UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA

CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS – CCT

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

ROTEIRO DE AULAS PRÁTICAS

QUÍMICA PARA ENGENHARIA CIVIL

QUÍMICA PARA ENGENHARIA ELÉTRICA

QUÍMICA EXPERIMENTAL

QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA

INTRODUÇÃO ÀS TÉCNICAS DE LABORATÓRIO Normas de Segurança

O laboratório é um local de trabalho onde o cuidado e atenção são requisitos fundamentais

para evitar acidentes. O laboratório está equipado com chuveiro, lava-olhos, kit de incêndio,

capela e saída de emergência.

Cuidados pessoais:

· Utilize sempre um guarda-pó, óculos de segurança e calçado fechado. O guarda-pó deve

ser de algodão e de manga comprida (os tecidos sintéticos podem aderir à pele, quando

inflamados). Evite o uso de bermudas e saias. O uso de sandálias ou chinelos não é permitido no

laboratório.

· Cabelos compridos deverão ser presos.

· Não coma nem beba no laboratório.

· Faça apenas as experiências indicadas. Caso tenha interesse em outras experiências,

consulte o professor. EXPERIÊNCIAS NÃO AUTORIZADAS SÃO PROIBIDAS.

· Comunique seu professor sobre qualquer acidente, por menor que seja.

· Tenha cuidado com os materiais inflamáveis.

· Use a capela para trabalhar com materiais tóxicos, explosivos e reações

perigosas. Cuidados gerais:

· Nunca jogue produtos ou soluções na pia ou no lixo sem prévio consentimento do

professor.

Descarte os resíduos conforme os procedimentos indicados pelo professor.

· Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco antes de usá-lo. Anote no Caderno de

Laboratório os dados constantes nos rótulos dos reagentes.

· Nunca use as espátulas de um frasco em outro para evitar contaminações.

· Não toque com os dedos os produtos químicos, não tente sentir o odor da substância

nem prove qualquer droga ou solução.

· Aguarde qualquer equipamento aquecido esfriar para manuseá-lo. A aparência do vidro

quente é a mesma do dele frio!

Cuidados com o manuseio de produtos

Vários compostos orgânicos e inorgânicos são tóxicos e devem ser manipulados com

cuidado seguindo os itens dos cuidados pessoais. Em caso de acidente onde o produto é

derramado, existem produtos em que o procedimento é específico. A seguir são exemplificados os

procedimentos para os ácidos comumente usados em laboratório:

Ácido sulfúrio: quando derramado deve ser neutralizado com carbonato ou bicarbonato de

sódio em pó.

Ácido clorídrico: quando derramado deve ser neutralizado com amônia (forma cloreto de

amônio na forma de névoa branca).

Ácido nítrico: reage violentamente com álcool.

Os cuidados pertinentes a cada experimento em específico serão indicados pelo professor. Equipamentos Básicos de Laboratório: Vidrarias e equipamentos de laboratório

Abaixo estão relacionados os equipamentos básicos de laboratório. Outros equipamentos

podem ser consultados no site http://www.deboni.he.com.br/materiais.pdf .

MEDIDAS 1. INTRODUÇÃO

Medidas são essenciais para todas as ciências. As propriedades fundamentais mais utilizadas são

comprimento, massa, tempo e temperatura. Outras propriedades da matéria como volume, densidade,

velocidade, corresponde ao quociente ou produtos de propriedades fundamentais. Assim unidades de

volume são comprimento elevado ao cubo, unidades de densidade são massa/(comprimento)3 e unidades

de velocidade são comprimento/tempo.

O SI (Sistema Internacional de Unidades) que é o antigo sistema métrico expandido, é um sistema

decimal no qual os prefixos utilizados indicam frações e múltiplos de dez. Os mais comuns em química são:

2. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS :

Um número de pessoas numa sala de aula e uma dúzia de ovos são números exatos. Não há

dúvida quanto ao número de pessoas dentro da sala de aula e uma dúzia de ovos. Por outro lado, os

números obtidos numa medida não são exatos.

Suponha a medida da temperatura indicada no termômetro seja de 25,6º ou 25,7º. Na tentativa de

medir a temperatura com precisão até uma casa depois da vírgula você teve que fazer uma estimativa deste

último algarismo. Existe a certeza de que a temperatura é maior do que 25º C é menor do que 26º C, mas o

último algarismo é duvidoso. O valor da temperatura medida com esse termômetro possui, portanto 3

algarismos significativos e é incorreto acrescentar um quarto algarismo, como em 25,63, pois se o algarismo

6 já é duvidoso não faz sentido o acréscimo do algarismo 3. Com um termômetro mais preciso uma medida

com maior número de algarismos pode ser obtida.

Na leitura do volume de água em um frasco cilíndrico como uma proveta ou uma bureta você notará

que a superfície de água não é plana e forma um fenômeno chamado menisco. Leia sempre o ponto mais

baixo do menisco. Note também, que escrever as unidades das medidas é tão importante quanto um

número. 3. OBJETIVOS

No final desta experiência o estudante deverá ser capaz de:

Usar e ler termômetros, balanças, provetas e pipetas;

Utilizar algarismos significativos;

Distinguir o significado de precisão e exatidão.

4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4.1. Medidas de temperatura

4.1.1. Coloque cerca de 200 mL de água da torneira em um béquer, meça e anote a temperatura

utilizando o termômetro, descarte a água.

4.1.2. No béquer prepare uma mistura de 20 mL de água e gelo (1 a 2 cubos). Agite devagar com o

bastão de vidro e meça a temperatura da mistura.

4.1.3. Adicione 5g de cloreto de sódio (sal de cozinha) na mistura de gelo e água. Agite devagar

com o bastão de vidro e meça a temperatura da mistura. 4.2. Medidas de massa

4.2.1. Três objetos: uma rolha de borracha, um cadinho de porcelana e um frasco de pesagem

(vidro de relógio), encontram-se em sua bancada. Antes de pesá-los, pegue cada objeto e tente estimar

qual o mais pesado e qual o mais leve, e complete a tabela na folha de dados.

4.2.2. Pese um béquer seco. Adicione então 50 gotas de água destilada com um conta-gotas e

pese o conjunto. O propósito deste procedimento é encontrar o número de gotas em um mililitro (mL) e o

volume de uma gota de água. 4.3. Medida de Volume (Exatidão e Precisão) 4.3.1. Medida com a proveta

a) Pese um béquer seco até uma casa depois da vírgula

b) Meça 50 mL de água destilada utilizando uma proveta.

c) Coloque os 50 mL de água no béquer e pese-o novamente.

d) Meça novamente mais 50 mL de água e adicione no mesmo béquer e pese-o novamente.

e) Faça isso mais uma vez, ou seja, meça mais 50 mL de água e adicione no béquer, completando

150 mL e pese-o novamente.

4.3.2. Medida com a pipeta volumétrica

a) Utilizando o mesmo béquer anteriormente pesado, seque-o bem e adicione 50 mL de água

destilada utilizando uma pipeta volumétrica, a seguir pese-o.

b) Meça novamente mais 50 mL de água e adicione no mesmo béquer e pese-o novamente.

c) Faça isso mais uma vez, ou seja, meça mais 50 mL de água e adicione no béquer, completando

150 mL e pese-o novamente.

FOLHA DE DADOS 4.1. Medidas de Temperatura 4.1.1. Temperatura da água da torneira: ________°C 4.1.2. Água com gelo: - Depois de agitada: _______° C

- Com o sal adicionado: ________ °C 4.2. Medidas de Massa 4.2.1. Numere de 1 a 3 os objetos (1 = mais pesado)

4.2.2. Medida da massa de uma gota de água Massa do béquer: _________g Massa do béquer + 50 gotas de água:

_________g Massa de 50 gotas de água:

_________g Massa de 1 gota de água:____________g 4.3. Medida de volume

SOLUBILIDADE 1. CONCEITOS FUNDAMENTAIS

Quando lidamos com os fenômenos envolvendo solubilidade, devemos conhecer os conceitos fundamentais das soluções, tais como, soluto, solvente, solução, miscibilidade, imiscibil idade, solução

saturada, solução insaturada, compostos polares e a polares, eletronegatividade e constante

dielétrica . 1.1. Solubilidade

Imaginemos dois copos de Becker com 100 mL de água cada um, a 25 ºC. Adicionando NaCl,

encontraremos que aproximadamente 35,0 g de NaC1 se dissolverão até atingirmos o ponto de saturação.

