UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SULINSTITUTO DE QUÍMICA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICAQUÍMICA FUNDAMENTAL – QUI 01121

ROTEIRO DE EXPERIÊNCIAS

2AVISO IMPORTANTEA nota P é a média aritmética das notas obtidas nas práticas. A nota de cada prática é constituída pelosomatório de pontos obtidos no pré-teste, no desempenho e no relatório.O pré-teste consiste de uma pequena prova com dez (10) minutos de duração. As perguntas abordamconteúdos teóricos relacionados à aula, bem como verifica o entendimento do procedimento. Sendo assimpara um bom desempenho no pré-teste é necessário estudar a introdução teórica, o procedimento eprincipalmente o conteúdo abordado na aula teórica. Este estudo não só ajuda a entender e fixar a teoria,como faz com que a prática transcorra mais rapidamente, sendo mais facilmente compreendida. É bomlembrar que um mau desempenho no pré-teste em geral leva também a um resultado insatisfatório na práticae que neste caso a nota máxima que o aluno poderá alcançar será sete (7), o que corresponde ao mínimoexigido para aprovação nesta área.Prepare-se para o pré-teste!!! Além de garantir a sua aprovação na área prática ainda vai lhe ajudar nastrês (3) áreas teóricas.

Notas, Cronograma, Plano de Ensino e outras informações:http://ricardor.iq.ufrgs.br/~ricardo/website

3ORIENTAÇÕES PARA AS AULAS PRÁTICAS1. A freqüência as aulas práticas é obrigatória, pois cada aula tem uma avaliação específica (pré-teste,desempenho durante a aula e conceito pelo relatório produzido).2. É obrigatório o uso de um guarda-pó para proteção das roupas e do corpo.3. Cada aluno deverá levar para a sua bancada somente o material indispensável ao desenvolvimento de cadaaula (o restante deverá ficar no armário).4. Os alunos são responsáveis do início ao final do período letivo pelo material de uso individual que lhe forentregue.5. Os reagentes de uso coletivo devem ser mantidos em seus respectivos lugares a fim de facilitar o trabalhodos demais colegas.6. O material deve ser rigorosamente limpo com água da torneira e complementos, utilizando-se águadestilada somente para enxaguar.7. Toda e qualquer reação química capaz de produzir gás ou vapor deverá ser realizada na capela.8. Tendo em vista o alto custo dos reagentes e as dificuldades de obtenção e de preparo, use sempre aspequenas quantidades indicadas pelo Professor no decorrer das aulas.9. Os resíduos finais de cada experiência deverão ser recolhidos a frascos próprios. Somente colocar na piaprodutos que não prejudiquem o ecossistema.10. No final da aula, todo aluno deverá deixar o material limpo e em perfeitas condições de uso pelos gruposseguintes. Os reagentes deverão ser guardados nos devidos lugares. As balanças devem ser mantidas limpas.11. A participação, o interesse e a responsabilidade dos alunos nas aulas práticas são considerados noconceito final. Assim, espera-se o bom envolvimento de todos nas atividades propostas, evitandomanifestações capazes de prejudicar os trabalhos dentro do laboratório.12. Conservar a limpeza do laboratório.13. Nunca fumar beber ou comer no laboratório.14. Não será permitido ao aluno efetuar aulas práticas de laboratório em turma diferente daquela que lhetenha sido designada, salvo que ocorra expressa autorização.

4RELAÇÃO DO MATERIAL UTILIZADO EM AULAS PRÁTICAS1. Almofariz de porcelana com pistilo 16. Tela de arame com amianto2. Cadinho de porcelana 17. Cápsula de porcelana3. Triângulo de argila 18. Funil de vidro4. Tripé de ferro 19. Suporte para filtração5. Tenaz metálica 20. Balão volumétrico6. Bico de Bunsen 21. Pipeta (graduada e volumétrica)7. Escova 22. Pera (ou seringa)8. Frasco lavador 23. Erlenmeyer9. Tubos de ensaio 24. Bureta10. Agarrador de madeira 25. Proveta11. Estante para tubos de ensaio 26. Lâmina para microscópio12. Espátula 27. Balança13. Vidro de relógio 28. Barômetro14. Becker 29. Cronômetro15. Bastão de vidro 30. Termômetro

5EXPERIÊNCIA: TÉCNICAS E EQUIPAMENTOSOBJETIVO:

Identificar e manusear material de laboratório usado para medida de volumes.Conhecer e efetuar técnicas específicas de laboratório.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:I. EQUIPAMENTOS PARA MEDIDAS DE VOLUMEPara a medida de volume de líquidos, usam-se os seguintes aparelhos:a) Aparelhos calibrados para conter um certo volume de líquido;Ex.: Balões volumétricos e provetas.b) Aparelhos calibrados para dar escoamento a um certo volume de líquido.Ex.: Pipetas (volumétricas e graduadas) e buretas.A medida de líquidos com qualquer aparelho está sujeita a uma série de erros devido às seguintes causas:a) Ação da tensão superficial líquida;b) Dilatação e contração provocados pelas variações de temperatura;c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos.Estes erros afetam a exatidão do aparelho, por isso a bureta, o balão volumétrico e a pipeta volumétrica sãomais exatos que a pipeta graduada, que por sua vez é mais exata que a proveta. O Becker não apresenta valorem termos de exatidão.A leitura do volume contido no aparelho é feita comparando-se o nível do líquido com as linhas calibradasexistentes nas paredes do aparelho. O nível do líquido é usualmente considerado a parte inferior do menisco(superfície curva do líquido) que é mais facilmente localizada quando se coloca um retângulo preto a 1mmabaixo do menisco. Este ficará com uma coloração escura, facilitando a leitura. A leitura deve ser feita quandoa curvatura inferior do menisco coincidir com a altura dos olhos. Evita-se assim o erro de paralaxe.1) PIPETAS:Temos dois tipos de pipetas: PIPETAS DE TRANSFERÊNCIA (Volumétricas) e PIPETASGRADUADAS. As de transferência apresentam um bulbo na parte central, servem para escoar umdeterminado volume líquido de um recipiente para outro. Com pipetas graduadas pode-se medir váriosvolumes.USO DE PIPETAS EM GERAL:Depois de perfeitamente limpa, a pipeta é lavada com pequenas quantidades da solução a medir. Em seguida,é introduzida na solução, tendo o cuidado de evitar a formação de bolhas; faz-se a sucção até acima da marcado zero e a extremidade superior é fechada com o dedo indicador. Seca-se a parte externa da pipeta com opapel de filtro. Depois, relaxando levemente a pressão do dedo, ajusta-se o zero. Sobre o recipienteadequado deixa-se escoar lentamente o líquido. Após o escoamento aguarda-se 15 segundos. Se alguma gotaficar ainda na posição inferior da pipeta, esta é removida encostando-se a mesma contra a parede dorecipiente.OBSERVAÇÃO: No caso de líquidos voláteis ou tóxicos, ácidos e bases concentrados, não se pipeta com aboca. A pipetagem é feita por peras de aspiração adaptada a boca da pipeta, ou espera-se que o líquido subana pipeta. Quando não for possível e/ou não for necessário rigor na medida, usa-se a proveta.

62) BALÕES VOLUMÉTRICOS:

Os balões volumétricos são balões de fundo chato, gargalo comprido e calibrado para conter determinadosvolumes líquidos. O gargalo deve ser estreito para que uma pequena variação de volume provoque umasensível diferença na posição do menisco.Os balões volumétricos são usados na preparação de soluções de concentração conhecida. O reagente édevidamente pesado num copo, onde é dissolvido. A solução assim obtida é passada para o balão viafunil, o Becker é lavado com três pequenas porções de solvente - água. Estas águas de lavagem são vertidaspara o balão. Não ultrapassar a extremidade inferior do gargalo. A solução é diluída até que o líquido chegue àextremidade inferior do gargalo. Acrescenta-se solvente - água, até um dedo abaixo da marca. Seca-se a partedo gargalo acima da marca com papel de filtro envolvido em um bastão de vidro. Completa-se até a marcaadicionando-se o solvente água, com uma pipeta conta-gotas seca por fora. O menisco está tangenciando otraço de referência. Homogenize firmando a tampa do balão contra a palma da mão ou entre dois dedos einvertendo-o, agite a solução com movimentos circulares. Desvire o balão e repita a operação até que asolução esteja homogênea A operação é repetida pelo menos três vezes. Transfira para frasco seco.II. TESTE DE ACIDEZ E ALCALINIDADESoluções aquosas alcalinas tornam azul o papel de tornassol vermelho e soluções aquosas ácidas tornam rosao papel de tornassol azul.Soluções aquosas alcalinas tornam a fenolftaleína rosa e nas soluções aquosas ácidas a fenolftaleínapermanece incolor.Quando a solução a ser testada encontra-se em um tubo de ensaio ou outro recipiente pequeno, éinconveniente mergulhar o papel na solução. Nestes casos, distribuem-se pequenos pedaços de papeltornassol azul e vermelho sobre um vidro de relógio. Agita-se a solução com um bastão de vidro e toca-se opapel com a ponta molhada do bastão.

7EXPERIÊNCIA: TÉCNICAS E EQUIPAMENTOSFOLHA DE PROCEDIMENTOSOBJETIVO:

Identificar e manusear material de laboratório usado para medida de volumes.Apreciar o grau de exatidão dos diversos instrumentos de medida.

