é mantida constante, tudo se passa como se azeótropo fosse realmente um composto durante uma destilação. Um azeótropo pode ter ponto de ebulição maior ou menor do que os líquidos que o constituem. Examine os exemplos na tabela 1 abaixo: Tabela 1 - Dados sobre algumas misturas azeotrópicas

Componente A Componente B Pontos de ebulição

(°C )

% A no azeótropo

A B azeótropo água etanol 100.0 78.3 78.15 4.4 metanol clorofórmio 64.7 61.2 53.5 12.5 água ácido fórmico 100.0 100.8 107.1 22.5 acetona clorofórmio 56.4 61.2 64.7 20 Procedimento experimental

Destilação simples

No balão de destilação, adicione aproximadamente 60mL da solução alcoólica e algumas pedrinhas de porcelana. Adapte o condensador, já conectado a mangueiras de entrada e saída da H2O de refrigeração, ao balão de destilação. Em seguida, introduza o termômetro, de modo que o bulbo deste fique na altura da saída do vapor para o condensador.

Coloque um béquer na saída do condensador e recolha o destilado (álcool). Este será usado na cromatografia como eluente.

Ilustração do material:

Termômetro

Bico de Bunsen

Cacos de Porcelana

Entrada de água

Saída de água

Balão

Condensador

Béquer

Banho

Tripé

2- CROMATOGRAFIA

Introdução O fato de que diferentes substâncias têm diferentes solubilidades em um dado solvente pode ser usado de diversas maneiras para efetuar a separação de substância de misturas nas quais elas estão presentes. Uma técnica muito utilizada que depende dessas diferenças de solubilidade é a cromatografia. Na técnica cromatográfica a mistura é depositada sobre alguma substância adsorvente, sólida que pode ser uma tira de papel de filtro, uma camada delgada de sílica gel sobre um pedaço de vidro; algum adsorvente finamente dividido empacotado em um tubo de vidro, etc. Os componentes de uma mistura são adsorvidos sobre o sólido em graus variados dependendo da natureza do componente, natureza do adsorvente e da temperatura. Um solvente é então passado através do adsorvente sólido sob pressão aplicado ou gravitacional ou por efeito capilar. Quando o solvente passa sobre a amostra depositada, os vários componentes tendem, em graus variados, a serem dissolvidos e arrastados do sólido. A velocidade com a qual um componente irá mover-se depende de sua tendência relativa de ser dissolvido no solvente e adsorvido no sólido. O efeito líquido é que quando o solvente passa lentamente através do sólido, os componentes separam-se um do outro e movem-se como zonas. Com a escolha própria do solvente e adsorvente, é possível separar muitas misturas complexas por esta técnica. O nome dado a um tipo particular de cromatografia depende de maneira como o experimento é conduzido. Assim nós temos os tipos de cromatografia: em coluna, chamada delgada, papel e a gás. Neste experimento veremos a técnica de cromatografia em coluna, camada delgada e papel para separar diferentes tipos de mistura: indicadores ácido - base; corantes e pigmentos. Na cromatografia em coluna solvente (fase móvel) flui através do adsorvente (fase estacionária). Na cromatografia em camada delgada e no papel o solvente sobe através do adsorvente por ação capilar. Nos 3 tipos citados, o solvente tende a carregar a amostra com ele. Na cromatografia em camada delgada e na cromatografia em papel, quando o solvente percorreu uma distância L cm, o soluto, agora espalhado como uma banda ou zona difusa percorreu uma distância menor, chamada D cm. D/L é para uma dada substância sob condições específicas, uma constante independente da quantidade relativa da substância ou outras substâncias presentes. D/L é chamado valor de Rf para aquela substância sob condições experimentais: D Distância percorrida pelo soluto Rf = = L Distância percorrida pelo solvente O valor de Rf pode ser usado na determinação dos componentes de uma mistura em condições determinadas.

Procedimento Experimental

Cromatografia em papel: usaremos esta técnica para separar os componentes de tintas de canetas hidrográficas (preta, azul, vermelha) e o resíduo obtido na destilação. Procedimento Coloque em um béquer de 150mL, cerca de 5mL de etanol e tampe com um vidro de relógio.

Corte um pedaço de papel de filtro de dimensões tais que, quando dobrado e colocado no béquer, não encoste nas paredes do mesmo. No papel de filtro, faça pontos com as canetas hidrográficas e aplique com auxílio de um capilar o resíduo obtido na destilação a 1cm de altura da base do papel (observe na figura).

Coloque o papel no béquer e deixe eluir. Quando o solvente subir até próximo da altura do papel, retire-o do frasco e assinale com um lápis a altura atingida pelo solvente. Deixe o papel de filtro secar ao ar.

Calcule os Rf dos componentes (manchas) de cada uma das amostras de tinta.

papel ouplaca com sílica

b

a

Cálculo do Rf para

duas manchas, a e b:

Altura doEluente

(solvente)

(solvente)

1 2 3 4 1 2 3 4Eluente

Altura doAmostras devem ficar acima da linha do eluente

L

Db

Exemplo de cromatografia para quatro Amostras

Rf = LDa

Db

LRf =

Da

Antes Depois

3- EXTRAÇÃO COM SOLVENTES Introdução Uma maneira de realizar a purificação ou separação de um composto de uma mistura consiste em introduzir a mistura original em um sistema que forma duas fases imiscíveis; as várias substâncias presentes distribuem - se de forma geralmente não uniforme pelas duas fases, um processo conhecido como partição. Separa - se então a fase que contém o material desejado e prossegue - se eliminando o solvente por evaporação, ou realizando outro processo adequado. Extração é um exemplo no qual uma fase líquida extrai um produto desejado de uma segunda fase, que pode ser: líquida, sólida ou gasosa. O processo de extração com solventes é geralmente empregado para:

1. Isolar compostos dissolvidos em soluções; 2. Isolar compostos dissolvidos de misturas sólidas; 3. Remover impurezas solúveis indesejáveis de misturas. (este processo é

usualmente conhecido como lavagem). Se uma solução está em contato com um solvente imiscível (ou parcialmente

miscível), o soluto se distribui entre as duas fases líquidas e no equilíbrio as relações das concentrações do soluto nas duas fases é aproximadamente constante, independentemente da concentração total. Esta relação designada como coeficiente de distribuição ou coeficiente de partição é aproximadamente igual à relação das solubilidades do soluto nos dois solventes. A técnica de extração com solventes envolve 3 métodos gerais: 1) Separação de um composto orgânico de uma solução ou suspensão em um líquido,

pela agitação com um segundo solvente imiscível (ou quase imiscível) no qual o produto orgânico é solúvel.