Adicionando aspirina, observamos que apenas 0,3 g serão dissolvidas até o ponto de saturação.

Por que existe uma grande diferença na solubilidade do NaC1 e aspirina?

Figura 1 : (a) Ilustração do processo de dissolução do NaCl em água e (b) fórmula estrutural da aspirina.

Para que um sólido se dissolva, as forças de atração que mantém a estrutura cristalina devem ser

vencidas pelas interações entre o solvente e o soluto (Figura 1-a).

Em geral, solutos com polaridade similar a polaridade do solvente são muito mais solúveis. Cloreto

de sódio e água são substâncias muito polares, mas a aspirina é pouco polar. Resumindo: “semelhante

dissolve semelhante .”

Não é somente a natureza do soluto e do solvente que influencia a solubilidade, mas a temperatura

também é importante. O efeito da temperatura na solubilidade dos compostos varia muito. Enquanto muitos

têm a solubilidade aumentada com um aumento de temperatura, alguns têm a solubilidade diminuída, e

outros, como o NaCl, a solubilidade quase não é afetada.

1.2. Separação e purificação.

Reagentes químicos são extraídos de fontes naturais ou são sintetizados a partir de outros

compostos (através de reações químicas). Qualquer que seja a origem, extração ou síntese, raramente

produzem produtos puros, e algum tipo de purificação se faz necessário. Convém observar que compostos

comerciais apresentam diferentes graus de pureza, e freqüentemente são somente 90 a 95% puros. Para

algumas aplicações, entretanto, 95% de pureza não são suficientes, sendo necessária uma purificação. As

principais técnicas de purificação, comumente utilizadas compreendem as operações de:

• Extração

• Recristalização

• Cromatografia

• Destilação.

Para a purificação de sólidos, a técnica mais comumente utilizada é a recristalização. 1.3. Recristalização

A solubilidade de sólidos em líquidos geralmente aumenta com o aquecimento do solvente. Uma

solução saturada é preparada a uma temperatura mais alta e resfriada. A solubilidade diminui com o

resfriamento e o sólido se cristaliza. Em seguida é filtrado e seco. Substâncias insolúveis são removidas

pela filtração da solução quente e as impurezas solúveis não se cristalizam sendo removidas no filtrado. 2. OBJETIVOS

No final dessa experiência, o aluno deverá ser capaz de:

• Identificar algumas variáveis que afetam a solubilidade.

• Utilizar técnicas simples de separação de misturas. 3. MATERIAIS

• Tubos de ensaio • Etanol • Pipetas (5 mL, 2 mL, 20 mL) • 1-butanol • Copos de Becker • Hexano • Rolha • Acido salicílico • Suporte universal • Iodo (0,03%) • Papel de filtro • Funil • Argola de metal • Triângulo de porcelana

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4.1 . Miscibilidade de líquidos

Prepare as seis misturas em seis tubos de ensaio numerados de 1 a 6, e escreva suas

observações. Não esqueça de sacudir cada tubo antes de fazer as anotações.

CUIDADO: Etanol, butanol e hexano são INFLAMÁVEIS .

1. 5 mL água destilada + 3 mL etanol

2. 5 mL água destilada + 3 mL 1-butanol

3. 5 mL água destilada + 3 mL hexano

4. 5 mL etanol + 3 mL 1-butanol

5. 5 mL etanol + 3 mL hexano

6. 5 mL l-butanol + 3 mL hexano

* NÃO JOGUE O CONTEÚDO DE CADA TUBO NA PIA. APÓS TERM INAR TODA A PRÁTICA

ESVAZIE OS TUBOS NOS COPOS DE BECKER IDENTIFICADOS, COLOCADOS NAS PIAS. 4.2 Extração

Coloque cerca de 5 mL de uma solução aquosa saturada de iodo (aproximadamente 0,03% de iodo

por massa) no tubo de ensaio com rolha, adicione cerca de 2 mL de hexano, respectivamente. Não agite.

Anote suas observações e coloque a rolha no tubo (nunca o seu dedo), e agite o tubo trancando a rolha

com dedo. Espere a mistura descansar e anote suas observações. 4.3 Precipitação

Dissolva cerca de 0,5 g de ácido salicílico em 5 mL de etanol em um béquer. Num Becker com 20

ml de água destilada coloque a solução anterior, devagar. Anote suas observações.

4.4 Filtração

A seguir, dobre o papel filtro duas vezes como indicado na sequencia abaixo e coloque no funil de vidro.

Coloque um béquer embaixo de modo que a ponta do funil toque a parede interna do béquer. Com

o frasco lavador, molhe o papel filtro um pouco para fixá-lo no funil. Transporte todo o conteúdo do béquer

contendo o ácido salicílico, etanol e água para o filtro com ajuda de um bastão de vidro.

Terminada a filtração, retire o papel filtro com o ácido salicílico e mostre os cristais ao professor. Ele

verificará a qualidade dos cristais obtidos e indicará o frasco onde colocar o sólido obtido.

* IMPORTANTE: NÃO JOGUE O CONTEÚDO DE CADA TUBO DE ENSAIO E DO BÉQUER NA PIA. ESVAZIE-OS COLOCANDO OS SEUS CONTEÚDOS NOS BÉQ UERES COLOCADOS NAS PIAS. NÃO MISTURE AS SOLUÇÕES. LAVE OS TUBOS DE ENSAIO E DEIXE-OS INVERTIDOS PARA ESCORRER A ÁGUA.

FOLHA DE DADOS

4.1 Miscibilidade de líquidos B- EXTRAÇÃO Observações: C-PRECIPITAÇÃO Observações: D-FILTRAÇÃO Observações:

SIMULANDO UM BAFÔMETRO

1. INTRODUÇÃO

O bafômetro é baseado na mudança de cor que ocorre na reação de oxidação do etanol com

dicromato de potássio em meio ácido produzindo etanal. A equação química que representa a reação é

mostrada abaixo:

K2Cr2O7(aq) + 4H2SO4(aq) + 3CH3CH2OH(g) Cr2(SO4)3(aq) + 7H2O(l) + 3CH3CHO(g) + K 2SO4(aq)

Alaranjado incolor incolor

2. MATERIAIS UTILIZADOS

• Solução de dicromato de potássio acidificada

• Álcool Etílico

• Erlenmeyer 125ml

• Kitassato 250ml

• Canudo de plástico

• Rolha com um furo

• Mangueira de borracha 3. PARTE EXPERIMENTAL

O arranjo para a montagem do simulador de um bafômetro é mostrado na Figura 1. O procedimento

segue abaixo:

• Colocar aproximadamente 50ml da solução de dicromato de potássio fortemente acidificada em um

erlenmeyer com auxílio de uma proveta.

• No kitassato, adicionar cerca de 50 ml de álcool etílico.

• Montar o sistema de acordo com o esquema da Figura 1.

• Com o auxílio de um canudo de refrigerante assoprar no interior do kitassato até ocorrer mudança

na solução contida no erlenmeyer.

Figura1. Montagem para simulação do bafômetro

DETERMINAÇÃO DA MASSA ATÔMICA DO MAGNÉSIO 1. GASES IDEAIS E MISTURAS DE GASES IDEAIS

Para discutir as transformações que ocorrem em um sistema, é necessário definir precisamente

suas propriedades antes e depois da transformação. Isto se faz pela especificação do estado do sistema,

ou seja, algum conjunto particular de condições de pressão, temperatura, número de moles de cada

componente e suas formas físicas (gás, líquido, sólido ou forma cristalina). Quando se especificam estas

variáveis, todas as propriedades do sistema estão definidas.

As quantidades P, V e T são chamadas funções de estado ou variáveis de estado, pois servem para

determinar o estado físico de qualquer sistema dado.

Há alguns casos em que as inter-relações entre funções de estado podem ser expressas sob forma

de equação, uma equação de estado. A equação de estado para um gás ideal é um exemplo:

nRT PV (1)

onde n = corresponde ao número de moles da substância.

n = m/M (2) No caso de uma mistura de gases ideais, cada gás do sistema tem uma pressão parcial, Pi, que

corresponde a pressão do gás como se ele estivesse sozinho no sistema. Pela Lei de Dalton para os gases

ideais:

Pi = xi.P (3) onde xi = fração molar do gás na mistura e P é a pressão total da mistura gasosa.

xi = ni/n (4)

P = P1 + P2 + ... = Pn = ∑ Pi (5)

2. FUNDAMENTOS DE HIDROSTÁTICA

Admitindo os pontos B e C no interior da massa fluída, supondo-a em equilíbrio estático e sujeita à

ação da gravidade, consideremos, Figura 1 :

Figura 1 . Fluido em equilíbrio estático sujeito à ação da gravidade.