PROCEDIMENTO:MEDIDAS DE VOLUMES:1) COLOCAR 100 mL da água da torneira em um Becker de 250 mL.2) TRANSFERIR este volume, com auxílio de um funil, para dentro de um balão volumétrico de100 mL e “levar à marca”.3) RETIRAR com uma pipeta volumétrica 25 mL do líquido e transferir para uma proveta de50 mL. Observar a exatidão dos instrumentos.4) COLOCAR com uma pipeta graduada 1 mL do líquido contido no balão em tubos de ensaio de diâmetrosdiferentes e estabelecer a correspondência do volume com a altura da coluna de líquido no tubo (1 mL = xcentímetros).

TESTE DE ACIDEZ E ALCALINIDADE USANDO COMO INDICADORES PAPEL TORNASSOL(AZUL E VERMELHO) E FENOLFTALEÍNA.O teste será realizado em três soluções: ácida, alcalina e neutra.1) Teste com Papel Tornassol (Azul e Vermelho):a) Colocar pequenos pedaços de papel tornassol azul e vermelho sobre um vidro de relógio.b) Colocar 20 gotas de solução de HCl diluído num tubo de ensaio, agitar com bastão de vidro e testar aacidez colocando uma gota em um pedaço de papel tornassol azul e vermelho. Observar se houve variação decor e anotar.c) Repetir o procedimento do ítem “b” com uma solução de NaOH.d) Repetir o procedimento do ítem “b” com H2O destilada.2) Teste com Fenolftaleína:a) No mesmo tubo que contém a solução ácida usada no teste anterior, colocar 2 gotas de fenolftaleína.Observar e anotar a coloração resultante.b) Repetir o procedimento do ítem “a” com a solução alcalina.c) Repetir o procedimento do ítem “a” com H2O destilada.PESAGEM E PREPARO DE SOLUÇÃO.a) Pesar em um copo de 100 mL cerca de 6 gramas de NaCl e dissolver em um pouco água destilada.

8b) Transferir para um balão volumétrico de 100 mL e “levar à marca”, seguindo as orientações dosfundamentos teóricos.

9EXPERIÊNCIA: COMPOSIÇÃO DE UMA MISTURA DE CLORETO DE POTÁSSIOCOM CLORATO DE POTÁSSIOOBJETIVOS:Determinar a composição centesimal de uma mistura de cloreto de potássio e clorato de potássio.FUNDAMENTOS TEÓRICOS:Estequiometria é a parte da química que estabelece relações ponderais em fórmulas e em reações químicas.O clorato de potássio, quando aquecido, decompõe-se originando o respectivo cloreto e oxigênio. Atemperatura de decomposição do clorato de potássio é relativamente baixa (cerca de 370 oC) e, portanto, areação de decomposição ocorre facilmente. Esta reação pode ainda ser facilitada pela presença de umcatalisador como o dióxido de manganês ou a sílica finamente dividida. Por sua vez, o cloreto de potássiotem alto ponto de fusão (770 oC), se decompondo a temperaturas ainda superiores.Desta forma, nas temperaturas de chama normalmente obtidas em laboratório, é possível obter adecomposição do clorato de potássio sem que ocorra a posterior decomposição do cloreto resultante.Mediante cálculos estequiométricos, é possível determinar a percentagem de clorato na mistura KClO3/KCl:quando a mistura é aquecida, a perda de massa se deve ao desprendimento de oxigênio, o que permitecalcular a composição centesimal da mistura.MATERIAL: REAGENTES:- Agarrador metálico - Clorato de potássio- Bico de bunsen - Cloreto de potássio- Espátula - Sílica- Fósforo- Suporte metálico- Tubo de ensaio com 3 cm de diâmetro

10EXPERIÊNCIA: COMPOSIÇÃO DE UMA MISTURA DE CLORETO DE POTÁSSIOCOM CLORATO DE POTÁSSIOFOLHA DE PROCEDIMENTOSPROCEDIMENTO:1. Tome um tubo limpo e seco (que está na bancada lateral) e adicione uma pitada Sílica e aqueçasuavemente na chama direta até cessar a liberação de vapor d'água (ausência de vapor condensado nasparedes do tubo).2. Deixe esfriar e pese em uma balança analítica.3. Coloque no tubo, cerca de um grama da mistura de cloreto/clorato já preparada e devidamente triturada nogral de porcelana (evite colocar qualquer parte empedrada da mistura) e pese novamente. Agite paramisturar.4. Prenda o tubo com o agarrador no suporte metálico, deixando-o num ângulo de 45o e inicie aquecendosuavemente o material no bico de gás, variando a posição da chama. Após, aumente a intensidade da chama edeixe aquecer por mais 10 minutos.5. Deixe a mistura esfriar e pese novamente.6. Disponha o resíduo segundo as orientações do professor e devolva o tubo à bancada lateral.

11EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DO VOLUME MOLAR DO GÁSHIDROGÊNIO NAS CNTPOBJETIVO:Demonstrar que 1 mol de gás ideal nas CNTP ocupa 22,4L.FUNDAMENTOS TEÓRICOS:As CNTP (condições normais de temperatura e pressão) correspondem a uma pressão de 1 atmosfera (760mm Hg) e a uma temperatura de 0 °C (273 K).Experimentalmente, é possível chegar ao valor de 22,4L, volume ocupado por 1 mol de gás ideal, através dovolume de gás hidrogênio coletado em certas condições de temperatura e pressão, transformando-o depoisno volume que corresponderia às CNTP:

PCNTPVCNTP PEXPVEXPTCNTP

= TEXP

Onde: PCNTP = Pressão (1 atm = 760 mm Hg);VCNTP = Volume ocupado por 1 mol de gás ideal nas CNTP (22,4 L);TCNTP = Temperatura (0 oC = 273 K);PEXP = Pressão experimental exercida pelo gás;VEXP = Volume ocupado pelo gás;TEXP = Temperatura experimental.

A experiência utiliza a reação de um metal (magnésio) capaz de deslocar o hidrogênio de um ácido (ácidoclorídrico) produzindo gás H2 que é coletado num recipiente com água.A temperatura do gás obtida com um termômetro, o volume do gás é medido numa proveta e a sua pressãoobtida pela Lei de Dalton das Pressões Parciais (o gás H2 coletado está misturado com o vapor da água).MATERIAL: REAGENTES- Agarrador metálico - Ácido clorídrico p.a.- Bastão de vidro - Água destilada- Becker de 250 mL - Fita de Magnésio- Fio de linha- Papel filtro- Proveta graduada de 50 mL- Suporte de ferro- Tubo de ensaioBIBLIOGRAFIA:Química Geral: Slabaugh - Parsons (Cap. 7)Química Geral Superior: Masterton - Slowinski (Cap. 5)Química Geral: Brady - Humiston (Cap. 6)

12EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DO VOLUME MOLAR DO GÁSHIDROGÊNIO NAS CNTPFOLHA DE PROCEDIMENTOSPROCEDIMENTO:a) Montar a aparelhagem conforme o desenho abaixo e explicações dos ítens posteriores.

b) Anotar a massa da fita de magnésio. Amarrar um fio de linha de aproximadamente 15 cm na fita (dobrar afita ao meio para facilitar).c) Colocar cerca de 60 mL de água destilada no copo de 250 mL.d) Escolher um tubo de ensaio longo e colocar 20 gotas de HCl concentrado (da sua coleção). Adicionar águadestilada, lentamente e sem agitar, até encher completamente o tubo de ensaio.e) Introduzir a fita de magnésio no tubo de ensaio e, imediatamente, colocar um pequeno pedaço de papelfiltro para tampar a boca do tubo.f) Inverter e introduzir o tubo de ensaio no interior do copo, até encostar no fundo. Prender o tubo deensaio com o agarrador e o suporte (conforme o desenho).g) Esperar até a completa reação do magnésio com a solução ácida. Após o término da reação, marcar comfita adesiva o volume coletado de gás no tubo.h) Medir com uma régua a altura da coluna de água do interior do tubo de ensaio a partir da superfície deágua no copo.i) Retirar o tubo do copo, encher com água até a marca feita e medir na proveta o volume líquidocorrespondente. Este volume equivale ao volume de gás coletado na experiência.j) Medir a temperatura na hora da experiência, a pressão barométrica local e anotar a pressão de vapor daágua tabelada (encontrada na pasta do grupo). Anotar os dados na tabela da folha de resultados e fazer oscálculos.