2) Extração com solventes quimicamente ativos. Este tipo de extração depende do uso de um reagente que reaja quimicamente com o composto a ser extraído, e geralmente é empregado para remover pequenas quantidades de impurezas de um composto orgânico ou para separar os componentes de uma mistura. Incluem - se, entre tais reagentes, soluções aquosas diluídas (5%) de hidróxido de sódio ou potássio; solução 5 ou 10% de carbonato de sódio; solução saturada de bicarbonato de sódio (cerca de 5%); soluções diluídas de ácido clorídrico ou sulfúrico concentrado. Pode-se empregar uma solução diluída de hidróxido de Sódio ( e também, soluções de carbonato e bicarbonato de sódio) para remover um ácido orgânico de sua solução em solvente orgânico ou para remover impurezas ácidas presentes num sólido ou líquido insolúvel na água. Assim, uma solução etérea de um ácido orgânico pode ser convertido em seu sal de sódio que é solúvel em água e insolúvel em éter. A solução de hidróxido de sódio também pode ser usada para extrair compostos fenólicos. Uma solução de bicarbonato de sódio converte ácidos carboxílicos a seus sais, mas não é suficientemente alcalina para formar sais com compostos fenólicos. Assim, temos um método elegante de separar ácido carboxílico de fenol. Primeiramente o ácido carboxílico é removido da solução no solvente orgânico por meio de uma extração com a solução de bicarbonato de sódio são convertidos rapidamente em seus respectivos ácidos carboxílicos e fenol pelo tratamento com HCl concentrado.

3) Extração contínua de líquidos ou sólidos por solventes.

3.1. Extração contínua líquido - líquido. 3.2. Extração contínua de um sólido por um líquido: aparelho de Soxhlet (verificar

a literatura para se familiarizar com os aparelhos usados em 3.1 e 3.2) Procedimento Experimental

Meça em uma proveta, 25mL de gasolina e transfira para o funil de separação. Adicione ao funil de separação 25mL de H2O destilada.

Tampe o funil, inverta e abra a torneira do mesmo para prevenir qualquer sobre pressão. Em seguida, feche a torneira e agite suavemente durante alguns instantes.

Coloque o funil no anel de ferro, retire a tampa e aguarde a separação das camadas. Recolha a fase aquosa em um béquer.

À gasolina que restou no funil, adicione 25mL de H2O destilada e repita o procedimento.

Recolha a fase aquosa no béquer e a gasolina recolha em uma proveta. Meça o volume da gasolina e calcule o teor de etanol na gasolina. Ilustração do Material:

Proveta Graduada

Fase 2

Fase 1

Mistura Heterogênea:

Suporte

Erlenmeyer

Torneira

Funil de Separação

Garra de Anel

Tampa

PROPRIEDADE COLIGATIVA:

DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA MOLECULAR DO ENXOFRE

Introdução Propriedades coligativas são as propriedades de uma solução que dependem apenas da concentração de partículas do soluto que são dissolvidas e independem da natureza destas partículas. Dentre estas propriedades, pode-se citar o abaixamento da pressão de vapor, abaixamento da temperatura de congelamento do solvente (crioscopia), o aumento da temperatura de ebulição do solvente (ebulioscopia) e pressão osmótica. Neste experimento, através da crioscopia, pode-se obter a massa molecular do enxofre. Como conseqüência da dissolução de um soluto em um solvente, o ponto de congelamento da solução é mais baixo que o do solvente puro. Numa solução ideal, o abaixamento do ponto de congelamento (abaixamento crioscópico) é dado pela equação:

Tc = Kc . m onde Kc é a constante crioscópica e m é a molalidade da solução.

Dentre inúmeras aplicações da crioscopia, pode-se citar o abaixamento da temperatura de congelamento da água dos radiadores de automóveis, pela adição de etileno-glicol, um fluído anticongelante. Nos países de clima frio, onde há risco da água congelar nos encanamentos, é costume adicionar anticongelante à água para evitar congelamento e danificação da tubulação hidráulica (a adição de 500g de HOCH2CH2OH a um tanque contendo 3Kg de H2O é suficiente para impedir o congelamento da H2O a –25oC). Por que ocorre o abaixamento da temperatura de congelamento de líquido pela adição de um solvente? Quando a temperatura se mantém no ponto de fusão do solvente puro, o congelamento se inicia com algumas moléculas aglomerando-se para formar pequena quantidade de sólido. À medida que as moléculas do líquido aglutinam-se na superfície do sólido, o cristal cresce. Neste processo há evolução de calor, enquanto a energia térmica for removida do sistema, a solidificação avança. Se, entretanto, o calor não for removido, é possível que os dois processos (fusão e solidificação) entrem em equilíbrio. Neste ponto o número de moléculas que passam do sólido para o líquido é igual ao número de moléculas que passam do líquido para o sólido, no mesmo intervalo de tempo. O princípio para o congelamento de soluções é o mesmo: algumas moléculas do solvente se aglomeram para formar pequena quantidade de sólido. Mais e mais moléculas se aglutinam e a fase sólida, solvente puro sólido continua a aumentar, desde que o calor de fusão seja removido. Ao mesmo tempo, algumas moléculas do solvente retornam do sólido para o líquido. Os processos de fusão e congelamento podem chegar a um equilíbrio se o número de moléculas que se movem nos dois sentidos forem iguais, num certo intervalo de tempo. No caso de soluções, há, entretanto um problema: a camada líquida junto ao sólido contém moléculas ou íons do soluto, enquanto que a fase sólida é o solvente puro. Se a temperatura for mantida na do ponto de congelamento normal do solvente puro, o número de moléculas do sólido (solvente puro) que passa para a fase líquida é maior do que o número das que passam da solução para o sólido, num certo intervalo de tempo, pois moléculas do soluto substituem moléculas do solvente no líquido na interface líquido-sólido. Então