PB e PC = pressões nos pontos B e C,respectivamente;

g = aceleração da gravidade local;

ρ = massa específica do líquido h = hB – hC = distância vertical entre B e C Demonstra-se que a diferença de pressão entre os pontos B e C é:

PB – PC = ρ.g.h ou PB = PC + ρ.g.h (6)

A Eq. 6 é a lei de Stevin ou Equação Fundamental da Hidrostática, indica que a pressão depende

somente da profundidade abaixo da superfície livre. A Figura 2 mostra diversos recipientes com diferentes

formas e diversas orientações, porém a pressão é a mesma em todos os pontos dos diferentes recipientes

situados sobre o plano y. O estudante atencioso verá, com este conceito, como é possível atingir os cantos

de um edifício usando uma mangueira de jardim cheia de água.

O excesso de pressão atmosférica, P – Patm, denomina-se pressão manométrica, Pg. Portanto,

Figura 2 - Paradoxo hidrostático.

Uma vez que muitos dispositivos medidores de pressão indicam em relação ao ambiente (a

atmosfera em muitos casos), em geral é mais conveniente usar a pressão manométrica.

A pressão atmosférica padrão é a pressão média ao nível do mar. A pressão atmosférica local, em

qualquer elevação, pode ser medida por um barômetro. O mais comum é o barômetro de mercúrio, com

escalas em uma das extremidades, Figura 3 . Um simples balanço de força sobre o fluído no tubo fornece:

Patm = Pvap + ρ.g.h (8) onde Pvap é a pressão de vapor do fluido.

A pressão absoluta simplesmente envolve a soma da pressão atmosférica com a pressão

manométrica:

3.OBJETIVOS

No final dessa experiência, o aluno deverá ser capaz de:

Determinar a massa atômica do magnésio através do volume de gás desprendido na sua reação

com ácido clorídrico.

Ilustrar a utilização da lei dos gases ideais, de misturas gasosas e princípios de hidrostática.

4. MATERIAIS

• Fita de magnésio

• Becker 1000 mL ou cuba

• Gaze

• Funil sem haste

• Proveta 100 mL

• Ácido clorídrico concentrado

5. 6. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Com o auxílio de uma balança analítica, pese entre 40 a 80 mg de fita de magnésio, previamente lixada.

A seguir, coloque a amostra no fundo de um béquer e cubra com um funil sem haste, como mostra

a Figura 4 . Adapte com fita adesiva um pedaço de gaze à saída do funil. Encha o béquer com água até ¾

de sua capacidade e emborque uma proveta de 100 mL totalmente cheia de água. Não deixe bolhas de ar

no sistema. Fixe a proveta verticalmente como indicado na figura.

Depois do sistema montado, adicione lentamente no béquer com auxílio de um conta-gotas, 10 ml

de ácido clorídrico concentrado. Essa adição dever ser feita com o conta-gotas bem próximo à borda do

funil, para que o ácido entre rapidamente em contato com o magnésio. Tome cuidado para não introduzir

bolhas de ar no sistema.

Espere até que todo o metal tenha reagido, agite cuidadosamente para deslocar eventuais bolhas

de hidrogênio retidas no funil e anote:

a) a massa do metal utilizado;

b) o volume de gás na proveta;

c) a medida da diferença entre os níveis de água na proveta e no béquer;

d) a temperatura ambiente;

e) a pressão atmosférica;

f) a pressão de vapor da água (tabelas de livros);

g) os desvios das medidas efetuadas

Repita o experimento de 2 a 3 vezes para avaliar o erro experimental.

Figura 4 . Montagem do sistema para medida do volume de gás na proveta.

FOLHA DE DADOS

4.1 Miscibilidade de líquidos 1ª medida 2ª medida 3ª medida

Massa do metal (Mg) utilizado Volume de gás na proveta Diferença entre os níveis de água na

proveta e no béquer Temperatura ambiente:____________________

Pressão atmosférica:___________

Pressão de vapor da água (tabela em anexo):_______________

Anexo 1 - Variação da massa específica (ρ) da água com a temperatura

Anexo 2 - Variação da pressão de vapor da água com a temperatura

DETERMINAÇÃO DO TEOR DE CARBONATO DE CÁLCIO EM CONC RETOS 1. INTRODUÇÃO

Biosfera II, a maior bolha de vidro construída no Arizona, hospedou durante dois meses oito

pessoas, pesquisadores das diversas áreas da Ciência. Essas oito pessoas viveram lacradas nesse

pequeno mundo de 12 000 m2 (um volume de aproximadamente 360 000 m3), incluindo floresta tropical,

savana, deserto, lago e uma fazenda. O principal objetivo era testar a idéia de que humanos poderiam

construir um ecossistema e manter a vida em planetas como Marte sem ajuda de fora. A Terra é

considerada a Biosfera I.

Iniciado o seu funcionamento o teor de oxigênio começou a cair de 21% (em volume) para 14%,

dezesseis meses depois, enquanto a quantidade de dióxido de carbono, CO2, aumentava de seu valor

inicial de 0,035% (em volume) ou 350 ppm (partes por milhão), para um valor mais ou menos estável ao

redor de 4000 ppm. Os cientistas ficaram intrigados com o desaparecimento do oxigênio. Alguns

suspeitavam que o ferro no solo esta reagindo com o oxigênio para formar óxido de ferro ou ferrugem;

outros propuseram que o nitrogênio no solo estava reagindo com o oxigênio produzindo nitratos. Porém isso

deveria aparecer na água retirada do solo da Biosfera II. Uma terceira hipótese era que microorganismos do

solo estavam usando o oxigênio para metabolizar o excesso de matéria orgânica que tinha sido adicionada

nas culturas e na floresta tropical para aumentar o crescimento. Porém, se assim fosse, o metabolismo dos

micróbios teriam produzido 40000 ppm de CO2 ou mais.

Pensou-se em várias hipóteses, para onde estaria indo o CO2 produzido durante a oxidação

biológica, até chegar na estrutura de concreto. Amostras de concreto foram estudadas e estavam ricas em

CaCO3, ao redor de 10 vezes mais do que o concreto fora da estrutura. O cimento Portland é fabricado pelo

aquecimento de uma mistura de CaCO3, aluminosilicatos como caolinitas, Al2SiO5(OH)4, e areia SiO2,

pulverizados, a 1350 °C em um forno rotatório, produzindo o “clínquer” que depois é moído. O produto é

uma mistura de silicatos e aluminatos

de cálcio que quando misturados com água produz silicato de cálcio hidratado e hidróxido de cálcio.

O silicato de cálcio hidratado é o que mais contribui para a força do cimento ou coesão, porém o hidróxido

de cálcio (Ca(OH)2) é o ingrediente que reage com o CO2 da seguinte forma: Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O (1)

O dióxido de carbono CO2, difundido no concreto, reage com a água produzindo ácido carbônico e liberando íons hidrogênio como mostrado a seguir:

CO2 + H2O H2CO3 (2)

H2CO3 H+ + HCO3- (3)

O ferro existente na estrutura não sofrerá corrosão em pH normal do concreto, ao redor de 8.

Entretanto, a reação 2 mostra que, o pH do concreto diminui em presença de CO2 e H2O e o ferro sofrerá

corrosão. Ainda bem que o ferro no concreto da Biosfera II está bem no seu interior e a penetração do CO2

levaria muitos anos para atingi-lo. Além disso, toda a superfície do concreto na Biosfera II foi prevista para

durar 100 anos. 2. OBJETIVOS

• Construir a curva da massa de CaCO3 como uma função do volume de CO2; • Determinar a quantidade de CaCO3 numa amostra de concreto;

• Efetuar cálculos estequiométricos.

3. MATERIAIS

• 1 kitassato de 250 mL.

• 1 mangueirinha de borracha;

• HCl 3,0 mol/L;

• 1 bacia plástica, cuba ou béquer 1000 mL;

• provetas de 25, 50 e 250 mL;

• Carbonato de cálcio finamente moído;

• Amostra de concreto. • Sugerem-se as seguintes quantidades de CaCO3 para traçar a curva: 0,1g (para provetas de 50ml);

0,2g (para proveta de 100ml); 0,4g; 0,6g e 0,8g (para proveta de 250ml).

• Cada equipe usará apenas uma das quantidades sugeridas!

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4.1. Calibração do volume de CO 2. Curva de referência.