13EXPERIÊNCIA: TERMOQUÍMICA - VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DEHESSOBJETIVO:Medir o calor de reação de três reações exotérmicas à pressão constante, a fim de verificar a validade da Leide Hess.FUNDAMENTOS TEÓRICOS:Alguns fenômenos físicos ou químicos ocorrem com absorção ou liberação de calor. Esta quantidade líquidade calor liberado ou absorvido durante a reação química é o CALOR DE REAÇÃO, um calor latente quecorresponde à diferença entre a energia potencial das ligações interatômicas existentes nas moléculas dosprodutos e reagentes.Quando uma reação ocorre à pressão constante, o fluxo de calor associado com esta reação está diretamenterelacionado a uma importante propriedade da substância envolvida, conhecida como CONTEÚDOCALÓRICO OU ENTALPIA (H). Para qualquer reação que se processe diretamente à pressão constante, ofluxo de calor é exatamente igual à diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes.qP = HPROD. - HREAG. = ∆∆∆∆HA entalpia é uma função de estado do sistema. Sua magnitude depende apenas do estado da substância e nãoda sua história.Aplicando este conceito às reações químicas temos a Lei de Hess. Ela estabelece que “a variação da entalpiapara qualquer reação depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos, e não depende do númerode etapas ou do caminho que conduz dos reagentes aos produtos”. Isto é, se uma reação pode ser a soma deduas ou mais reações, ∆H para a reação global é a soma das variações de entalpia de cada uma destasreações. qP = m . cp. . ∆∆∆∆Tonde: qP = quantidade de calor expressa em calorias ou Joule;

m = massa em gramas;cp = calor específico (em cal/g.oC ou J/g.K);∆T = variação de temperatura (em oC ou K).Nesta experiência você utilizará um Erlenmeyer como calorímetro e determinará a variação de

temperatura na reação química. Para calcular o calor da reação, aplique a equação descrita acima, lembrandoque o calor liberado pela reação química é absorvido pela solução (q1) e pelo material de que é feito oErlenmeyer (q2) e que este deve ser dividido pelo número de mols do reagente a fim de que o resultado sejaexpresso em cal/mol ou J/mol.

qT = q1 + q2 . no de mols

14SISTEMA A SER ESTUDADO:Este experimento envolve a determinação do calor de reação das seguintes reações:

H2O1. NaOH(S) →→→→ NaOH(aq) ∆∆∆∆H1 =2. NaOH(S) + HCl(aq) →→→→ NaCl (aq) + H2O( l ) ∆∆∆∆H2 =3. NaOH(aq) + HCl(aq) →→→→ NaCl (aq) + H2O( l ) ∆∆∆∆H3 =A validade da Lei de Hess será determinada medindo o calor envolvido nas reações (1), (2) e (3) erelacionando-os da seguinte forma:

∆∆∆∆H2 = ∆∆∆∆H1 + ∆∆∆∆H3

MATERIAL:- Balança- Becker de 250 mL- Erlenmeyer de 250 mL- Proveta graduada de 50 mL- Termômetro com escala de -10o a 100o C- Vidro de relógio

REAGENTES:- Ácido clorídrico 1 mol/L- Hidróxido de sódio p.a.

BIBLIOGRAFIA:Masterton & Slowinski - Química Geral Superior (p. 47)Brady - Química Geral (p. 312)

15EXPERIÊNCIA: TERMOQUÍMICA - VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DEHESSFOLHA DE PROCEDIMENTOSPROCEDIMENTO:Esta experiência é dividida em três etapas:I. DISSOLUÇÃO DO NaOH SÓLIDO EM ÁGUA:Coloque num Erlenmeyer de 250 mL, previamente pesado, 100 mL de água destilada e determine atemperatura de equilíbrio com o ambiente.Pese, utilizando um vidro de relógio, aproximadamente 4 g de NaOH. Dissolva nos 100 mL de água as 4 g deNaOH sólido, agitando cuidadosamente com o termômetro.Anote a temperatura máxima.Transfira esta solução para um Becker de 250 mL e guarde para a etapa III. Anote os dados na Folha deResultados.II. REAÇÃO DO HCl(aq) COM NaOH(s):Coloque no Erlenmeyer de 250 mL, 100 mL de HCl 1 mol/L.Determine a temperatura de equilíbrio e anote-a.Pese, utilizando um vidro de relógio, aproximadamente 4 g de NaOH e dissolva nos 100 mL de solução deHCl. Agite cuidadosamente com o termômetro e anote a temperatura máxima.III. REAÇÃO DO HCl(aq) COM NaOH(aq):Coloque no Erlenmeyer de 250 mL, 50 mL de NaOH 1 mol/L (utilize a solução de NaOH da etapa I).Determine a temperatura de equilíbrio com o ambiente e anote-a.Na proveta de 50 mL, coloque 50 mL de HCl 1 mol/L e, no momento em que estiver em equilíbrio com oambiente, adicione-o ao NaOH.Agite cuidadosamente com o termômetro e anote a temperatura máxima.

16EXPERIÊNCIA: PRIMEIRA AULA EM COMPUTADOR – REVISÃO DECONTEÚDOS DE ESTEQUIOMETRIA, SOLUÇÕES, GASES, TERMOQUÍMICA ECINÉTICA QUÍMICAFOLHA DE PROCEDIMENTOSPROCEDIMENTO:Abra o software CHEMLAND (há um atalho para ele na área de trabalho).

1. FERRAMENTAS E REFERÊNCIA, MASSA MOLAR E COMPOSIÇÃO CENTESIMAL:Entre com a fórmula da Glicose (C6H12O6) e da anilina (C6H7N). Calcule as suas massas molares e ascomposições centesimais.

2. TAREFAS BÁSICAS:a) Preparo de soluções: calcule a massa molar do hidróxido de sódio (NaOH) e a massa necessária parapreparar 250 mL de uma solução 0,12 Mol/L (os decimais são feitos com pontos).b) Balanceamento de equações: vá em reações e escolha a opção “Decomposição do Nitrato de Amônio”.Observando os átomos presentes, acerte a reação proposta, clicando no botão esquerdo do mouse paraaumentar e no botão direito para diminuir cada coeficiente estequiométrico. Após o balanceamento, cliqueem “visualizar”.

3. PROPRIEDADES DA MATÉRIA:a) Leis dos Gases: para o gás N2, varie a pressão, a massa e a temperatura da amostra. Observe a variação dovolume resultante para diversas combinações de dados, variando um de cada vez. Repita o procedimentopara o xenônio.b) Distribuição de Boltzmann: escolha um gás e faça o programa calcular a sua curva de distribuição develocidades para as temperaturas de 200, 300, 400, 500 e 600K. Anote a fração acima de 1000 m/s em cadacondição.

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4. REATIVIDADE:a) Reagentes limitantes: para a reação de AgNO3 + NaCl, adicione incrementos de 10 g de AgNO3 a 20 g deNaCl. Repita para 40 e 60 g de NaCl.b) Medidas de velocidade: o gráfico apresenta a variação da concentração de um determinado reagente(H2O2) em função do tempo em uma determinada reação. Calcule a velocidade de decomposição destereagente:b1) no início da reação;b2) após cerca de 500 minutos;b3) após cerca de 1000 minutos;b4) no intervalo entre 500 e 1000 minutos (velocidade média).c) Velocidade de reação: varie Ea, ∆E, temperatura e concentração inicial de uma reação genérica A→B eobserve o gráfico de energia x caminho da reação. Observe a cor do frasco, que indica a concentração inicial(escolhida por você) e final de A (de acordo com os parâmetros escolhidos) após a reação.

5. TERMODINÂMICA:a) Calor específico: parta de blocos de 2 g de madeira, cobre e vidro, a 20 °C. Aqueça-os com uma chama de3 segundos de duração e observe a temperatura final de cada objeto.b) Calorimetria: parta de 500 mg de ácido benzóico e 100 g de água no calorímetro. Dê a ignição para queimaro ácido e observe a mudança de temperatura. Sabendo o Cp da água (1 cal/gK) e o do calorímetro (veja noprograma), calcule o calor de combustão do ácido benzóico, de acordo com a reação proposta.c) Lei de Hess: escolha a reação de combustão de um alcano. Some reações elementares (ou subtraia,somando a reação reversa) de maneira que essa soma corresponda à reação de combustão completa. Calcule oseu ∆H (dH).

18EXPERIÊNCIA: CINÉTICA QUÍMICAOBJETIVO:Verificar experimentalmente a influência da concentração dos reagentes, temperatura e catalisador sobre avelocidade de uma reação através da medida do tempo de reação - em sistemas homogêneos.FUNDAMENTOS TEÓRICOS:A velocidade de uma reação, isto é a rapidez com que certa quantidade de reagente transforma-se emprodutos depende: da natureza dos reagentes, da concentração dos reagentes, da temperatura, do uso decatalisadores adequados e do grau de divisão das partículas dos reagentes.A concentração dos reagentes influencia a velocidade da reação e a expressão que relaciona a concentração evelocidade é denominada EQUAÇÃO DE VELOCIDADE DA REAÇÃO - que não pode ser determinada apartir da reação global, mas apenas experimentalmente.