para se ter o mesmo número de moléculas do solvente deslocando-se em cada direção (do sólido para o líquido e vice-versa), num mesmo intervalo de tempo, a temperatura deve ser abaixada para que o movimento do sólido para o líquido seja mais lento, o que leva a uma menor temperatura de congelamento da solução em relação a do solvente puro. Quando uma solução se congela, as moléculas do solvente são removidas da fase líquida e aglutinadas no sólido, gerando um aumento da concentração do soluto na fase líquida, e o ponto de congelamento da solução diminui ainda mais. Objetivo O objetivo deste experimento é determinar a massa molecular do enxofre através do efeito do abaixamento da temperatura de congelamento de um solvente, neste caso, o naftaleno. Materiais e Reagentes

- Naftaleno - Enxofre - Béquer de 500mL - Balança analítica - Termômetro - Tubos de ensaios (1 grande e 1 pequeno) - Arames para agitação

Procedimento Em um tubo de ensaio, pese 2,00g de naftaleno. Monte a aparelhagem mostrada na figura 1 (o nível da água do béquer deve permanecer acima da fase líquida do naftaleno fundido). Acenda o bico de bunsen e anote a temperatura de fusão do naftaleno. Quando mais metade da quantidade adicionada de naftaleno estiver fundida, desligue a chama e cuide para que o bulbo do termômetro permaneça imerso na fase líquida do naftaleno. Espere a fusão de todo sólido. Deixe o sistema resfriar e observe o início da solidificação do naftaleno. Anote esta temperatura (t1). Caso não consiga observar a solidificação esquente novamente o sistema e tente outra vez (É necessária a leitura correta da temperatura!). Pese 0,50g de enxofre e transfira cuidadosamente para o tubo de ensaio, que contém o naftaleno (veja a figura, não deixe material nas paredes!). Acenda novamente o bico de bunsen. Quando toda mistura estiver fundida, apague o bico de bunsen e deixe o sistema resfriar, agitando-o levemente com alguma freqüência. Assim que começar a solidificação da mistura (naftaleno+enxofre), anote a temperatura (t2).

Agora determine o �Tc (�Tc= t2 - t1) e calcule a massa molecular do enxofre, sendo dado a Kc do naftaleno = 6,9oC. Obs: Após o experimento limpe o material a com água quente. Ilustração do material:

Coloque água somente no béquer até este nível

Coloque a rolha no tubo menor

x

e também onde é adicionado o enxofreLocal onde deve ficar o naftaleno

Termômetro

Arame p/ agitação

o

Detalhe dos Tubose o Termômetro

ESTUDO DAS REAÇÕES QUÍMICAS Introdução

Desde o começo do curso tivemos ocasião de observar vários tipos de transformações, uma das quais era uma mudança de estado (ebulição, condensação, etc.). Quando esse tipo de transformação ocorre, a fórmula empírica da substância não é alterada. Por outro lado, numa transformação química os átomos se rearranjam formando substâncias que têm formulas empíricas diferentes das fórmulas dos reagentes. Ambos os tipos de transformações envolvem modificações na atração entre os átomos ou entre moléculas. O aparecimento de uma nova substância com propriedades diferentes é um indício de que ocorreu uma reação química. Como evidência das transformações que ocorrem durante as reações, podemos observar mudanças na coloração, formação de gases, ou produtos com outra solubilidade (precipitados). Um outro indício é a quantidade de energia envolvida, se a reação absorver energia, a reação é endotérmica; se a reação liberar energia, a reação é exotérmica. Outros fenômenos devem ser observados nas reações como: • A velocidade da reação e os fatores que afetam a velocidade (temperatura, concentração, presença de catalisadores ou outras substâncias) • Até onde a reação se processa Objetivo O objetivo do experimento é estudar os diversos tipos de reações químicas, bem como observar as diversas modificações que ocorrem em cada reação. Parte Experimental Materiais e reagentes - Estante para tubos de ensaio - 12 Tubos de ensaio - Bico de bunsen - Papel indicador de tornassol róseo - Papel indicador universal - Bagueta - Conta-gotas - Pinça de madeira - Clorato de potássio (KClO3) - Óxido de manganês (MnO2) - Bicarbonato de potássio (KHCO3) - Óxido de cálcio (CaO) - Zinco (Zn) em pó - Ferro (Fe) em pó - Solução de sulfato de cobre II (CuSO4) – 0,1mol/L - Solução de ácido clorídrico (HCl) – 0,1mol/L e 0,5 mol/L - Solução de hidróxido de sódio (NaOH) – 0,1mol/L - Solução de nitrato de prata (AgNO3) – 0,1mol/L - Solução de cloreto de sódio (NaCl) – 0,1mol/L - Solução de cromato de potássio (K2CrO4) – 0,1mol/L - Solução de nitrato de chumbo (Pb (NO3)2) – 0,1mol/L

- Solução de iodeto de potássio (KI) – 0,1mol/L - Solução de sulfato de ferro III (Fe2(SO4)3) – 0,1 mol/L - Solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) – 0,1 mol/L - Carbonato de sódio sólido (Na2CO3) - Solução de permanganato de potássio (KMnO4) – 0,1mol/L - Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) – 0,1 mol/L - Solução de H2O2 – 20 volumes Procedimento Parte I – Reação de decomposição A. Decomposição do KClO3