1. Monte o gerador de gás como mostra a Figura 1. Encha completamente a proveta com água e

mantenha-a de boca para baixo de maneira a não entrar ar.

Figura 1 . Montagem da aparelhagem para a construção da curva da massa do carbonato em função

do volume de gás carbônico.

2. Remova a rolha do kitassato, meça 25 mL de solução 3,0 mol/L de ácido clorídrico. SEJA

CUIDADOSO QUANDO TRABALHAR COM ÁCIDO CLORÍDRICO. Coloque o ácido dentro do kitassato de

250 mL; evite molhar a boca do kitassato com ácido.

3. O seu professor (ou monitor) lhe dirá quanto de carbonato de cálcio, CaCO3, deverá ser pesado. Pese então a massa de CaCO3 requerida.

4. Coloque a massa de CaCO3 sobre um pequeno pedaço de papel toalha e dobre-o transformando-o numa pequena bola de papel. Verifique se a outra extremidade da mangueirinha está

dentro da proveta e gentilmente coloque a bolinha de papel com o CaCO3 dentro do kitassato tampando-o

imediatamente.

5. Observe a formação de gás no kitassato pela formação de bolhas. A coleta de gás será feita na

proveta. Agite gentilmente o kitassato para completar a reação.

6. A reação é rápida (aproximadamente 1 minuto), meça o volume de gás na proveta. A medida do

volume de gás é igual a quantidade de água deslocada na proveta. Obs: Não é necessário descontar a

pressão de vapor de água existente no volume de gás coletado pois é muito pequena.

7. Anote no quadro a massa de CaCO3 e o volume de CO2 coletado, juntamente com o resultado

das demais equipes.

8. Anote na folha de dados o seu resultado e o das outras equipes. Você os utilizará para fazer um

gráfico de volume de gás produzido (no eixo vertical, Y) versus massa de CaCO3 utilizada (no eixo

horizontal, X).

9. Lave o material. Os resíduos podem ser descartados na pia já que o HCl reagiu com o carbonato. 4.2 Testando sua amostra

10. Obtenha a amostra com seu professor (ou monitor).

11. Repita o procedimento da parte A, usando 2,0g da amostra de concreto no lugar do carbonato

de cálcio puro e anote o volume de CO2 produzido.

12. Lave o material e deixe sua bancada limpa. Os resíduos podem ser descartados na pia o HCl

reagiu com o carbonato.

FOLHA DE DADOS

4.1 - Calibração do volume de CO 2: - massa de CaCO3 _______________, volume de CO2 produzido ____________ - Resultado de seus colegas:

Massa de CaCO3 Volume de CO2 Massa de CaCO3 Volume de CO2

1 ___________ ____________ 6 ____________ ____________

2 ___________ ____________ 7 ____________ ____________

3 ___________ ____________ 8 ____________ ____________

4 ___________ ____________ 9 ____________ ____________

5 ____________ ____________ 10 ____________ ____________ 4.2 – Amostra de concreto: - massa da amostra _________, volume de CO2 produzido ______________ - massa de CaCO3 na amostra _____________

EFEITO DA CONCENTRAÇÃO NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 1. INTRODUÇÃO

A velocidade de uma reação química pode ser medida de diversas maneiras. Em reações envolvendo

substâncias gasosas a velocidade pode ser medida monitorando as mudanças de pressão no sistema.

Mudanças de intensidade na coloração de substâncias químicas é outro método de medida de velocidade

de reação. Instrumentos capazes de medir a quantidade de luz que passa através de uma solução contendo

espécies que absorvem cor também são usados para medir velocidades de reação. Em todos os casos a

velocidade de reação é caracterizada pela alteração na quantidade de moléculas reagentes, que colidem

com maior frequência sob condições de alta concentração e temperatura, aumentando a velocidade das

reações.

Nesta experiência, o ácido nítrico reage com tiossulfato de sódio (Na2S2O3) para produzir enxofre

coloidal como um dos produtos. Em algum ponto da reação o teor de enxofre resulta em uma solução

opaca. O tempo, para cada solução se tornar opaca, será a medida da velocidade desta reação:

2 HNO3 + Na2S2O3 → SO2 + 2 NaNO3 + H2O + S

2. OBJETIVOS No final dessa experiência, o aluno deverá ser capaz de:

• Determinar a ordem da reação acima

• Efetuar cálculos envolvendo cinética química

3. MATERIAIS

a. Copo de Becker (ou Erlenmeyer)

b. Proveta 100 mL

c. Tiossulfato de Sódio (Na2S2O3) 0,1 mol/L

d. Ácido Nítrico (HNO3) 1,0 mol/L

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. Numerar 4 copos de becker como soluções 1, ½, ¼, 1/8.

2. No becker 1, adicionar 50 mL da solução 0,1 mol/L de tiossulfato de sódio.

3. No becker ½, misturar 50 mL de água e 50 mL de tiossulfato. Transferir 50 mL desta solução para o

becker ¼ .

4. Aos 50 mL do becker ¼ adicionar 50 mL de água e transferir 50 mL desta solução ao becker 1/8.

5. Diluir a solução do Becker 81 com 50 mL de água e descartar 50 mL desta solução. 6. Rapidamente adicione 50 mL de HNO3 1 mol/L ao becker contendo a solução 1 e comece a cronometrar.

Quando a solução se tornar opaca registre o tempo e anote em sua tabela.

7. Repita o procedimento para as soluções ½, ¼ e 1/8 de tiossulfato de sódio.

QUESTIONÁRIO

1. Utilize o método gráfico para determinar a ordem da reação. 2. Qual o valor da constante de velocidade. 3. Expresse matematicamente a relação da concentração do Na2S2O3 com o tempo de reação. 4. Qual o tempo de meia-vida para essa reação? 5. Qual a conclusão dos resultados obtidos? 6. Que tipo de dispersão o enxofre forma com a água? 7. Cite três fatores que afetam a velocidade das reações. 8. Porque o aumento na concentração dos reagentes aumenta a velocidade das reações?

FOLHA DE DADOS

Diluições Na2S2O3 Concentração de Na2S2O3

(mol.L-1) Tempo de Reação

1

½

¼

81

TITULAÇÃO

1. INTRODUÇÃO

Na ciência e na indústria, frequentemente é necessário determinar a concentração de íons em

soluções. Para determinar a concentração de um ácido ou uma base, um método chamado titulação é

utilizado. A titulação utiliza o fato de que ácidos são neutralizados por bases para formar sal e água.

O ponto em que uma solução ácida for completamente neutralizada por uma solução básica é

chamado de ponto de equivalência e neste ponto o número de íons H+ é igual ao número de íons OH-.

As concentrações de muitos compostos são usualmente expressas como molaridade (mols/litro), e as

concentrações de ácidos e bases são frequentemente expressas em normalidade (N), assim a normalidade

de um ácido é o número de equivalentes (nE), por litro de solução.

M = n/V ; n = m/MM ; N = nE/V ; nE = m/E ; E = MM/ ; M = N;

Onde: MM é a massa molecular, m é a massa em gramas, E é o equivalente grama e é o número de

íons ionizáveis H+ ou OH-.

Então podemos dizer que a molaridade de um ácido ou uma base multiplicada pelo número de

hidrogênios ionizáveis ou oxidrilas é igual a sua normalidade. Além disso, o número de mols de um ácido ou

base multiplicado pelo número de hidrogênios ionizáveis ou oxidrilas é igual ao que denominamos de

equivalentes.

O ponto quando a base neutraliza um ácido (ou vice versa) pode ser detectado com um indicador,

que muda de cor com o excesso de íons H+ ou OH-. A fenolftaleína é um indicador desse tipo, quando em

meio ácido a fenolftaleína é incolor, mas com excesso de íons OH- numa solução ela se torna cor de rosa.

Fator de uma solução ou fator de correção (f)

Quando se pesa um reagente para se fazer uma solução, pode-se cometer erros provenientes da

operação ou do equipamento. Assim, a normalidade obtida é suposta, isto é, não é verdadeira. Por

exemplo: se ao pesar 40g de NaOH cometêssemos um erro de pesagem, após dissolver para 1000 mL, a

concentração obtida será uma normalidade suposta. Representamos a normalidade suposta por Ns. A

verdadeira normalidade é determinada por titulação, com uma solução de concentração conhecida e já

titulada. A verdadeira normalidade é representada por Nv a qual difere muito pouco da suposta

normalidade.