Para a reação genérica: aA + bB →→→→ cC + dDvelocidade da reação = k [A]x [B]y

onde: k = constante de velocidade a uma dada temperatura;[A] , [B] = concentração dos reagentes em mol/l;x, y = ordem em relação a cada um dos reagentes (determinada a partir de medidas experimentais de

velocidade)A ordem global de reação é a soma dos expoentes das concentrações na equação da velocidade.A maioria das reações não ocorrem numa etapa simples (como descrita pela equação global), mas sim numasérie de etapas - que constituem o MECANISMO DA REAÇÃO.Um aumento de temperatura aumenta a fração de moléculas que tem uma determinada energia cinéticamínima - denominada ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea) - para que as colisões entre moléculas reagentessejam efetivas na formação do produto.O catalisador é uma substância que pode provocar grandes alterações na velocidade de reação, mantendo-seinalterado no final do processo. O catalisador torna possível um novo mecanismo de reação com uma energiade ativação menor.SISTEMA A SER ESTUDADO:Soluções aquosas de tiossulfato de sódio e ácido sulfúrico reagem segundo a equação:

Na2S2O3 + H2SO4 →→→→ Na2SO4 + H2O + SO2 + Sproduzindo enxofre insolúvel - que aparece como uma turvação esbranquiçada. Variando-se a concentraçãodos reagentes, pode-se verificar sua influência sobre a velocidade da reação medindo o tempo entre o inícioda reação (mistura das soluções) e o surgimento da turvação.Para a mesma reação acima, varia-se a temperatura utilizando um banho-maria. Mede-se o tempo de reação a30 ºC, 40 ºC e 50 ºC.Verifica-se a influência do catalisador realizando a reação entre tiocianato férrico e tiossulfato de sódio:

192 Fe(SCN)3 + 2 Na2S2O3 →→→→ 2 Fe(SCN)2 + 2 NaSCN + Na2S4O6

sem catalisador e com catalisador. Mede-se o tempo decorrido desde a mistura dos reagentes (soluçãoavermelhada) até o desaparecimento da cor (solução incolor).MATERIAL:- Bastão de vidro- Becker de 250 mL- Bureta- Caneta para marcar vidro- Cronômetro- Suporte de ferro- Termômetro- Tubos de ensaio

REAGENTES:- Ácido sulfúrico- Sulfato de cúprico- Tiocianato férrico- Tiossulfato de sódio

BIBLIOGRAFIA:Química Geral: RusselQuímica Geral: Brady - Humiston (p. 341)

20EXPERIÊNCIA: CINÉTICA QUÍMICAFOLHA DE PROCEDIMENTOSEXPERIÊNCIA:I. INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES NA VELOCIDADE DA REAÇÃO:Seja a reação (1):

Na2S2O3 + H2SO4 →→→→ Na2SO4 + H2O + SO2 + S

1) INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DO TIOSSULFATO DE SÓDIO:

a) COLOCAR em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo:TUBO Na2S2O30,1 mol/L

H2O TOTAL1 2 mL 4 mL 6 mL2 3 mL 3 mL 6 mL3 4 mL 2 mL 6 mL4 6 mL 0 6 mL

b) Em outros 4 tubos COLOCAR H2SO4 0,2 mol/L (6 mL em cada tubo).c) VERTER um tubo de H2SO4 no tubo no 1 de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo da mistura das soluções até que a turvação, causada pelo enxofre coloidal formado, não permita a visualização da marca.OBS.: Fazer uma marca com lápis/caneta num papel branco e colocá-la sob o tubo. O término da contagemdo tempo é definido pelo desaparecimento da marca colocada embaixo do tubo.d)REPETIR o mesmo procedimento (ítem c) para os tubos 2, 3 e 4 de Na2S2O3. Medir os tempos anotando-os no QUADRO 1 (folha de resultados).2) INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DO ÁCIDO SULFÚRICO:

a) COLOCAR em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo:TUBO H2SO40,2 mol/L

H2O TOTAL

1 2 mL 4 mL 6 mL2 3 mL 3 mL 6 mL3 4 mL 2 mL 6 mL4 6 mL 0 6 mL

b) Em outros 4 tubos COLOCAR Na2S2O3 0,1 mol/L (6 mL em cada tubo).c) VERTER um tubo de de Na2S2O3 0,1 mol/L no tubo no 1 de H2SO4 e, imediatamente, cronometrar o tempo da mistura das soluções até que a turvação, causada pelo enxofre coloidal formado, não permita avisualização da marca.

21d) REPETIR o mesmo procedimento para os tubos 2, 3 e 4. Medir os tempos, anotando-os no QUADRO2.OBS.: PROCEDER de forma semelhante à descrita no ítem 1.c.e) REPETIR o mesmo procedimento (ítem c) para os tubos 2, 3 e 4 de H2SO4. Medir os tempos anotando-os no QUADRO 2 (folha de resultados).II. INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DA REAÇÃOa) ROTULAR três tubos de ensaio com os números 1, 2 e 3.b) COLOCAR 4 mL de Na2S2O3 0,1mol/L em cada um destes tubos.c) Em outros 3 tubos COLOCAR H2SO4 0,2M (4 mL em cada tubo).d) COLOCAR os 6 tubos num copo de 400 mL com água (banho-maria) e AQUECER até 30 °C, utilizandoum termômetro dentro do copo para medir a temperatura (sem encostar o termômetro no fundo do Beckerno momento da leitura).e) VERTER um dos tubos de H2SO4 no tubo no 1 de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo até a turvação completa. (Mesmo procedimento adotado nos ítens 1c e 2c).f) ANOTAR a temperatura e o tempo de reação no quadro 3 (folha de resultados).g) REPETIR o mesmo procedimento para as temperaturas de 40 ºC e 50 ºC com os tubos 2 e 3respectivamente. ANOTAR no QUADRO 3.III. INFLUÊNCIA DO CATALISADOR NA VELOCIDADE DA REAÇÃOSeja a reação:

2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3 →→→→ 2Fe(SCN)2 + 2NaSCN + Na2S4O6

a) Em 2 tubos de ensaio COLOCAR a solução de Na2S2O3 (5 mL em cada tubo).b) Em outros 2 tubos, COLOCAR a solução alaranjada de Fe(SCN)3 (5 mL em cada tubo).c) VERTER um tubo de Fe(SCN)3 em um tubo de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo, desde amistura das soluções até o desaparecimento da cor. ANOTAR o tempo no QUADRO 4 (folha deresultados).d) ANOTAR o tempo no QUADRO 4 (folha de resultados).e) ADICIONAR 2 gotas de CuSO4 no tubo 2 de Na2S2O3.f) VERTER o outro tubo de Fe(SCN)3 no tubo contendo Na2S2O3 e CuSO4 e cronometrar o tempo, desde amistura das soluções até o desaparecimento da cor. ANOTAR o tempo no QUADRO 4 (folha deresultados).

22EXPERIÊNCIA: EQUILÍBRIO QUÍMICOOBJETIVO:

Verificar a relação entre velocidade de reação e equilíbrio químico.Estudar fatores que modificam o estado de equilíbrio de uma reação química.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:Um sistema do tipo REAGENTES PRODUTOS está em equilíbrio quando a velocidade deformação de produtos é igual a velocidade de formação de reagentes. Este equilíbrio é dinâmico e pode sermodificado por alterações nas condições de realização da reação química.O princípio geral que rege os deslocamentos dos estados de equilíbrio é o chamado PRINCÍPIO DE LECHATELIER - que diz: Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca,procurando minimizar a ação do fator aplicado e atingir um novo estado de equilíbrio.SISTEMA A SER ESTUDADO:Você fará um estudo dos estados de equilíbrio químico e de fatores que modificam estes equilíbrios para osistema abaixo, observando as alterações de cor que ocorrerão e relacionando-as com as concentrações dereagentes e produtos formados.

Co2+(aq) + 4 Cl1-(aq) CoCl42-(aq)Cor rosa Cor azul

MATERIAL: REAGENTES- Bastão de vidro - Água destilada- Buretas de 25 mL - Ácido clorídrico concentrado p.a- Becker de 400 mL - Cloreto de sódio (sólido)- Suporte de ferro - Gelo- Tela de amianto - Nitrato de cobalto II 0,25 Mol/L- Tubos de ensaio - Nitrato de cobato II (sólido)

- Nitrato de prata 0,1 Mol/LBIBLIOGRAFIA:MORAES, R.; RAMOS, M. G. - Experiências e Projetos de Química. São Paulo, Saraiva S.A. LivreirosEditores, 1976.CHEMICAL EDUCATION MATERIAL STUDY. Química uma Ciência Experimental. São Paulo, EdartLivraria Editora Ltda, 1973. V.2.RUSSEL, J. B. - Química Geral. São Paulo, Editora Mc Graw-Hill do Brasil Ltda, 1982.

23EXPERIÊNCIA: EQUILÍBRIO QUÍMICOFOLHA DE PROCEDIMENTOSOBJETIVOS:Neste experimento você fará um estudo sobre a influência da concentração dos reagentes e produtos e datemperatura, sobre o seguinte sistema em equilíbrio:

Co2+(aq) + 4 Cl1-(aq) CoCl42-(aq),Cor rosa Cor azulObserve a intensidade das cores AZUL e ROSA e relacione com a concentração do reagente e produtopresentes quando o sistema estiver em equilíbrio.PROCEDIMENTO:A) Coloque em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela a seguir. Homogeneize utilizando obastão de vidro.

TUBO Co(NO3)20,25 mol/LHCl

12 mol/LH2Odest.

TOTAL

1 2,5 mL 0 5,0 Ml 7,5 mL2 2,5 mL 3,0 mL 2,0 mL 7,5 mL3 2,5 mL 3,5 mL 1,5 mL 7,5 mL4 2,5 mL 5,0 mL 0 7,5 mL

B) Utilizando um dos tubos selecionados (ver questão 6 da Folha de Resultados), divida seu conteúdo emtrês porções aproximadamente iguais:1. Aqueça a 1a porção num Becker contendo água da torneira.2. Resfrie a 2a porção num Becker contendo água com gelo.3. Mantenha a 3a porção à temperatura ambiente como padrão de comparação.4. Aqueça a 2a porção e resfrie a 1a.