Coloque uma pequena porção de clorato de potássio (KClO3) em um tubo de ensaio limpo e seco. Adicione uma pequena quantidade de óxido de manganês (MnO2) que funcionará como catalisador para esta reação. Feita a mistura, aqueça o tubo lentamente. Ao mesmo tempo em que se aquece, coloque na boca do tubo um pedaço de cordão em brasa e verifique o que ocorre. B. Decomposição do KHCO3 e observar a Lei da Conservação de Massas Pese um tubo de ensaio com rolha e adicione 0,300g de KHCO3, fechando rapidamente o tubo com a rolha, para evitar a absorção de umidade. Após a pesagem remova a rolha, e com auxílio de uma pinça de madeira, aqueça o tubo na chama do bico de Bunsen. O aquecimento inicial deve ser suave. Quando cessar a precipitação, aqueça por mais alguns minutos para garantir que a decomposição seja completa. Em seguida, leve o tubo para uma estufa a 100oC por 15 minutos, e então, transfira-o para um dessecador até atingir a temperatura ambiente (cerca de 5 minutos). Tire o tubo do dessecador e tampe-o imediatamente com a rolha. Pese o tubo + produto da reação. Com base na variação de massa, deduza a estequiometria da reação de decomposição térmica do bicarbonato de potássio. Parte II – Reação de síntese Colocar em um tubo de ensaio 1mL de água destilada e verifique se ela altera a cor do papel de tornassol. Em seguida, adicione pequena porção de óxido de cálcio (CaO). Agite bem e verifique o pH com auxílio do papel de tornassol róseo. Parte III – Reação de simples troca A. Em tubo de ensaio adicione uma pequena quantidade de zinco metálico (Zn) em pó, adicione 1mL de solução de sulfato de cobre (CuSO4) 0,1mol/L e observe. B. Em tubo de ensaio, adicione uma pequena quantidade de ferro metálico (Fe) em pó, 1mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1mol/L e observe. C. Qual delas reage mais rápido?

Parte IV – Reações de dupla troca A. Reação de neutralização Em um tubo de ensaio, adicione 1mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1mol/L e observe o pH, com auxílio do papel indicador universal. Em um outro tubo, adicione 1mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1mol/L e observe o pH. Misture estas duas soluções e observe o pH. B. Reações de precipitação B.1. Coloque em um tubo de ensaio 1mL de solução de cloreto de sódio (NaCl), 0,1mol/L adicione 1mL da solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1mol/L e verifique o que ocorre, B.2. Coloque em um tubo de ensaio 1mL de solução de cromato de potássio (K2CrO4)

0,1mol/L, adicione 1mL da solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1mol/L. Observar mais nenhuma modificação. B.3. Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1mol/L, 1 mL de NaCl e adicione gota a gota a solução de AgNO3, até não observar mais nenhuma modificação. B.4. Em um tubo de ensaio, adicione 1mL da solução de nitrato de chumbo Pb (NO3)2 0,1mol/L e 1mL de solução de iodeto de potássio (KI) 0,1mol/L. Observe o que ocorre. ATENÇÃO: anote todos os resultados observados. C. Reação de complexação Em um tubo de ensaio, adicione 1mL da solução de sulfato férrico (Fe2(SO4)3) 0,1mol/L, 1mL de solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) 0,1mol/L e observe. ATENÇÃO: anote todos os resultados observados. D. Reações envolvendo a formação de compostos voláteis Pese 0,25g de carbonato de sódio (Na2CO3) em um tubo de ensaio e adicione 1mL de HCl 0,5mol/L e observe. ATENÇÃO: anote todos os resultados observados. Parte V – Reações de oxi-redução A. Reação entre permanganato de potássio e água oxigenada em meio ácido Em um tubo de ensaio, adicione 1mL da solução permanganato de potássio (KMnO4)

0,1mol/L, 1mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,1mol/L, 1mL de solução de peróxido de hidrogênio (H2O2) 20 V e observe. B. Distinção entre HCl e HNO3 (concentrados) Realizada na capela

Em um tubo de ensaio, adicione 1mL da solução de ácido clorídrico concentrado (HCl), um pequeno pedaço de cobre metálico (Cuo) e observe. Repita o procedimento para a solução de ácido nítrico concentrado (HNO3). ATENÇÃO: anote todos os resultados observados. Ilustração do material:

Tetina

Conta-gotas

Bastão de vidro

Pinça

Estante

Pipeta

Pera de Borracha

Tubo de Ensaio

CINÉTICA QUÍMICA

Introdução

A cinética química estuda as reações químicas do ponto de vista da velocidade com que as reações se processam, dos fatores que afetam essa velocidade e do mecanismo, através do qual elas ocorrem.

As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas de leis de velocidades, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação.

As velocidades das reações químicas dependem também de outros fatores como, por exemplo, pressão, temperatura e catalisadores.

Um estudo cinético permite esclarecer o mecanismo, pelo qual a reação se processa. Objetivo

O objetivo deste experimento é estudar a influência de alguns fatores na velocidade de reações químicas. Parte Experimental

Materiais e reagentes

- 12 tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio - Termômetro - Béquer de 500mL - Solução de permanganato de potássio (KMnO4) – 0,1 mol/L - Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) – 2,0mol/L - Solução de sulfato de ferro II (FeSO4) – 0,1 mol/L - Solução de ácido Etanodióico (C2H2O4)– 0,1 mol/L (ácido oxálico) - Zn em pastilhas - Zn em pó - Solução de ácido clorídrico (HCI) 2,0 mol/L - Solução de peróxido de hidrogênio (H2O2) – 10 V -Óxido de manganês (MnO2) em pó - Solução de iodato de sódio (NaIO3) - 0,02 mol/L - Solução de bissulfito de sódio (NaHSO3) - 0,02 % (Preparação: 0,2 g NaHSO3; 4,0 g amido; 5,0 ml H2SO4 1,0 mol/L e completar com água destilada até 1,0 L). Deve ser recém preparada. - cubos de gelo

Procedimento experimental

A. Natureza dos reagentes

Coloque em um tubo de ensaio, 1mL de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,1mol/L. Adicione 1mL de ácido sulfúrico (H2SO4) 2,0mol/L e em seguida 3,0mL de sulfato de ferro II (FeSO4) 0,1mol/L. Anote o tempo gasto para a mudança de coloração. Em um outro tubo de ensaio, coloque 1mL de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,1mol/L, 1mL de solução de ácido sulfúrico 2,0mol/L (H2SO4) e adicione 3,0mL de ácido etanodióico (C2H2O4) 0,1 mol/L. Anote o tempo necessário para ocorrer mudança de coloração. B. Superfície de contato Coloque em um tubo de ensaio um pequeno pedaço de zinco e adicione 1mL de HCl 2,0mol/L. Em um outro tubo de ensaio, coloque uma pequena quantidade de zinco em pó e adicione 1mL de solução de HCl 2,0mol/L . Compare os resultados obtidos. C. Catalisadores Em um tubo de ensaio, coloque 20 gotas de solução de peróxido de hidrogênio (H2O2) 10 V e uma pequena quantidade de óxido de manganês (MnO2) e observe.