Chama-se FATOR DA SOLUÇÃO ou FATOR DE CORREÇÃO a relação entre a verdadeira e a

suposta normalidade.

Pode-se representar: f = Nv / Ns

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4.1. Padronização da solução de HCl

1. Antes de usar a bureta, enxágue com UM POUCO de solução de HCl 0,1 mol/L. Em seguida encha

a bureta com uma solução de HCl, zere-a recolhendo o excesso de solução em um béquer, de forma que o

menisco fique na marca do zero. Certifique se a parte de baixo da torneira esteja cheia de líquido. Desta

forma a bureta está pronta para ser utilizada na titulação. Separe o que sobrou do HCl para reutilizá-lo.

2. Prepare a solução padrão de carbonato de sódio (Na2CO3) medindo 1,06g em um béquer e

adicione 100 mL de água destilada. Coloque 20 mL desta solução em outro béquer (ou erlenmeyer) e

adicione 2 ou 3 gotas de alaranjado de metila.

3. Titule esta solução gotejando a solução de HCl da bureta no béquer, sob agitação, até a mudança

de cor (alaranjado para cor de rosa). Pare de gotejar HCl e anote o volume gasto, lendo direto na bureta.

Encha novamente a bureta com HCl, zere-a e repita a titulação, utilizando outros dois béqueres. Anote os

volumes gastos em cada titulação.

Obs: Você deve parar de gotejar HCl assim que a cor ficar permanente.

4. A solução de HCl padronizada será usada no procedimento 4.2. 4.2 Determinação da Concentração de NaOH

1. Coloque 20mL da solução de NaOH em um béquer. Adicione três gotas de fenolftaleína e titule

com HCl até o ponto de viragem do indicador (cor de rosa para incolor). Anote o volume de HCl gasto. Para

proceder a titulação vide item 4.1.

2. Repita a titulação do NaOH mais 2 vezes.

FOLHA DE DADOS A) Padronização da solução de HCl: Volumes de HCl gastos: na 1ª titulação: _____________________ na 2ª titulação: _____________________ na 3ª titulação: _____________________ Média dos volumes: _____________________ Utilizando a relação N1V1 = N2V2, calcule a normalidade da solução de HCl: __________ B) Determinação da Concentração de NaOH: Volumes de HCl gastos: na 1ª titulação: _____________________ na 2ª titulação: _____________________ na 3ª titulação: _____________________ Média dos volumes: _____________________

EQUILÍBRIO QUÍMICO 1. INTRODUÇÃO

A maioria das reações químicas comporta-se reversivelmente. Os reagentes, A e B, reagem

formando os produtos, C e D, e no mesmo tempo os produtos reagem restituindo os reagentes. Qual destas

reações será favorecida depende das condições termodinâmicas.

Os principais fatores são:

a) A reatividade das substâncias envolvidas. Esta pode ser expressa em energia ou, sob condições

de pressão constante em entalpia, que é liberada ou consumida durante a reação.

b) A ocorrência ou disponibilidade das substâncias envolvidas. Em reações homogêneas, como as

deste experimento, a ocorrência é determinada pela concentração. Em soluções heterogêneas (p.ex.

reações na superfície de substâncias sólidas) é necessário respeitar, além disso, a posição do centro

reativo da molécula.

O princípio de Le Chatelier descreve como o equilíbrio químico pode ser manipulado por fatores

externos, sendo eles a concentração das substâncias participantes da reação, a pressão e a temperatura.

Assim a reação equilibrada

aA + bB ↔ cC + dD , com H > 0 (reação endotérmica) pode produzir mais produtos C e D ao aumentar a temperatura ou ao aumentar a concentração de A ou B.

Para sabermos quantitativamente para que lado tende uma reação em equilíbrio, definimos uma constante de equilíbrio, K, que pode ser determinada em termos de concentração molar (Kc) ou em termos

de pressão parcial (Kp) das substâncias participantes da reação. Para a reação genérica mostrada acima

se define a constante de equilíbrio como:

Kc = [C]c.[D]d [A]a.[B]b

2. OBJETIVOS No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de:

• Dada a equação química de um equilíbrio escrever a expressão para a constante de equilíbrio.

• Avaliar as influências das concentrações e da temperatura no equilíbrio (Princípio de LeChatelier)

3. MATERIAIS Pipetas K2CrO4, 0,1 mol/L Conta-gotas K2Cr2O7, 0,1 mol/L Tubos de ensaio HCl, 1,0 mol/L

Ba(NO3)2, 0,1 mol/L

NaOH, 1,0 mol/L

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL A . Equilíbrio dos íons cromato CrO 4

2- e dicromato Cr 2O72-

A reação do cromato CrO4

2- (amarelo) para o dicromato Cr2O72- (laranja) é totalmente reversível.

Formulamos a reação e vemos que a concentração de prótons faz parte do equilíbrio. 2 CrO4

2- + 2 H+ ↔ Cr2O72- + H2O

1. Coloque 20 gotas de cromato de potássio K2CrO4 em um tubo de ensaio, e 20 gotas de dicromato de

potássio K2Cr2O7 em um outro tubo. Anote a cor de cada solução.

2. Em outros dois tubos de ensaio coloque 10 gotas de K2CrO4 e K2Cr2O7, respectivamente, uma solução

em cada tubo. Acrescente gota a gota, NaOH alternadamente em cada um dos tubos até a mudança de cor

em um deles. Anote as cores neste momento. Guarde essas soluções para a etapa 5.

3. Repita o procedimento anterior mas acrescente HCl gota a gota, alternadamente em cada um dos tubos

até a mudança de cor em um deles. Guarde essas soluções para a etapa

4. Acrescente gota a gota, NaOH a um dos tubos da etapa 3 até a mudança de cor. Anote a cor final. 5. Em um dos tubos da etapa 2 acrescente gota a gota, HCl até a mudança de cor. Anote a cor final. B. Equilíbrio de cromato de bário, BaCrO 4(s) com uma solução saturada de seus íons.

BaCrO4(s) ↔ Ba2+(aq) + CrO42- (aq)

1. Em um tubo de ensaio coloque 10 gotas de K2CrO4 e acrescente, gota a gota, nitrato de bário, Ba(NO3)2 até perceber alguma alteração. Guarde este tubo para a etapa 3. 2. Em outro tubo de ensaio, coloque 10 gotas de K2Cr2O7. Acrescente 2 gotas de HCl e depois 10 gotas de

Ba(NO3)2. Anote se houve mudança de cor e/ou formação de precipitado. Guarde esse tubo de ensaio para

o item 4. 3. Ao tubo de ensaio da etapa 1 acrescente, gota a gota, HCl até notar alguma alteração. Anote o que

observou.

4. Ao tubo de ensaio da etapa 2 acrescente NaOH até notar alguma modificação. 5. Sugira uma maneira de inverter as observações nas etapas 3 e 4. Teste suas sugestões. 6. Em outro tubo de ensaio coloque 20 gotas de K2CrO4 e em outro tubo 20 gotas de K2Cr2O7. Acrescente

algumas gotas de Ba(NO3)2 a cada um dos tubos. Anote as suas observações na folha de dados.

Ao terminar, descarte o conteúdo dos tubos de ensaio nos béckeres, lave-os e deixe-os virados para baixo

para escorrer a água

FOLHA DE DADOS

4.1 Equilíbrio dos íons cromato CrO 4

2- e dicromato Cr 2O72- (Anote cor das soluções)

1. CrO4

2-(aq) ______________________, Cr2O7

2-(aq)____________________________.

2. CrO42-

(aq) + OH -(aq) ________________, Cr2O7 2-

(aq) + OH-(aq) ________________.

3. CrO42-

(aq) + H + (aq) _______________, Cr2O7 2-

(aq) + H+(aq) ____________________.

4. Tubo da etapa 3 + OH-(aq) ________________.

5. Tubo da etapa 2 + H+(aq) _______________.

• Qual a influência de H+(aq) sobre o seguinte equilíbrio: 2 CrO42- Cr2O7

2-

Complete a equação, acrescentando no lado adequado da reação o número de íons H+ e moléculas de H2O

respectivamente.

• Qual a influência da concentração de OH-(aq) sobre o equilíbrio 2CrO4

2- Cr2O72-

Complete e balanceie a equação acrescentando íons OH- e moléculas de H2O.

4.2 Equilíbrio de cromato de bário, BaCrO 4(s) com uma solução saturada de seus íons (anote

mudanças de precipitado e coloração).