OBSERVE AS ALTERAÇÕES DE COR QUE OCORRERÃO E REGISTRE.C) Pegue o outro tubo selecionado e divida a solução em quatro porções aproximadamente iguais:1. Adicione cristais de Co(NO3)2 à 1a porção, agitando até dissolver.2. Adicione cristais de NaCl à 2a porção, agitando.3. Adicione gotas de AgNO3 à 3a porção, agitando.Lembre que o íon Ag+ reage segundo a equação: Ag++++ ++++ Cl−−−−(aq) AgCl(s)4. Mantenha a 4a porção como padrão de comparação.

24EXPERIÊNCIA: EFEITO TAMPÃOOBJETIVO:Verificação da capacidade tamponante de soluções: CH3COOH/CH3COONa e NH3/NH4Cl.INTRODUÇÃO:Baixas concentrações de íons hidrogênio são mais adequadamente expressas através do pH. O pH é definidocomo sendo o cologarítimo da concentração dos íons hidrogênio em uma solução.pH = colog[H+]Analogamente, baixas concentrações de íons hidroxila são mais adequadamente expressas através do pOH. OpOH é definido como sendo o cologarítimo da concentração dos íons hidroxila em uma solução.pOH = colog[OH-]Uma Solução Tampão é formado por uma mistura de Ácido Fraco e sua sua Base conjugada emconcentrações aproximadamente iguais ou por uma mistura de Base Fraca e seu Ácido conjugado emconcentrações aproximadamente iguais. Tais soluções tem a propriedade de variar muito pouco o seu pHquando a elas são adicionadas pequenas quantidades de Ácidos ou Bases fortes. Uma Solução Tampão é tãomais efetiva quanto mais próximas forem as concentrações do Par Conjugado e quanto mais elevados foremos valores absolutos dessas concentrações. Seu pH é dado por:TAMPÃO ÁCIDO:pH = pKa + log [base conjugada]

[ácido fraco]TAMPÃO BÁSICO:pH = 14 - pKb + log [ácido conjugado]

[base fraca]

MATERIAL: REAGENTES- 04 Beckers de 100 mL - Acetato de sódio 0,2 mol/L- 01 Frasco lavador - Ácido acético 0,2 mol/L- Funil - Ácido clorídrico 0,1 mol/L- Provetas de 50 mL - Cloreto de amônio 0,2 mol/L- Pipetas de 5 mL - Hidróxido de amônio 0,2 mol/L- Papel indicador universal - Hidróxido de sódio 0,1 mol/L- 02 Buretas de 50 mL

25EXPERIÊNCIA: EFEITO TAMPÃOFOLHA DE PROCEDIMENTOSPROCEDIMENTOS:1) Preparar 50 mL de uma solução tampão Ácido Acético/Acetato de Sódio misturando 25 mL de ÁcidoAcético 0,2 mol/L com 25 mL de Acetato de Sódio 0,2 mol/L em um Becker de 100 mL e determinar o seupH usando papel indicador universal. Registre o resultado.Dividir esta solução em duas porções de 25 mL, colocando-as em dois beckers de 100 mL.Na primeira porção adicionar 2,5 mL de HCl 0,1 mol/L, agitar com bastão de vidro e determinar o pH. Anotena tabela de resultados. Repetir o procedimento adicionando HCl 0,1 mol/L de 2,5 em 2,5 mL até ocorrervariação brusca de pH, com o auxílio de uma bureta.Na segunda porção, de forma análoga, adicionar NaOH 0,1 mol/L de 2,5 em 2,5 mL até ocorrer variaçãobrusca de pH.2) Preparar 50 mL de uma solução tampão Amônia/Cloreto de Amônio, misturando 25 mL de Amônia 0,2mol/L com 25 mL de Cloreto de Amônio 0,2 mol/L em um Becker de 100 mL e determinar o seu pH.Registre o resultado.Repetir o procedimento usado com as soluções anteriores.3) Adicionar 2,5 mL de HCl 0,1 mol/L a 25 mL de água destilada fervida contida em um Becker. Agitar combastão de vidro e determinar o pH. Repetir o procedimento adicionando 2,5 mL de NaOH 0,1 mol/L a 25mL de água destilada fervida contida em um Becker. Agitar com bastão de vidro e determinar o pH.Comparar o resultado com os resultados obtidos com os tampões.

26EXPERIÊNCIA: SEGUNDA AULA EM COMPUTADOR – REVISÃO DECONTEÚDOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO E IÕNICOFOLHA DE PROCEDIMENTOSPROCEDIMENTO:Abra o software CHEMLAND (há um atalho para ele na área de trabalho), no capítulo EQUILÍBRIO.

1. EQUILÍBRIO QUÍMICO:Calcule o Kc da reação abaixo para três diferentes concentrações iniciais.

2. ÁCIDOS E BASES:Calcule o pH das seguintes soluções de HCl, HOAc, NaOH e NH3, nas concentrações de 0,1; 0,001; 0,0001(observação: o decimal é feito com ponto neste programa!). Em uma folha anexa ou no verso da folha derelatório, demonstre, utilizando seus conhecimentos de equilíbrio iônico, os valores de pH calculados peloprograma.

3. TITULAÇÃO:Utilize como titulado o HCl 1 mol/l e como titulante o NaOH 1 mol/l, tendo a fenolftaleína como indicador.Observe a cor em cada ponto.a) Trace a curva de titulação, cuidando para que próximo ao ponto de equivalência a adição de titulante sejafeita aos poucos;b) Determine o pH e o volume de equivalência;c) Repita o processo utilizando HOAc 1 mol/l como titulado, explicando as diferenças;d) Teste os diferentes indicadores, observando as diferenças de cor e mostrando quais podem ser usados emcada titulação.

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EXPERIÊNCIA: TITULAÇÃOOBJETIVOS:Determinar a concentração de ácido acético em vinagre.FUNDAMENTOS TEÓRICOS:VOLUMETRIAA determinação quantitativa de substâncias pode ser realizada no laboratório entre outras técnicas através daanálise volumétrica, que é uma das técnicas analíticas mais úteis e exata, especialmente para quantidadesda ordem de milimol.Em uma Titulação a substância a ser analisada, de concentração desconhecida, reage com outra deconcentração exatamente conhecida − Solução Padrão. Em geral a solução padrão é adicionada, gota a gota,a partir de uma bureta. A solução adicionada é chamada Titulante. O volume de solução titulante necessáriopara reagir estequiometricamente com a substância a ter a concentração determinada é medido. Como aconcentração e o volume da solução titulante são conhecidos, e a estequiometria da reação também, então aquantidade da substância desconhecida pode ser determinada.Como foi visto, os métodos volumétricos baseiam-se em reações químicas, mas para que uma reação químicasirva de base para um método volumétrico ela deve atender aos seguintes requisitos:1. A reação deve ser estequiométrica. Ou seja, deve ser bem definida e conhecida. Por exemplo a titulaçãode ácido acético em vinagre com solução de hidróxido de sódio.HC2H3O2 + NaOH → NaC2H3O2 + H2O2. A reação deve ser rápida. A maioria das reações iônicas, como acima, são muito rápidas. Quando a reaçãoé lenta a mesma pode ser acelerada com a adição de catalisadores ou ativadores, com o aumento datemperatura, etc.3. A reação deve ser específica, não deve ocorrer reação paralela ou secundária. Se existirem substânciasinterferentes elas tem que ser removidas.4. Deve haver uma mudança brusca em alguma propriedade da solução quando a reação se completar.Pode ser uma mudança de cor da solução ou em alguma propriedade elétrica ou ainda em outra propriedadefísica.As titulações ácido-base sofrem uma intensa variação no pH da solução quando a reação se completa. Amudança de cor, neste caso é obtida através da adição de um indicador, cuja cor depende do pH da solução.5. A reação deve ser quantitativa, ou seja, o equilíbrio da reação deve estar bem deslocado para a direita, detal forma que ocorra uma mudança abrupta ao final da reação, para que seja obtida a exatidão desejada. Se oequilíbrio não está à direita a mudança de propriedade será gradual tornando difícil detectar o final da reação.6. O ponto estequiométrico é obtido no momento exato em que quantidades estequiométricas reagem.Enquanto o ponto final é o momento em que é observado o final da reação, ou seja, quando uma mudançaem alguma propriedade da solução é observada. O ponto final e o ponto estequiométrico devem coincidir ouser a um intervalo reprodutível.