CUIDADO: reação muito violenta adicione apenas “pitadas” de MnO2. D. Concentração OBS: Realizar o experimento em temperatura abaixo ≤ 25oC

Combinação

IO3- (0,02mol/L) + H2O

A HSO3

- (0,02%) B

Tempo (seg.)

Velocidade (mols / L.seg.)

1 5,0mL ---- 5,0ml 2 4,0mL + 1,0mL 5,0ml 3 3,0mL + 2,0mL 5,0ml 4 2,0mL + 3,0mL 5,0ml 5 1,0ml + 4,0mL 5,0ml

Para cada combinação adicione em um tubo de ensaio, os volumes de solução

de iodato (IO3-) 0,02mol/L e de H2O indicados na tabela 1 e homogenize. Adicione a

solução de bissulfito de sódio (HSO3-)0,02% e inicie imediatamente a contagem do

tempo gasto para o aparecimento da coloração azul. Trace o gráfico Concentração de IO3

- versus Tempo e determine a velocidade para cada combinação.

E. Temperatura Combinação

Tubos de IO3

- (0,02mol/L) Tubos A

HSO3- (0,02%)

Tubos B Temperatura aproximada

Tempo (seg..)

Velocidade (mol / L.s)

ensaios: 1 5,0mL 5,0ml ~ 5oC 2 5,0mL 5,0ml ~10oC 3 5,0mL 5,0ml ~ 15oC 4 5,0mL 5,0ml 25oC

No tubo de ensaio 1A, adicione 5,0mL de solução de (IO3

-). Em um outro tubo 1B, adicione 5,0 mL de solução de HSO3

-. Coloque os dois tubos em um béquer de 500mL, contendo um banho de H2O e gelo, durante alguns minutos para se atingir o equilíbrio térmico (a temperatura deve estar em torno de 5oC). Anote o valor da temperatura e então misture a solução de bissulfito de sódio (HSO3

-) na solução do tubo 1 e homogenize. Inicie imediatamente a contagem do tempo gasto para o aparecimento da coloração azul. Aqueça em um béquer de 500mL, cerca de 250mL de H2O até que a temperatura seja próxima de 10oC. Introduza neste banho os tubos de ensaio 2A e 2B e espere 1 ou 2 minutos até se atingir o equilíbrio térmico, e a seguir adicione o conteúdo do tubo 2B no tubo 2A, iniciando imediatamente a contagem de tempo, até o aparecimento da coloração azul. Aqueça ou esfrie o béquer em banho maria contendo H2O até se atingir uma temperatura desejada (ex: 25,15,10, 5 OC). Coloque os tubos 3A e 3B e espere alguns minutos para se atingir o equilíbrio térmico. Então misture os dois tubos e inicie imediatamente a contagem do tempo, até o aparecimento da coloração azul. Trace o gráfico, velocidade (mol / L.min) versus temperatura (ºC)

EQUILÍBRIO QUÍMICO Introdução

Verifica-se experimentalmente que quando substancias capazes de reagir são postas em contato, com uma reação reversível, estas tendem a formar um sistema em equilíbrio dinâmico. Dizemos que uma reação reversível atingiu o equilíbrio químico quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam.

Alguns fatores, como: concentração, temperatura e pressão podem alterar o estado de equilíbrio de um sistema, por exemplo: quando se aumenta a concentração de um dos participantes do equilíbrio, este se desloca para o lado oposto. Quando se diminui a concentração de um dos participantes do equilíbrio, este se desloca para o lado do participante diminuído.

De acordo com o principio de “Le Chatelier”, qualquer sistema em equilíbrio, quando sujeito a ação de um agente externo, tende a alterar-se para diminuir o efeito do mesmo agente. Objetivo Verificar o princípio de “Le Chatelier” através de um sistema em equilíbrio com a ação de um agente externo. Parte Experimental Materiais e Reagentes

Tubos de ensaio Estante para tubos Béquer de 100 mL Bastão de vidro Proveta de 100 mL Solução de ácido clorídrico (HCl) – concentrado Solução de hidróxido de sódio (NaOH) - 0,1 mol/L Solução de cloreto de ferro III (FeCl3) - 0,01 mol/L Cloreto de amônio (NH4Cl) - sólido Tiocianato de amônio (NH4SCN) – sólido Solução de cromato de sódio (NaC2rO4) - 0,1 mol/L Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) – 0,1 mol/L Solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) – 0,1 mol/L Solução de nitrato de prata (AgNO3) – 0,1 mol/L Solução de cloreto de sódio (NaCl) – 0,1 mol/L Solução de cloreto de bário (BaCl2) – 0,1 mol/L Solução de hidróxido de amônio (NH4OH) - concentrado

Procedimento A - Deslocamento de equilíbrio por efeito da variação de concentração de

um dos participantes A.1- Coloque 40 mL de água destilada no béquer. Junte 5 mL de solução de cloreto de ferro III (FeCl3) 0,01mol/L e 5 mL de solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) 0,1mol/L. Agite com o bastão de vidro. Observe a cor desenvolvida.

Coloque 10mL da solução acima em 4 tubos de ensaio identificados. O tubo I servirá como padrão. Ao tubo II adicione 2 mL de solução de cloreto de ferro III (FeCl3), agite e compare a cor com a do tubo I. Junte ao tubo III uma pequena ponta de espátula de tiocianato de amônio (NH4SCN). Agite e compare com a cor do tubo I. Ao tubo IV, adicione uma pequena ponta de espátula de cloreto de amônio (NH4Cl). Agite e compare com a cor do tubo I.

A.2- Coloque 2 mL de solução de cromato de sódio (Na2CrO4) 0,01mol/L em um tubo de ensaio e observe a coloração. Adicione, gota a gota, solução de ácido clorídrico (HCl) concentrado (na capela) até observar uma modificação visível.