1. CrO42-

(aq) + Ba2+(aq)____________________________

2. Cr2O72-

(aq) + H+(aq) + Ba2 +

(aq)____________________________

3. Tubo da etapa B.1 + H+(aq) ____________________________

4. Tubo da etapa B.2 + OH-(aq) __________________

5. a) Inversão da reação B.3___________________

b) Inversão da reação B.4___________________

6. CrO42-

(aq) + Ba2+(aq)_________________________

Cr2O72-

(aq) + Ba2+(aq) ________________________

OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 1. INTRODUÇÃO

Nas reações de oxi-redução elétrons são transferidos de um reagente para outro. Por exemplo, na

formação da ferrugem, Fe2O3, óxido de ferro (III), elétrons são transferidos do ferro para o oxigênio.

O Fe que tinha número de oxidação 0 quando estava na forma metálica cedeu 3e- ao oxigênio do ar

ficando cada átomo de Fe+3 e cada átomo de oxigênio –2.

Originalmente, o termo oxidação e redução referia-se à combinação ou remoção do oxigênio de uma

substância, implicando no aumento ou diminuição do no de oxidação de uma substância.

Atualmente sabe-se que a oxidação ou redução é devido ao ganho ou a perda de elétrons. Por

exemplo, o tungstênio usado nas lâmpadas de filamento (lâmpadas comuns) pode ser preparado pela

redução do óxido de tungstênio (VI) com hidrogênio a 1200 °C:

O tungstênio é reduzido e seu no de oxidação passa de +6 para zero. Como elétrons não podem ser

criados ou destruídos, oxidação e redução sempre ocorrem simultaneamente nas reações químicas

ordinárias.

2. OBJETIVOS No final dessa experiência, o aluno deverá ser capaz de:

• Identificar a natureza das reações de oxi-redução;

• Montar uma tabela a partir de dados experimentais;

• Escrever equações para as semi-reações de oxidação e redução.

3. MATERIAIS - 4 tubos de ensaio pequenos

- 6 pipetas graduadas de 5mL ou frascos conta-gotas

- água clorada (hipoclorito de sódio)

- cobre metálico (lixar o fio antes)

- esponja de aço (bombril)

- magnésio metálico (fita)

- zinco metálico

- ZnSO4 0,1 mol/L

- CuSO4 0,1 mol/L

- NaBr 0,1 mol/L

- NaCl 0,1 mol/L

- NaI 0,1 mol/L

- FeCl3 0,1 mol/L

- H2SO4 3,0 mol/L

Resíduos

1. Os resíduos de CuSO4 e ZnSO4 podem ser colocados nos recipientes identificados para ser

encaminhados para tratamento. O limite máximo permitido de cobre na solução para ser descartada na pia é de 1 mg/L e para o zinco é de 5 mg/L.

2. Os resíduos de NaBr, NaCl, NaI e FeCl3 podem ser descartados na pia.

3. Os resíduos de ácido sulfúrico devem ser neutralizados ao final de cada aula pelo monitor . Para

a neutralização usa-se NaOH 3,0 mol/L e como indicador fenolftaleína. Adiciona-se NaOH lentamente , até

a mudança de cor. Cuidado! A neutralização gera calor. O resíduo neutralizado (Na2SO4 e água) pode ser

descartado na pia.

CUIDADOS

O ácido sulfúrico 3,0 mol/L é extremamente corrosivo e causa queimaduras na pele e mucosas.

Deve ser manuseado com muito cuidado. Em caso de acidente, lave as partes atingidas com bastante

água. Use guarda pó e óculos de segurança.

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

A. Metais como agentes redutores. Obs: Para reduzir a produção de resíduos químicos use uma quantidade mínima de cada solução,

aproximadamente 10 gotas (± 0,5mL), o suficiente para cobrir o metal.

1. Enumere 4 tubos de ensaio 1 a 4. Coloque no tubo 1 um pedaço de cobre metálico (± 1,0 cm); no tubo 2 fita de magnésio (± 1,0 cm); no tubo 3 zinco metálico (± 0,5 cm2); no tubo 4 uma pequena bola de esponja de aço (± 0,5 cm de diâmetro).

2. Adicione 10 gotas (±0,5 mL) de CuSO4 0,1 mol/L em cada tubo. Use conta-gotas.

3. Espere 3 minutos e observe se ocorreu alguma mudança de cor na mistura (na solução ou no

sólido) indicando reação química. Se houve reação escreva a equação balanceada na folha de dados. Caso

contrário, escreva “aparentemente não ocorreu”.

4. Descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de CuSO4 colocado ao lado da pia. Lave os tubos de ensaio.

5. Repita o procedimento do item 1, a seguir adicione 10 gotas (± 0,5 mL) de ZnSO4 0,1 mol/L em

cada tubo. Use o conta-gotas. Proceda de acordo com o item 3.

6. Ao terminar, descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de ZnSO4 colocado ao lado da pia. Lave os tubos de ensaio.

7. Repita o procedimento do item 1, a seguir adicione 10 gotas (± 0,5mL) de H2SO4 3,0 mol/L em

cada tubo. Cuidado ao manusear o ácido sulfúrico, é extremamente corrosivo. Use conta-gotas. Proceda de

acordo com o item 3. Obs: a reação com o ferro é lenta.

8. Ao terminar descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados

no béquer coletor de resíduos de H2SO4 colocado ao lado da pia. Lave todo o material. B. Halogênios e Fé +3 como agente oxidante.

9. Enumere 3 tubos de ensaio limpos. Coloque 10 gotas (± 0,5 mL) de brometo de sódio (NaBr) 0,1 mol/L o tubo 1; 10 gotas de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L no tubo 2; e 10 gotas de iodeto de sódio

(NaI) 0,1 mol/L no tubo 3. Adicione 10 gotas de FeCl3 0,1 mol/L a cada um dos três tubos. Observe

qualquer mudança de cor. Um enfraquecimento de cor devido a diluição não constitui uma mudança de

coloração. O ferro (III) oxidou algum dos haletos? Anote suas observações na folha de dados.

10. Lave os tubos de ensaio. As soluções dos tubos de ensaio podem ser desprezadas na pia,

estes sais não são tóxicos ao meio ambiente nestas concentrações.

11. Enumere 3 tubos de ensaio limpos. Teste 10 gotas de cada haleto do item 9 com 10 gotas de

água clorada recentemente preparada.

12. Lave os tubos de ensaio. As soluções dos tubos de ensaio podem ser desprezadas na pia,

estes sais não são tóxicos ao meio ambiente nestas concentrações.

FOLHA DE DADOS

A. Para as reações abaixo (1-12), assuma que, quando o ferro metálico reagir formará Fe (II). Se a

reação ocorreu, complete e balanceie a equação. Se a reação não foi observada experimentalmente, escreva “a reação não foi observada”.

Equação Balanceada

1. CuSO4 + Cu0

2. CuSO4 + Mg0

3. CuSO4 + Zn0

4. CuSO4 + Fe0

5. ZnSO4 + Cu0

6. ZnSO4 + Mg0

7. ZnSO4 + Zn0

8. ZnSO4 + Fe0

9. H2SO4 + Cu0

10. H2SO4 + Mg0

11. H2SO4 + Zn0

12. H2SO4 + Fe0

B. Halogênio e Fe +3 como agentes oxidantes. Se a reação ocorreu, complete e balanceie a equação.

Se a reação não foi observada experimentalmente, escreva “a reação não foi observada”. Assuma que, Fe+3 é reduzido a Fe+2 quando ele reage.

Equação Balanceada

1. Fe+3 + Br-

2. Fe+3 + Cl-

3. 2 Fe+3 + 2I-

4. Cl2 + 2Br-

5. Cl2 + Cl-

6. Cl2 + 2I-

REAÇÕES E EQUAÇÕES QUÍMICAS 1. INTRODUÇÃO 1.1. Reações e equações químicas

Reações químicas entre substâncias resultam na formação de novas substâncias com propriedades

físicas diferentes, tais como cor, solubilidade e ponto de fusão. Tais mudanças químicas podem ser

observadas pelo desenvolvimento de calor ou luz, a formação de um gás ou substância insolúvel durante o

desenvolvimento da reação. As substâncias iniciais de uma reação química são chamadas de reagentes a

as novas substâncias formadas são chamadas de produto.

Na reação: 2H2 + O2 → 2H2O + calor

hidrogênio e oxigênio são reagentes e a água é o produto.