28SOLUÇÃO PADRÃOA solução padrão é preparada pela dissolução de uma quantidade exatamente conhecida de um reagentealtamente puro, de composição definida e suficientemente estável ao ar, chamado Padrão Primário, ediluído a um volume exatamente conhecido, em balão volumétrico. −−−− Solução Padrão Direta. A concentração,em mol/L, da solução é calculada a partir da massa do reagente e do volume de solução.Alternativamente, se o material não é suficientemente puro ou suficientemente estável, a solução é preparadapara dar aproximadamente a concentração desejada, e então padronizada pela titulação de uma quantidadepesada de um padrão primário. −−−− Solução Padrão Indireta. Por exemplo, o hidróxido de sódio, cuja solução épreparada com uma concentração aproximada e então padronizada com uma massa exatamente conhecida deftalato ácido de potássio (ou biftalato de potássio - KHC8H4O4). A solução agora padronizada de NaOH éentão utilizada na titulação ou padronização de ácidos, como por exemplo na determinação do teor de ácidoacético no vinagre.Então para que um reagente seja utilizado como padrão primário é necessário que ele preencha os seguintesrequisitos:1. Deve ser 100,00% puro, entretanto 0,01 a 0,02% de impureza é tolerável, se exatamente conhecida.2. Deve ser estável à temperatura de secagem e deve ser indefinidamente estável à temperatura ambiente.Com poucas exceções, o padrão primário é sempre seco antes da pesagem.3. Não deve ser higroscópico (fixa vapor de água, retirando-o do ar) nem eflorescente (forma o sal anidro, ouum de menor grau de hidratação, a partir de um hidratado - perde moléculas de água.).4. Deve ser prontamente disponível.5. É recomendável que tenha uma alta massa molar. Desta forma uma grande quantidade deverá ser pesadapara que se tenha o suficiente a ser titulado. O erro relativo na pesagem de uma grande quantidade dematerial será menor que o da pesagem de uma pequena quantidade.6. Se ele for usado em uma titulação tem que preencher também os requisitos de uma reação químicautilizada em titulação.

CLASSIFICAÇÃO DOS MÉTODOS VOLUMÉTRICOSOs métodos de análise volumétrica podem ser classificados de acordo com a natureza das reações em que sebaseiam. As reações são dos seguintes tipos gerais:1. Reações de combinação de íons: que compreendem as reações de neutralização (ácido-base), deprecipitação e de formação de complexos.2. Reações de oxidação-redução.3. Métodos Elétricos: Potenciometria, Amperimetria, Coulometria, etc.Entre os métodos volumétricos veremos apenas o de neutralização que é baseado na brusca mudança de pHque ocorre no momento em que se dá a neutralização de um ácido por uma base ou vice-versa.

29A volumetria de neutralização é aplicada para compostos ácidos ou básicos, tanto inorgânicos comoorgânicos, que são titulados por bases ou ácidos fortes. O ponto final dessas titulações é de fácil detecção,tanto pela mudança de cor do indicador colocado na solução como pela mudança de pH medida através deum aparelho medidor de pH.DETERMINAÇÃO DO PONTO FINALConforme já foi verificado anteriormente, qualquer propriedade física do sistema que exija uma variaçãobrusca perto do ponto estequiométrico pode servir para acusar o ponto final da titulação.O método mais usado é a dos indicadores ácido-base, que permitem localizar o ponto final visualmente poruma mudança de cor no sistema. O indicador (um dos reagentes, o produto da reação ou uma substânciaadicionada propositalmente) é uma substância que acusa o Ponto Final através de uma mudança de coloraçãoou aparecimento de turvação, sem alterar o ponto de equivalência da reação principal.INDICADORES ÁCIDO-BASEOs indicadores de pH, são substâncias orgânicas fracamente ácidas ( indicadores ácidos) ou fracamentebásicas (indicadores básicos) que estabelecem um equilíbrio químico. A reversibilidade entre as formasassociada e dissociada, com cores diferentes, é a base da utilização de uma substância como indicador ácido-base. A mudança de cor é observada visualmente em um intervalo de pH de uma a duas unidades (Zona deViragem). Como existem ácidos e bases com uma grande gama de valores de pKa existem indicadores comzona de viragem abrangendo toda a faixa de pH, o que é importante se a titulação não é entre um ácido fortee uma base forte.TITULAÇÃOA bureta é usada para escoamentos precisos de quantidades variáveis de solução. A bureta utilizada naprática vai de 0 a 50 mL com intervalos de 0,1 mL. O volume escoado pode ser lido, por interpolação, comaproximação de 0,01 mL. Ou seja, nós estimamos a segunda casa decimal. A incerteza está no centésimo demililitro.Encha a sua bureta com água da torneira e verifique se existe vazamento na torneira. Caso haja vazamento: 1)Se a torneira é de teflon verifique se a porca está devidamente atarraxada. Não aperte muito porque além dedanificar a rosca você não consegue abrir e fechar a torneira. 2) Se a torneira é de vidro, esvazie a bureta,porque ela deverá ser limpa e lubrificada. Depois de cuidadosamente removida ela deve ser seca com papelhigiênico, bem como a parte interna onde a torneira se encaixa. A torneira é lubrificada, com vaselina ou graxade silicone. O lubrificante não deve ser aplicado na parte central, na direção do canal por onde escoa olíquido. Isto porque ao fazer o movimento de abrir e fechar a torneira vai-se acumulando graxa no canal deescoamento e um posterior entupimento deverá ocorrer. Torneira de teflon não é lubrificada, porque oteflon é autolubrificante.Ao escoar a água observe se a bureta está limpa. Um vidro limpo permite o escoamento com a formação deum filme líquido contínuo. Quando o filme se quebra e surgem gotículas nas paredes da bureta este é oindicativo de que a bureta não está limpa. Neste caso a bureta tem que ficar de molho em Extran −−−− detergentecom um grande poder desengordurante. Enxágüe bem com água da torneira.Lave a bureta várias vezes com pequenas porções de água destilada. Escorra bem e lave três vezes compequenas quantidades de solução titulante.Encha a bureta com a solução titulante. Abra a torneira para encher a parte inferior também. Elimine asbolhas. Zere a bureta. Evite o erro de paralaxe.O filme de líquido que fica na parede da bureta (e de pipetas também) é um fato e pode variar quando avelocidade de escoamento varia. Assim o escoamento que não deve ser muito rápido, poucas gotas porminuto, perto do ponto final. À medida que o ponto final se aproxima uma fração de gota deve ser escoada.Abre-se a torneira o suficiente para que a gota comece a se formar, fecha-se e a parede do erlenmeyer élevada a tocar a ponta da bureta para que a fração de gota escorra. A parede do erlenmeyer é então lavada

30com auxílio do frasco lavador, arrastando a fração de gota para a solução. Quando o ponto final é atingido,faça a leitura do volume gasto, cuidando para evitar o erro de paralaxe.FORMAS DE EXPRIMIR CONCENTRAÇÃOA concentração de uma solução é sempre dada pela razão entre a quantidade de soluto pela quantidade desolução ou em alguns casos pela quantidade de solvente. Dependendo das unidades em que estasquantidades são expressas as concentrações recebem diferentes nomes. As diferentes unidades sãoescolhidas de acordo com a conveniência ou recomendação técnica de cada tipo de experiência.Molaridade (M) é expressa pelo número de mol de soluto dividido pelo volume de solução emlitro (L). Sua unidade é mol/L.

nsolutoM = Vsolução (L)

É usada para cálculos que envolvem reações entre reagentes químicos em solução. Conhecendo-se aconcentração de um dos reagentes e a reação química, pode-se calcular a concentração do outro. É o que seráfeito nas duas práticas a seguir. A molaridade depende da temperatura já que o volume da solução é funçãoda temperatura.Molalidade (m) é expressa pelo número de mol de soluto dividido pela massa de solvente em quilograma(kg). Sua unidade é mol/kg.

nsolutom = msolvente (kg)

É usada em medidas onde há variação de temperatura como por exemplo em propriedades coligativas taiscomo abaixamento do ponto de congelamento, diminuição da pressão de vapor, pressão osmótica e aumentodo ponto de ebulição. Propriedades coligativas dependem somente do número de partículas presente emsolução por mol de solvente. Concentrações molais não dependem da temperatura como as concentraçõesmolares.EXPRESSÃO DOS RESULTADOS ANALÍTICOSOs resultados analíticos são reportados de várias maneiras, tais como concentração (no caso da padronizaçãoda solução de hidróxido de sódio) ou quantidade de analito (substância de interesse na amostra) por unidadede massa ou de volume.Amostras sólidas são expressas em massa de analito como percentagem da massa da amostra (% massa /massa).

msoluto (g)% massa / massa = x 100

mamostra (g)Amostras líquidas também são expressas em percentagem de massa da amostra por massa da solução maspodem ser expressas em massa de analito por volume de solução (veja o caso da determinação de ácidoacético em vinagre). Sempre que a concentração for expressa em %, se não estiver claro, deve serespecificado que tipo está sendo usado.

31msoluto (g)

% massa / massa = x 100 mamostra (g)

msoluto (g)% massa / volume = x 100

Vamostra (mL) Vsoluto (mL)

% volume / massa = x 100 mamostra (g) Vsoluto (mL)

% volume / volume = x 100 Vamostra (mL)

MATERIAL: REAGENTES:- Balão volumétrico de 100 mL - Fenolftaleína 0,1 %- Bureta (e acessórios) - Solução padrão de NaOH ~0,1 Mol/L- Erlenmeyer de 250 mL - Vinagre comercial- Pipetas volumétricas de 10 e 25 mL

BIBLIOGRAFIA:O. A. OHLWEILER - Química Analítica Quantitativa - 3 o Ed. G.D. CHRISTIAN - Analytical Chemistry - 4th Ed.H.A. FLASCHKA, A.J. BARNARD, Jr. P.E. STURROCK - Quantitative Analytical Chemistry

32EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGREFOLHA DE PROCEDIMENTOSOBJETIVOS:A acidez total de um vinagre é convenientemente determinada mediante titulação de uma solução padrãoalcalina, em presença de fenolftaleína como indicador.A acidez total predominante é devido à presença de ácido acético - embora outros ácidos orgânicos possamestar presentes, em pequena proporção.O resultado é expresso em termos de gramas de ácido acético por 100 mL de vinagre. O percentual de ácidoacético no vinagre oscila em torno dos 5 %.PROCEDIMENTO:1. Pipetar 10 mL de vinagre comercial para um balão volumétrico de 100 mL e diluir à marca com águadestilada. Misturar bem a solução.2. Desta solução, recolher uma alíquota de 25 mL para dentro de um dos erlenmeyers e adicionar 2 a 3 gotasde fenolftaleína.3. Adicionar, gota a gota, através da bureta, a solução padrão de NaOH - até aparecer a primeira coloraçãorósea persistente. Durante o processo de adição da solução básica de hidróxido de sódio, o erlenmeyerdeverá ser agitado e suas paredes lavadas com água destilada - para que toda a base e o ácido possam reagir.4. Fazer a leitura do volume consumido da base e anotar.5. Repetir o processo mais duas vezes. Lembrando sempre que a bureta tem o seu volume completado cadavez que o processo é iniciado.