Em um outro tubo, adicione 2 mL de solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1mol/L e observe a coloração. Adicione, gota a gota, solução de hidróxido de sódio (NaOH) até se observar uma modificação visível.

Coloque em um tubo de ensaio 1mL de solução de cromato de sódio (Na2CrO4) 0,1mol/L e 1mL de solução de cloreto de bário (BaCl2) 0,1mol/L, agite o tubo e observe. Adicione, gota a gota, solução de ácido clorídrico HCl e observe.

Em um tubo de ensaio, adicione 1mL de solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1mol/L e 1mL de solução de cloreto de bário (BaCl2) 0,1mol/L, agite o tubo e observe. Adicione, gota a gota, solução de hidróxido de sódio (NaOH) e observe.

A.3- Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de nitrato de prata (AgNO3) e 1 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl). Deixe decantar e retire o líquido sobrenadante. Ao sólido restante no tubo, adicione solução de hidróxido de amônio (NH4OH) concentrado, na capela e observe. B-Influência do valor da constante do produto de solubilidade (Kps) na

precipitação

Coloque em um tubo de ensaio 1mL de solução de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1mol/L, 1 mL de cloreto de sódio (NaCl) e adicione gota a gota solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1mol/L, até não se observar mais nenhuma modificação.

TERMOQUÍMICA

Introdução

A termodinâmica química ou termoquímica estuda, entre outras coisas, a

quantidade de calor absorvida ou liberada durante uma transformação química. Os calores de reação, também chamados de entalpias de reação (ΔH), quando

determinados para uma específica transformação química à pressão constante. São importantes fatores que influenciam em outros campos da química como a cinética química, equilíbrio químico, etc.

Alguns nomes da termoquímica foram estabelecidos em função da etapa da transformação química que participa, sendo endotérmico se o calor for absorvido (ΔH > 0) e exotérmico se o calor for liberado (ΔH < 0) durante uma reação química.

Em linhas gerais, calor de reação pode ser classificado em categorias mais específicas:

1º) Calor de formação: quantidade de calor envolvida na formação de um mol de substância diretamente de substâncias químicas simples, nos seus estados normais:

C(grafite) + O2(g) CO2(g) H (25ºC, 1atm) = -94,059 Kcal 2º) Calor de combustão: quantidade de calor envolvido na combustão de um

mol de substância combustível, tais como carbono ou metano, em presença de excesso de oxigênio.

3º) Calores de vaporização, fusão, sublimação e solução: referem-se às mudanças de estado ou hidratação (solvatação) de moléculas ou íons;

4º) Calor de neutralização: é o calor envolvido quando um mol de água é produzido pela reação de um ácido com uma base.

5º) Calor de Reação: é o calor envolvido quando um mol de reagente (substrato) é consumido ou quando um mol de produto é formado.

Neste experimento, mediremos os calores de neutralização das soluções de HCl e de NaOH(s) e o de reação de NaOH com solução de HCl. Os valores nos permitirão descobrir a generalização conhecida como “Lei de Hess da soma constante de calor”.

As medidas de calor são executadas num calorímetro, no qual o calor de reação é medido pela mudança de temperatura da solução, o T(ºC); multiplicado pela massa da solução e pelo calor específico (cal/gºC). Deve ser feita uma correção para o calor absorvido ou envolvido pelo calorímetro. Também, nos casos de apreciáveis diferenças de temperatura entre o calorímetro e o ambiente, e caso a vedação seja insuficiente, é necessário realizar uma série de leituras de temperaturas e num gráfico utilizar estes valores em função do tempo de agitação, obtendo-se por extrapolação a correta variação de temperatura, T (ºC) da reação.

Parte Experimental 1) Equivalente de água do calorímetro Prepare um calorímetro. Compare seus dois termômetros (calorímetro e

avulso), imergindo - os juntos em água à temperatura ambiente por um minuto. Sempre use o mesmo termômetro no calorímetro no qual as mudanças de temperatura ocorrerão, e em todas as leituras subsequentes aplique a correção necessária ao outro termômetro, de tal forma que a leitura de ambos os termômetros sempre corresponderão.

Para corrigir a perda de calor do calorímetro, faça medidas de maneira similar aquelas que serão usadas mais tarde. Coloque 50mL de água à temperatura ambiente em um calorímetro, e adicione 50mL de água que foi aquecida de 15º a 20ºC acima da temperatura ambiente. Com a tampa e termômetro no lugar, faça leituras cuidadosas a cada ½ minuto durante 3 minutos sendo a primeira delas imediatamente após a adição.

As temperaturas das amostras separadas e da mistura podem ser extrapoladas com o tempo de mistura fazendo-se um gráfico com temperatura em ordenada e o tempo em abscissa.

Calcule o calor perdido pela água quente e o calor ganho pela água fria (peso da água x t (ºC) x calor específico). Considere: densidade da água = 1,0 g/mL e calor específico = 1 cal/gºC.

A diferença representa as quantidades de calor ganha pelo calorímetro que dividida pela correspondente t (ºC), dá o equivalente de água do calorímetro em cal/ºC. Repita a determinação para verificar os resultados.

O exemplo seguinte ilustra como se determina o equivalente da água de um calorímetro.

Temperatura de 50mL de água quente 37,9ºC Temperatura de 50mL de água fria 20,9ºC Temperatura depois da mistura 29,1ºC Calor perdido pela água quente: 50g x 8,8ºC x 1,0 cal/gºC = 440 cal. Calor ganho pela água fria: 50g x 8,2ºC x 1,0 cal/gºC = 410 cal. Calor perdido ao calorímetro = 30 cal. Equivalente de água deste calorímetro: 30cal/ 8,2ºC = 3,7 cal/ºC Use o valor acima nos cálculos dos calores de reação exemplificada a seguir:

durante a reação no calorímetro, 100mL da solução aumenta de 6,5ºC a temperatura. Calor ganho pela água 100g x 6,5ºC x 1,0 cal/gºC = 650cal Calor ganho pelo calorímetro 3,7 cal/ºC x 6,5ºC = 24 cal Calor de reação = 674 cal Obs.: O calorímetro deve ser enxaguado com água ambiente após cada

experimento.