Diversos símbolos são utilizados nas equações químicas, com o objetivo de representar o que está

ocorrendo. Alguns destes símbolos são mostrados a seguir:

→ sentido da reação

↑ desprendimento de gás

↓ substância insolúvel

∆ aquecimento Para a reação CaCO3 CaO + ↑CO2, os símbolos indicam que o sistema é aquecido,

∆ formando óxido de cálcio e o gás CO2. 1.2. Balanceamento de equações químicas

As reações químicas são descritas por equações químicas balanceadas que indicam o número de

átomos, íons ou moléculas envolvidas na reação.Balancear uma equação significa seguir a lei de

conservação de massa que diz que a massa total de um sistema fechado deve permanecer constante.

Para fazer o balanceamento de uma equação química, os passos são os seguintes:

a) Escrever corretamente as fórmulas de cada substância da reação. Uma vez escrita a fórmula

correta, não mudar o índice pois isso invalidaria a fórmula.

b) Balancear a equação mudando somente os coeficientes. O mesmo número de átomos de cada

elemento deve aparecer em ambos os lados da equação. O coeficiente se refere a todos os átomos da

fórmula. 2. OBJETIVOS

No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de:

• Escrever e balancear equações químicas das reações;

• Identificar os produtos formados em uma reação. 3. MATERIAIS Béquer Pinça Tubos de ensaio Fio de cobre Zinco metálico Tiras de magnésio

Dióxido de manganês Sulfato de zinco 0,25 mol.L-1

Sulfato de sódio 0,1 mol.L-1

Peróxido de hidrogênio 3% Sulfato de cobre 0,25 mol.L-1

Nitrato de prata 0,1 mol.L-1 Ácido clorídrico 1,0 mol.L-1 Hidróxido de sódio1,0 mol.L-1 Nitrato de bário 0,10 mol.L-1 Carbonato de sódio 1,0 mol.L-1

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4.1 - Reações de Síntese

Usando um par de tenazes, prenda um pedaço de cinco centímetros de fio de cobre, lixado, na

parte quente do bico de Bunsen durante dois minutos.

4.2 - Reações de análise

Coloque 10 ml de peróxido de hidrogênio 3% num Becker pequeno. Adicione uma pequena

quantidade do catalisador MnO2 e observe o que acontece. 4.3 - Reações de simples troca

Em cinco tubos de ensaio: a) Adicione um pouco de zinco metálico a 1 mL de sulfato de cobre 0,25 mol L-1. Depois de alguns

minutos observe algumas mudanças.

b) Junte um pouco de cobre metálico a l mL de sulfato de zinco 0,25 mol L-1. Após alguns minutos

observe quaisquer mudanças.

c) Junte a tira de magnésio a 1 mL de nitrato de prata 0,1 mol L-1. Observe quaisquer mudanças. d) Junte uma tira de magnésio conforme item (c) a 1 mL de ácido clorídrico 1,0 mol L-1. Observe

quaisquer mudanças. e) Junte um pouco de cobre metálico a 1 mL de ácido clorídrico 1,0 mol L-1. Observe quaisquer

mudanças.

4.4 - Reações de dupla troca

Em dois tubos de ensaio: a) Junte 1 mL de nitrato de bário 0,1 mol L-1a 1 mL de sulfato de sódio 0,1 mol L-1. Observe

quaisquer mudanças.

b) Junte rapidamente 1 mL de HC1 1,0 mol L-1 a 1 mL de carbonato de sódio 1,0 mol L-1. Observe

quaisquer mudanças.

c) Num Becker pequeno coloque 20 mL de ácido clorídrico 1,0 mol L-1. Anote a temperatura.

Adicione 20 mL de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1e observe quaisquer mudanças de temperatura.

FOLHA DE DADOS Complete e faça o balanceamento de todas as equações seguintes: 1. Reação de síntese: Cu + O2 → Observações: 2. Reações de análise: H2O2 + Catalisador → Observações: 3. Reações de simples troca: a) Zn(s) + Cu+2(aq) + SO4

-2(aq)

→ Observações:

b) Cu(s) + Zn+2(aq) + SO4

-2(aq)

→ Observações:

c) Mg(s) + Ag+1(aq) + NO3

-1 (aq)

→ Observações:

d) Mg(s) + H+1(aq) + Cl-1(aq)

→ Observações:

e) Cu(s) + H+1(aq) + Cl-1 (aq)

→ Observações:

4. Reações de dupla troca: a) Ba+2 + 2NO3

-1 + 2Na+1 + SO4-2

→ Observações:

b) H+1 + Cl-1 + Na+1 + OH-1

→ Observações:

c) Na+1 + CO3

-2 + H+1 + Cl-1

→ Observações:

CORROSÃO 1. INTRODUÇÃO

A corrosão do aço, por si só, ocasiona anualmente enormes prejuízos financeiros para todos

os países. Quais os fatores responsáveis por essa perda? O que se pode fazer para reduzi-la?

“Corrosão” é um termo genérico aplicado aos processos pelos quais os metais não combinados

são transformados em óxidos ou outros compostos. Isto provoca a deterioração gradativa dos metais.

Embora a química da corrosão do ferro não esteja ainda completamente esclarecida, está comprovado que

o fenômeno que envolve uma oxidação por meio de algum agente oxidante.

Nesta experiência investigaremos alguns fatores envolvidos na corrosão e tentaremos

correlacioná-los por meio de algumas generalizações.

2. OBJETIVOS

Investigar alguns fatores envolvidos na corrosão e suas correlações com princípios físico-

químicos, visando entender alguns aspectos do mecanismo da corrosão. 3. MATERIAIS

Todas as soluções utilizadas apresentam concentração molar de 0,1 mol L-1 .

NaOH

Na2Cr2O7

NaCl

HCl

KOH

Na2CO3

KNO3

HNO3

KH2PO4

Na2C2O4

AgNO3

H2SO4

FeSO4

Ferricianeto de potássio (K3Fe(CN)6)

Fenolftaleina 0,1 %

Ágar-ágar

Fita de magnésio

Fio de cobre

Água destilada

Tubos de Ensaio

Pregos

Bico de Bunsen

Placa Petri

Alicate

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL PARTE I: Reações do Ferro com vários reagentes aquo sos

(a) Pegue 5 (cinco) tubos de ensaio e em cada um coloque um prego limpo e polido. Faça-os

escorregarem cuidadosamente ao longo das paredes para evitar quebrar o fundo dos tubos.

(b) Em cada tubo de ensaio coloque um dos reagentes abaixo, de maneira a apenas cobrir os pregos. O professor lhe dirá qual o grupo de reagentes usar.

(c) Anote se a solução é ácida, básica ou neutra. Passe para a parte II, pois os itens (d), (e) e (f) ficam para a semana seguinte.

(d) Observe e anote qualquer modificação que tenha ocorrido. Compare seus resultados com os

dos co1egas que usaram outros grupos de reagentes. Organize uma tabela com seus resultados e os

deles.

(e) Acrescente a cada solução 1 ou 2 gotas de ferricianeto de potássio 0,1 mol L-1, K3Fe(CN)6, que

contém os íons K+ e Fe(CN)6-3 . Observe qualquer modificação.

(f) Acrescente 1 gota de ferricianeto de potássio 0,1 mol L-1 a cerca de 1 mL de solução de sulfato

ferroso. Compare este resultado com o obtido quando o ferricianeto de potássio foi acrescentado às várias

soluções que continham os pregos. Que conclusões podem ser retiradas a partir dos resultados da etapa (e). PARTE II - Reações que envolvem pares metálicos — d ois metais em contato

(a) Prepare cerca de 400 mL de solução de ágar-ágar, procedendo da seguinte maneira:

Aqueça em um Becker, cerca de 400 mL de água destilada até começar a ferver. Retire o bico de

bunsen e acrescente, com agitação, 4 g de ágar-ágar pulverizados. Continue aquecendo e agitando até que

o ágar se tenha dispersado.

(b) Acrescente à solução de ágar-ágar, 10 gotas de ferricianeto de potássio e 5 gotas fenolftaleina

0,1 %. Misture muito bem.

(c) Enquanto a solução estiver esfriando, prepare 4 (quatro) pregos limpos e polidos como indica a

figura abaixo. Coloque um deles ao lado de uma placa Petri. Com o auxílio de alicates, dobre um segundo

prego e coloque-o do outro lado da placa. Enrole um fio de cobre limpo em volta de um terceiro prego; retire

o prego e retire a espiral de cobre de maneira que, ao introduzi-lo novamente, fique em contato íntimo com

o fio; repita o mesmo processo usando uma fita de magnésio, enrolado-a em um outro prego. Coloque-os na

placa de Petri. Cuidado para que os pregos não se toquem.