33EXPERIÊNCIA: PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO HIDRÓXIDO DE NÍQUELOBJETIVO:Determinar o produto de solubilidade do hidróxido de níquel por pH e comparação colorimétrica.FUNDAMENTOS TEÓRICOS:Produto de solubilidade (Kps) é um tipo especial de constante de equilíbrio que caracteriza quantitativamenteo comportamento da solubilidade. Todo sólido que se ioniza, ao se dissolver e formar uma solução saturada,tem o seu valor característico de Kps:

MX(s) M++++(aq) ++++ X−−−−(aq)

A partir do valor de Kps pode-se determinar a concentração dos íons em solução −−−− Solubilidade do Sólido. Eao contrário, se a concentração dos íons em solução é determinada experimentalmente, o valor de Kps écalculado.Para eletrólitos pouco solúveis a concentração iônica em solução é muito pequena e a constante do produtode solubilidade é então expressa por:

Kps = [M++++(aq)] . [X−−−−(aq)]onde [M+(aq)] e [X−(aq)] representam as concentrações em mol/L dos íons M+ e X−, respectivamente. Kps échamada Constante do Produto de Solubilidade ou simplesmente Produto de Solubilidade. Aconcentração de MX(s) no sólido MX é função da densidade do sólido e da sua massa molar, portanto éconstante e seu valor foi incorporado ao da constante de equilíbrio(Kps = Kc [MX(s)]). −−−− No cálculo do produto de solubilidade entram apenas aquelas concentrações quepodem variar.O Produto de Solubilidade de um eletrólito mais complexo como por exemplo M2X3, é calculado levando-seem conta as regras usuais da expressão da constante de equilíbrio:

M2X3 2 M3333++++(aq) ++++ 3 X2222−−−−(aq)Kps = [M3333++++(aq)]2222 . [X2222−−−−(aq)]3333

SISTEMA A SER ESTUDADO:O hidróxido de níquel (Ni(OH)2) é o eletrólito pouco solúvel a ser estudado, o equilíbrio se estabelece daseguinte forma:

Ni(OH)2 (s) Ni2222++++(aq) ++++ 2 OH−−−−(aq)

A condição de equilíbrio é dada por:Kps = [Ni2222++++(aq)] . [OH−−−−(aq)] 2222

Isto significa que uma solução de hidróxido de níquel em equilíbrio unicamente com o sólido, numa dadatemperatura, tem como produto da concentração dos seus íons um valor constante.A finalidade da presente experiência é determinar o valor do Produto de Solubilidade do Hidróxido deNíquel, o qual não varia quando a temperatura permanece constante, ainda que sejam os íons Ni2+ eOH− provenientes de outros eletrólitos.

34Para calcular o valor de Kps torna-se necessário conhecer as concentrações dos íons Ni2+ e OH− em equilíbriona solução saturada.A concentração do íon OH− pode ser calculada a partir da medida do valor de pH da solução, enquanto aconcentração do íon Ni2+ pode ser determinada colorimetricamente, comparando a coloração da solução coma de outra cuja concentração de íon Ni2+ é conhecida.MATERIAL: REAGENTES:- 2 Bastões de vidro - Água destilada- 2 Tubos largos - Solução de hidróxido de sódio 1 mol/L- 2 Tubos para medida de pH - Solução de sulfato de níquel 0,5 mol/L- 4 Tubos de centrífuga - Solução padrão de sulfato de níquel 0,2 mol/L- Centrífuga- Estante de tubos de ensaio- Fotocolorímetro- Medidor de pH- Proveta

BIBLIOGRAFIA:Brady e Huminston - Química Geral - cap. 16Russell - Química Geral - 1ª Ed. - cap. 17Russell - Química Geral - 2ªEd. - V. 2 - cap. 16

35EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE DOHIDRÓXIDO DE NÍQUELFOLHA DE PROCEDIMENTOSPROCEDIMENTO:Prepare dois dos quatro tubos da tabela abaixo, de acordo com a orientação do professor. Com auxílio dabureta, adicione cuidadosamente as soluções em cada tubo.

Tubos NiSO40,5 Mol/L

NaOH1 Mol/L

H2O

1 5,0 mL 3,0 mL 2,0 mL2 5,0 mL 2,5 mL 2,5 mL3 5,0 mL 2,0 mL 3,0 mL4 5,0 mL 1,5 mL 3,5 mL

Agite cada tubo com seu respectivo bastão de vidro, alternadamente, durante 10 minutos.Após a precipitação completa (os 10 minutos de agitação), transfira a suspensão obtida para um tubo decentrífuga (disponível na bancada lateral) e centrifugue por 4 minutos. A seguir, transfira o sobrenadantepara um tubo específico para medição de pH (também disponível na bancada lateral). O precipitado serácolocado no recipiente de resíduos no final da aula.Utilizando o medidor de pH, meça o pH da solução de cada tubo com o centrifugado e anote o resultado naFolha de Respostas.A determinação dos íons Ni2+ é feita através de análise no fotocolorímetro, utilizando como comprimento deonda 650 nm que é onde ocorre a absorção do íon Ni2+. O fotocolorímetro mede a intensidade da cor dasolução em relação a um padrão (solução de sulfato de níquel com concentração conhecida). A intensidade dacor é proporcional à concentração de níquel. Sabendo-se a absorbância e a concentração da solução padrão ea absorbância da solução de concentração desconhecida, é possível determinar essa concentração. Anote ovalor medido no fotocolorímetro na Folha de Respostas.

36EXPERIÊNCIA: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃOOBJETIVO:Identificar reações com espécies que oxidam e que reduzem, bem como os agentes oxidantes e redutores eacertar os coeficientes de equações redox, nominando as substâncias envolvidas.FUNDAMENTOS TEÓRICOS:Reações de oxidação-redução ocorrem quando elétrons são transferidos de uma substância para outra.Nestas reações um dos elementos perde elétrons - sofrendo oxidação. O reagente que o contém chama-seAGENTE REDUTOR. Outro elemento ganha elétrons - sofrendo redução. O reagente que o contém chama-se AGENTE OXIDANTE. Em ambos os casos ocorre uma variação do NÚMERO DE OXIDAÇÃO(NOX) dos elementos envolvidos. Em uma reação redox, o agente oxidante contém o elemento que éreduzido; o agente redutor contém o elemento que é oxidado.Dois fatores são importantes:1) Uma reação de redução é sempre acompanhada de uma reação de oxidação, isto é, redução e oxidação nãoocorrem isoladamente:2) Como os elétrons são transferidos de um reagente para o outro - o número de elétrons ganhos por umelemento é sempre igual ao número de elétrons perdidos por outro elemento.SISTEMA ESTUDADO:Este experimento envolve reações químicas com alguns agentes oxidantes importantes (como KMnO4,K2Cr2O7 e H2O2), assim como alguns agentes redutores (tais como SnCl2 e FeSO4).MATERIAL:- Bastão de vidro- Pipetas graduadas de 1mL e 2mL- Tubos de ensaio

REAGENTES:- Ácido sulfúrico 3 Mol/L- Cloreto estanoso 0,1 Mol/L- Cloreto férrico 0,1 Mol/L- Dicromato de potássio 0,1 Mol/L- Ferricianeto de potássio 1 mol/L- Hidróxido de sódio 4 Mol/L- Nitrato de cromo III 0,1 Mol/L- Permanganato de potássio 0,02 Mol/L- Peróxido de hidrogênio 3%- Sulfato ferroso 0,1 Mol/L- Sulfito de sódio (sólido)- Tiocianato de amônio 1 Mol/L

37EXPERIÊNCIA: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃOFOLHA DE PROCEDIMENTOSREAÇÕES REDOX DAS ESPÉCIES Fe2222++++ e Fe3333++++:I. IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FERROSO (Fe2222++++):A espécie Fe2+ apresenta uma cor esverdeada ou quase incolor e pode ser identificada por Ferricianeto depotássio.Colocar 2 a 3 gotas de Ferricianeto de potássio num tubo de ensaio contendo 1 mL de solução de Fe2+.Observar se há formação de precipitado e/ou mudança de cor.