2) Calor de neutralização do HCl (aq) e NaOH(aq) Coloque 50,0ml de HCl 1,0mol/L no calorímetro e adicione com agitação

frequente 50,0 ml de NaOH 1,0mol/L. Com a tampa e o termômetro no lugar, leia a temperatura ( 0,1ºC) por 3 minutos a intervalos de ½ minuto (a 1ª delas logo após a adição). Extrapole as temperaturas em função do tempo (como em 1º) e calcule o calor de neutralização por mol de água produzido (a densidade da solução 0,5mol/L de NaCl produzida é 1,02g/mL e seu calor específico é 0,96 cal/gºC.

3) Calor de Neutralização de CH3CO2H(aq) e NaOH(aq) Repita o procedimento visto em 2, desta vez usando 50,0mL de CH3CO2H

1,0mol/L e 50mL de NaOH 1,0mol/L . Calcule o calor de neutralização. (Considere a mesma densidade e calor específico que o NaCl em 2º).

4) Calor de dissolução do NaOH(s) Pese cuidadosamente cerca de 2,00g de NaOH(s) em um pesa-filtro (devido à

natureza higroscópica do NaOH). Meça 50,0mL de água destilada e adicione no calorímetro. Com a tampa e o termômetro no lugar, leia a temperatura por 3 minutos em intervalos de ½ minuto. Transfira para o calorímetro com água o NaOH do pesa-fltro, recoloque a tampa e o termômetro, agite a mistura cuidadosamente para a completa dissolução (nunca utilize o termômetro pata misturar substâncias.

Faça leituras durante 4 minutos em intervalos de ½ minuto. Calcule o calor de dissolução por grama de NaOH(s) para formar uma solução 1,0mol/L de NaOH. (Note que você tem 52g de solução. O calor específico do NaOH 1,0mol/L é 0,94 cal/gºC).

5) Calor de reação do HCl(aq) e NaOH (s)

Pese novamente 2,00g de NaOH(s) como em 4º). Meça cerca de 55 mL de HCl 1,0mol/L em uma proveta de 100ml e dilua - o com água destilada para 100mL. Transfira esta solução completamente para o calorímetro e, com a tampa e o termômetro na posição, leia a temperatura por 3 minutos; adicione então o NaOH do pesa-filtro, recoloque a tampa e o termômetro, agitando cuidadosamente a solução até completa dissolução. Faça leituras durante 4 minutos. Calcule o calor de reação por mol de água formada. (Note que a densidade e o calor específico do NaCl (aq) será o mesmo que em 2º).

ELETROQUÍMICA

Introdução Eletroquímica é a parte da química que estuda as propriedades dos eletrólitos e dos processos que ocorrem nos eletrodos. Dentre estes processos, encontram-se as reações de oxi-redução que produzem energia elétrica e vice-versa. Os dispositivos que permitem a interconversão de energia química em elétrica são denominados de células eletroquímicas. Existem dois tipos de células eletroquímicas: as pilhas, nas quais a energia elétrica é produzida a partir de reações espontâneas de oxi-redução e as células eletrolíticas, nas quais reações de oxi-redução não espontâneas são obtidas a partir da energia elétrica. Pilhas (células galvânicas) Em 1836, Daniell construiu uma pilha, interligando eletrodos que eram sistemas constituídos por um metal imerso em uma solução de íons. A função desta pilha é transformar energia química em energia elétrica. Para que a corrente elétrica seja útil, o fluxo de elétrons deve ser indireto, ou seja, os elétrons deverão percorrer um circuito externo antes que ocorra a redução. Para isso os reagentes são mantidos em cubas separadas e ligados por uma ponte de salina, que possui a função de manter a eletroneutralidade das cargas no sistema. Alternadamente pode-se ter uma única cuba separada por uma membrana semipermeável. O esquema abaixo ilustra a pilha de Daniell

Ponte salina

Voltímetro

e-

e-

CuCu+

2Zn+

2

Zn

ânodo cátodo(-) (+)

Célula galvânica

Notação da célula galvânica com ponte salina: Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu Neste processo ocorre a oxidação do eletrodo de zinco e a redução dos íons cobre, segundo as semi-equações abaixo:

Zn Zn+2(aq) + 2e- Ânodo (oxidação) E0 = + 0,76V

Cu+2 (aq) + 2e- Cu(s) Cátodo (redução) E0 = 0,34V Dessa forma, podemos escrever a reação global da pilha como: Zn(s) + Cu+2 (aq) Zn+2

(aq) + Cu(s) Os elétrons gerados pelo eletrodo de zinco são transferidos, pelo fio externo para, o eletrodo de cobre.

A função do voltímetro é medir a diferença de potencial entre os eletrodos de zinco e de cobre, que neste caso é de 1,10V a 25oC e soluções de concentrações iguais a 1mol/L. O potencial da pilha pode ser calculado: E pilha = E redução- E oxidação.

A equação de Nernst é utilizada quando a semi-célula não está nas condições padrão

E= E0 - R.T ln a estado reduzido n.F a estado oxidado Eletrólise (célula eletrolítica)

A eletrólise é um processo não espontâneo de descarga de íons, baseado na conversão de energia elétrica em energia química. A eletrólise é feita de um recipiente chamado de cuba ou célula eletrolítica, onde ocorre a redução no cátodo e a oxidação do ânodo.

Dentre as inúmeras aplicações da eletrólise, pode-se citar: a obtenção de substâncias químicas de grande importância para o homem, tais como cloro gasoso (Cl2), hidróxido de sódio (NaOH), alumínio metálico (Al), hidrogênio gasoso (H2), etc, e eletrodeposição, que consiste na deposição de uma fina camada protetora sobre materiais metálicos com o objetivo de protegê-los da corrosão.