(d) Quando a solução de ágar-ágar estiver morna, mas ainda líquida, derrame a mesma

cuidadosamente na placa de Petri até que os pregos estejam cobertos por uma camada de cerca de 0,5 cm

de espessura.

(e) Faça observações durante o tempo que resta de aula. Guarde a placa de Petri na geladeira e

observe-as novamente na semana seguinte.

CALOR DE REAÇÃO 1. INTRODUÇÃO

Nesta experiência será usado um erlenmeyer como recipiente para a reação e como calorímetro

simples para medir o calor desprendido ou absorvido durante as reações. Admitiremos que o calor de

reação será usado para modificar a temperatura da solução aquosa e do frasco. Desprezaremos pequenas

perdas de calor para o ambiente. Lembre-se que é preciso 1,0 caloria para fazer variar de 1°C a

temperatura de 1g de água. Para alterar de 1°C a temperatura de 1g de vidro, precisa-se de 0,2 cal.

Nesta experiência, será medida e comparada a quantidade de calor envolvida em três

reações: Reação 1 – Hidróxido de sódio sólido dissolvido em água e formando solução aquosa

de íons:

NaOH → Na+(aq) + OH -(aq) + x1(cal)

∆H1 = -x1 cal

A entalpia (H) da reação é o calor trocado a pressão constante.

Reação 2 - Hidróxido de sódio sólido reagindo com solução aquosa de cloreto de hidrogênio,

formando-se água e solução de cloreto de sódio:

NaOH(s) + HCl(aq) → H2O + Na + Cl + x2 (cal)

∆H2 = - x2 cal

Reação 3 – Solução aquosa de hidróxido de sódio reagindo com solução aquosa de cloreto de

hidrogênio formando água e solução aquosa de cloreto de sódio:

NaOH + HCl(aq) → H2O + NaCl + x3 (cal)

∆H3 = - x3 cal 2. OBJETIVOS No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de:

• Calcular o calor de reação da dissociação do hidróxido de sódio em água.

• Comparar o valor encontrado com o obtido através da Lei de Hess para esta reação.

3. MATERIAIS Erlenmeyer Água destilada

Becker Hidróxido de sódio 0,5 mol/L

Termômetro Hidróxido de sódio sólido

Proveta Ácido nítrico 0,25 mol/L e 0,5 mol/L

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL DETERMINAÇÃO DO CALOR DE REAÇÃO 1:

a) Determine a massa do Erlenmeyer limpo e seco.

b) Coloque no Erlenmeyer cerca de 200mL de água destilada, pese e anote a temperatura.

c) Pese cerca de 2,0 g de NaOH sólido (o NaOH se torna úmido enquanto fica na balança, por isso

pese rapidamente), anote exatamente a massa medida.

d) Coloque a massa de NaOH medida na água e agite o frasco até que o hidróxido de sódio se

tenha dissolvido. Insira o termômetro no frasco e anote a temperatura.

Obs.: Jogue o material no Becker indicado. Antes de pa ssar para a reação 2, lave bem o

frasco utilizado. Não precisa secá-lo.

DETERMINAÇÃO DO CALOR DE REAÇÃO 2:

Repita as etapas b, c e d usadas na determinação do calor de reação 1, mas na etapa b substitua

água por 200 mL de HNO3 0,25 mol/L.

Obs .: Lave novamente o frasco e passe para a reação 3. Não precisa secá-lo. DETERMINAÇÃO DO CALOR DE REAÇÃO 3:

a) No erlenmeyer, coloque 100 mL de solução 0,5 mol/L de HNO3 e, num becker coloque 100 mL

de solução 0,5 mol/L de NaOH. As duas soluções devem estar à temperatura ambiente ou ligeiramente

abaixo. Verifique isto com o termômetro (lave-o antes de passa-lo de uma solução para outra). Anote as

temperaturas.

b) Adicione a solução de hidróxido de sódio à solução de ácido nítrico. Misture rapidamente e anote

a temperatura mais elevada que for atingida.

c) Em seguida pese o frasco com a solução e anote o valor.

FOLHA DE DADOS

1. Massa do erlenmeyer seco: ______________

2. Para cada uma das reações calcule:

ELETROQUÍMICA

1. INTRODUÇÃO

Na vida moderna, é comum a transformação direta de energia química em elétrica. Sem bateria, os

carros não dão partida e os rádios e relógios “de pilha” não funcionam. Estas baterias e pilhas funcionam

através de reações químicas (reações de oxidação e redução) que acontecem espontaneamente

produzindo um fluxo de elétrons, onde uma parte do sistema os doa e a outra parte os recebe.

Uma pilha fácil de ser construída e que permite a observação do fenômeno descrito é a pilha de

Daniell. Uma pilha de Daniell é formada por um sistema Cu/Zn, quando estes materiais são postos em

contato elétrico as reações que se processam são a redução do cobre e a oxidação do zinco.

A Figura 1 mostra um esquema de uma pilha Cu/Zn, em cada meia célula há um eletrodo (de Zn ou

Cu) e um eletrólito (ZnSO4 e CuSO4 dissolvidos). Os eletrodos são ligados por meio de um fio elétrico a um

voltímetro. As soluções se mantêm ligadas eletricamente por meio de uma ponte salina (feita de NaCl e

H2O), que deixa passar apenas os íons da solução.

Quando a concentração de ambos os eletrólitos encontra-se a 1 mol/L e a temperatura a 25°C, esta

pilha produz uma diferença de potencial padrão ( E°pilha), Eq. (1), de 1,1 V. A modificação da concentração

dos íons Cu2+ e Zn2+ interferem no potencial da pilha, esta mudança pode ser calculada através da Equação

de Nernst, Epilha, (Eq. (2)). E°pilha = E°red – E°oxid (1)

(2)

Q – quociente reacional para os íons envolvidos na reação da pilha.

(3)

Figura 1. Representação esquemática da pilha de Daniell.

2. OBJETIVOS No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de:

• Compreender o funcionamento de uma pilha galvânica

• Medir o potencial de uma pilha de Daniell

• Executar a montagem de uma pilha

• Aplicar os conceitos de oxidação e redução ao experimento comparando os dados teóricos com

os experimentais.

3. MATERIAIS

• Sulfato de cobre II (CuSO4) 0,1mol/l • Sulfato de zinco (ZnSO4) 0,1 mol/l

• Lâminas de zinco metálico e de cobre metálico

• Solução de NaCl ou KCl (saturada)

• Béqueres

• Tubo em U

• Algodão

• Suportes

• Lixa

• Multímetro

• Um conjunto de fios ligados a garras jacaré

• Balão volumétrico de 250ml

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1. Coloque a solução de CuSO4 0,1 mol/l em um béquer e a solução de ZnSO4 0,1 mol/l em outro béquer.

2. Prepare da ponte salina, preenchendo o tubo em U com a solução de NaCl, de modo que não haja espaços vazios no interior dos tubos e feche os tubos com uma pequena quantidade de algodão (ou

gaze) em cada ponta. Encaixe esta ponte salina no béquer contendo CuSO4 e no outro que contém ZnSO4.

Tome cuidado ao manusear o tubo em U, para evitar quebrá-lo. 3. Lixe cuidadosamente as lâminas de zinco e cobre, removendo impurezas e óxidos de suas

superfícies. Lave as lâminas com água destilada e encaixe a lâmina de cobre no frasco com solução

de sulfato de cobre II. A lâmina de zinco é encaixada no frasco com sulfato de zinco.

4. O fio vermelho do multímetro é então ligado à lâmina de cobre, e o fio preto ligado à lâmina de

zinco. O multímetro deve então indicar o potencial da pilha. Inverta os fios de ligação do multímetro, e

observe o que acontece. Em adição, estando ainda o multímetro ligado à pilha, remove-se a ponte

salina, observe novamente o que acontece. A figura 1 ilustra como deve ser montada a pilha.

5. Desconecte os fios do multímetro e remova as placas e a ponte salina dos béqueres contendo

as solução de CuSO4 e ZnSO4. Faça uma diluição da solução já utilizada de sulfato de zinco, para isso

meça

125 mL desta solução coloque no balão de 250 mL e complete com água até a marca. Monte a pilha

novamente e meça o potencial.

6. A solução de zinco pode ser descartada, já a solução de cobre deve ser jogada no

Becker identificado.

7) Desconecte todos os fios e lave todo o material.

FOLHA DE DADOS