Abaixo está esquematizada uma célula eletrolítica

(+)(-)cátodoânodo

e-

e-

Eletrodo de grafite Eletrodo de grafite

ânions

cátions

Fonte(A)

Célula Eletrolítica Objetivo O objetivo deste experimento é construir algumas células eletroquímicas determinando os seus potenciais desenvolvidos pelas células galvânicas e construir algumas células eletrolíticas, observando-se a facilidade de descarga dos íons envolvidos. As células galvânicas terão os seus potenciais determinados enquanto as células eletrolíticas terão como principal estudo as reações que ocorrerão durante o processo

Materiais e Reagentes

- 2 Béquer de 50mL - Proveta de 100mL - Chapas de zinco (Zn), cobre (Cu) e chumbo (Pb) - Eletrodos de grafite - solução de sulfato de zinco (ZnSO4) – 1mol/L - solução de sulfato de cobre (CuSO4) – 1mol/L - solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) – 1mol/L - solução de iodeto de potássio (KI) a 5% - solução de H2SO4 0,1mol/L - solução de fenolftaleína - solução de amido - ponte salina - voltímetro - fonte de corrente contínua

Procedimento

A) Construção de uma célula galvânica Zn/Zn+2 // Cu+2/Cu.

Em um béquer de 50mL, adicione aproximadamente 40mL de solução de ZnSO4 1,0 mol/L e coloque o eletrodo de Zn previamente lixado, para que possíveis camadas de óxidos e outras impurezas possam ser removidas. Em um outro béquer, adicione aproximadamente 40mL de solução de CuSO4 1,0 mol/L e coloque o eletrodo de Cu previamente lixado. Coloque entre os dois béqueres a ponte de salina, tubo em forma de U, contendo uma solução 0,5mol/L de KCl enrijecida pela adição de 10% de gelatina. Ligue os eletrodos de cobre e de zinco aos terminais positivo e negativo, respectivamente, e leia a diferença de potencial.

B) Pilha de Zn/Zn+2 // Pb+2/Pb

Repita o procedimento (A) utilizando-se ao invés de placa de cobre, uma placa de chumbo e solução de Pb (NO3)2 ao invés da solução de CuSO4.

C) Associação de pilha Zn/Zn+2 // Cu+2/Cu e Zn/Zn+2 // Pb+2/Pb

D) Eletrólise de uma solução aquosa de KI – 5%

Em um béquer de 250mL, coloque os eletrodos de grafite e adicione solução de KI até cobrir os eletrodos (aproximadamente 200mL). Ligue os eletrodos de grafite aos terminais positivo e negativo da fonte de corrente contínua (12Volts) e observe o que acontece em cada um dos eletrodos. Adicione nas proximidades de cada um dos

eletrodos 3 gotas de fenolftaleína e observe. Repita o processo adicionando 3 gotas de amido e observe.

E) Eletrólise de uma solução aquosa de H2SO4 0.1mol/L

Em um béquer de 250mL, coloque os eletrodos de grafite e adicione solução de H2SO4 até cobrir os eletrodos (aproximadamente 200mL). Ligue os eletrodos de grafite aos terminais positivo e negativo da fonte de corrente contínua (12Volts) e observe o que acontece em cada um dos eletrodos. Adicione nas proximidades de cada um dos eletrodos 3 gotas de fenolftaleína e observe.

RESPONDA AS QUESTÕES: 1 - Determine o potencial da pilha em A, o cátodo, o ânodo, o agente oxidante a direção do fluxo de elétrons e a equação global. 2 – Repita para o item B 3 – 2I- → I2 azul(marrom) + 2e- 2e- + 2H2O → H2 + 2OH vermelho 4 - 2H2O → O2 + 4H+ + incolor + 4e- 2e- + 2H2O → H2 + 2OH-

SAPONIFICAÇÃO

Introdução

As gorduras, os óleos e as graxas pertencem a uma classe de compostos

orgânicos denominada de lipídeos, que são encontrados em plantas e animais.

Estes compostos são insolúveis em água, diferindo de outros compostos

biológicos, como proteínas e glicídios, que devido as suas estruturas polares, são

hidrofílicos.

Os lipídeos, além de serem usados como alimento, são importantes na

manufatura de sabões, detergentes, glicerina, óleos secantes, tintas e vernizes.

O esquema 1, mostra a reação de saponificação, envolvida na formação de um

sabão, a partir de um triglicerídeos e uma base forte.

Esquema 1 - reação de saponificação

CH2 O COR

CH O COR

CH2 O COR

triglicerídeo

+ NaOH

glicerol

CH2 OH

CH OH

CH2 OH

+ RCOO- Na+

sabão

R = cadeia carbônica, contendo de 12 a 18 átomos de C.

A característica estrutural mais importante de um sabão é que uma das suas

extremidades é altamente polar (hidrofílica), enquanto que o resto da molécula é

apolar (lipofílica).

Objetivos

O objetivo deste trabalho é sintetizar um sabão a partir de um óleo comestível

e efetuar alguns testes para se avaliar a qualidade do produto formado.

Materiais

Álcool etílico (C2H5OH)

Hidróxido de sódio (NaOH)

Solução saturada de NaCl

Fenolftaleina

2 béqueres de 150mL

Bastão de vidro

Proveta de 50mL

4 tubos de ensaio

Vidro de relógio

Solução que contém íons de cálcio

Procedimento

Pese 1,5g de NaOH em um béquer A e adicione 10mL de H2O destilada.

Adicione 10mL de álcool e agite bem a solução. Acrescente 10mL do óleo comestível

e aqueça até a ebulição, com agitação constante. O aquecimento deverá ser

controlado, para evitar que o material transborde.

No outro béquer B, coloque 15mL de solução de NaCl, e adicione o conteúdo

do béquer A e aqueça até se obter uma massa densa.

Desligue o aquecimento e deixe a mistura resfriar.

Transfira o sólido para um vidro de relógio pesado e calcule o rendimento do

processo.

Coloque 1g do sólido obtido em um béquer e adicione 20mL de H2O. Divida

este conteúdo em quatro tubos de ensaio e:

-Ao primeiro, adicione 5mL de H2O e agite.

-Ao segundo adicione 5mL de solução de Ca+2, agite e observe.

-Ao terceiro adicione algumas gotas de óleo e observe.

-Ao quarto tubo de ensaio, adicione algumas gotas de fenolftaleina.

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