3 FeSO4 + 2 K3[Fe(CN)6] →→→→ Fe3[Fe(CN)6]2 + 3 K2SO4

II. IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FÉRRICO (Fe3333++++):A espécie Fe3+ apresenta uma cor amarelada e pode ser identificada por Tiocianato de amônio.Adicionar 1 gota de Tiocianato de amônio num tubo de ensaio contendo 1 mL de solução de Fe3+. Observarse há formação de precipitado e/ou mudança de cor.

2 FeCl3 + 6 NH4SCN →→→→ Fe[Fe(SCN)6] + 6 NH4ClIII. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Fe3333++++:Colocar 1 mL de Fe3+ (FeCl3) de cor amarelada num tubo de ensaio.Adicionar SnCl2 gota a gota e com agitação até a cor amarela forte ficar mais fraca (menos intensa).Testar com 2 gotas de Ferricianeto de Potássio.

FeCl3 + SnCl2 →→→→ FeCl2 + SnCl4

IV. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Fe2222++++:Colocar 1 mL de Fe2+ (FeSO4) incolor ou levemente esverdeada num tubo de ensaio.Adicionar 5 gotas de H2SO4 diluído e KMnO4, gota a gota e com agitação até observar a intensificação da coramarela.Testar com 1 gota de Tiocianato de amônio.

FeSO4 + H2SO4 + KMnO4 →→→→ Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

38REAÇÕES REDOX DAS ESPÉCIES Cr3333++++ E Cr6666++++:

As espécies Cr6+ e Cr3+ apresentam cores características. A cor do Cr6+ varia do amarelo aoalaranjado, conforme se apresente sob forma de CrO42−−−−, HCrO4−−−− ou Cr2O72−−−−. A cor do Cr3+ varia do verde aoazul, conforme o pH do meio e outras espécies químicas presentes.

V. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Cr6666++++:Adicionar 1 mL de solução de Cr6+ (K2Cr2O7) num tubo de ensaio e a seguir mais 2 mL deH2SO4 diluído.Adicionar Na2SO3 em pequenas quantidades e com agitação até ocorrer mudança de cor.

Cr2O7 2222−−−− + SO3 2222−−−− + H++++ →→→→ Cr3333++++ + HSO4−−−− + H2OVI. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Cr3333++++:Adicionar 1 mL de solução de Cr3+ (Cr(NO3)3) a um tubo de ensaio e a seguir mais 2 mL deNaOH 4 mol/L.Adicionar H2O2 3% gota a gota e com agitação até ocorrer mudança de cor.

Cr(OH)4−−−− + O2 2222−−−− →→→→ CrO4 2222−−−− + OH−−−− + H2O

39EXPERIÊNCIA: ESTUDO DO CARÁTER OXIDANTE-REDUTOR DE SUBSTÂNCIASMETÁLICAS. ESCALA DE NOBREZA.OBJETIVO:Verificar experimentalmente a tendência relativa de metais em perderem elétrons. Organizar uma escala denobrezaFUNDAMENTOS TEÓRICOS:Originalmente o termo oxidação foi usado para designar a reação de qualquer substância com oxigênioelementar. Hoje em dia ele é empregado para todos os processos em que elétrons são removidos de átomos,moléculas ou íons. O inverso da oxidação, isto é, os processos em que elétrons são ganhos, é chamado deredução. Uma vez que elétrons não podem existir livres por períodos extensos, cada oxidação é sempreacompanhada por uma redução equivalente. Assim, na reação:

2 Na ++++ Cl2 →→→→ 2 Na++++ ++++ 2 Cl−−−−

Na é oxidado a Na+ pelo Cl2, enquanto Cl2 é reduzido a Cl− pelo Na.Observe que esta reação pode ser escrita como a soma de duas semi-reações, de dois pares de oxidação-redução envolvendo as duas espécies relacionadas (Ex.: Na e Na+) e elétrons.

2 Na →→→→ 2 Na++++ ++++ 2 e−−−− (semi-reação de oxidação)Cl2 ++++ 2 e−−−− →→→→ 2 Cl−−−− (semi-reação de redução)

As substâncias variam muito quanto à facilidade que apresentam para doar ou aceitar elétrons. Usando umalinguagem mais adequada em termos de oxidação, as substâncias variam largamente em sua capacidadede atuar como agentes oxidantes ou redutores. O caráter oxidante ou redutor é relativo: depende danatureza das espécies químicas que são postas a reagir, de suas concentrações e das condições vigentes, emtermos de pressão e temperatura.Os pares de óxido-redução estão reunidos em tabelas −−−− Tabela de Potenciais Padrão de Redução −−−− ondeo caráter oxidante ou redutor é expresso de forma quantitativa através dos potenciais normais de eletrodo,para as mesmas condições de concentração (1 mol/L), temperatura (25ºC) e pressão (1 atm).Nesta prática o estudo é qualitativo e envolve semi-reações de oxidação (ou redução). É conveniente arranjaras espécies de acordo com sua tendência de sofrer oxidação. A ordem adequada pode ser determinada pelaobservação da direção da reação espontânea quando dois pares são combinados. No exemplo anterior Na éespontaneamente oxidado pelo Cl2, assim Cl2 é um agente oxidante mais forte do que Na e vice versa, Na éum agente redutor mais forte do que Cl2.Uma vez que a reação inversa não ocorre espontaneamente, também é verdadeiro dizer que Na+ não é umagente oxidante mais forte do que Cl−, nem o Cl− é um agente redutor mais forte que o Na+.As reações de óxi-redução em que participam apenas metais e sais, podendo ou não também participar H2 eH+ são chamadas de reações de deslocamento. A reação química pode ser representada por:

M1++++ ++++ M2 →→→→ M1 ++++ M2++++ ou (i)H++++ ++++ M2 →→→→ 1/2 H2 ++++ M2++++ (ii)

40onde M1 e M2 representam metais e M1+ e M2+ seus respectivos íons em soluções aquosas, ambossupostamente com carga +1, para facilitar a representação.Diz-se que M2 deslocou M1 da solução, no caso da reação (i) ou H2 da solução, no caso da reação (ii).Nesses casos M2 é mais redutor do que M1 ou do que H2. Costuma-se associar nobreza ao caráter redutordo metal. O metal é tanto mais nobre quanto menos redutor ele for. Uma listagem dos metais na qualse inclui também o hidrogênio, na ordem crescente de nobreza, constitui o que se costuma chamar de Escalade Nobreza.A ocorrência de uma reação de deslocamento é acusada pelo desgaste superficial do metal deslocante ou pelacobertura da superfície deste metal deslocado. Também pode ser acusada pela mudança de coloração dasolução (caso de íons metálicos coloridos) ou ainda pelo desprendimento de hidrogênio gasoso. Nosexemplos escolhidos, as reações ocorrem com velocidades apreciáveis, sobretudo a temperaturas superioresa ambiente, o que também facilita a observação.MATERIAL:- 15 tubos de ensaio

REAGENTES:- Chapinhas metálicas de Zn, Cu e Mg- Solução de HCl- Soluções de sais de Mg2+, Zn2+, Cu2+ e Ag+

BIBLIOGRAFIA:Brady e Huminston - Química Geral - cap. 17Russell - Química Geral - 1ª Ed. - cap. 19Russell - Química Geral - 2ªEd. - V. 2 - cap. 18

41EXPERIÊNCIA: ESTUDO DO CARÁTER OXIDANTE-REDUTOR DE SUBSTÂNCIASMETÁLICAS - ESCALA DE NOBREZAFOLHA DE PROCEDIMENTOSINTRODUÇÃO:Antes de iniciar a prática verifique e anote quais as equações das reações que deveriam ocorrer em cada tubo.Caso a reação ocorra, ficará mais fácil interpretar as mudanças que estão sendo observadas. Se não houvereação, este método também ajudará na visualização das reações não espontâneas.Numere seus tubos de ensaio de 1 a 15. Em cada tubo devem ser feitas observações do tipo:∗mudança apreciável (ou não) da superfície;∗aparecimento (ou não) de nova fase sólida; cor da fase sólida;∗mudança de cor (ou não) da fase líquida;*desprendimento gasoso (ou não);*cor do gás desprendido.

PROCEDIMENTO:1) Reações de deslocamento com o íon Mg2222++++

Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 1 a 3, 1 mL da solução de sal de magnésio.2) Reações de deslocamento com o íon Zn2222++++

Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 4 a 6, 1 mL da solução de sal de zinco.3) Reações de deslocamento com o íon Cu2222++++

Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 7 a 9, 1 mL da solução de sal de cobre.4) Reações de deslocamento com o íon H++++

Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 10 a 12, 1 mL da solução de HCl diluído.5) Reações de deslocamento com o íon Ag++++

Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 13 a 15, 1 mL da solução de sal de prata.Em cada um dos três tubos contendo a solução iônica acrescente, sempre nesta ordem, as chapinhas de Zn,Cu e Mg. Faça uma primeira observação no momento da adição, para detectar reações rápidas. Veja se ocorrealguma modificação imediata. Ao terminar a adição de todas as chapinhas faça uma segunda observação, paradetectar reações mais lentas.

42EXPERIÊNCIA: ELETROQUÍMICAOBJETIVO:Realizar a eletrólise de uma solução aquosa de Cloreto de sódio.Coletar e identificar os produtos formados nos eletrodos.Calcular o valor de um Faraday, em Coulomb.Determinar o volume molar de um dos gases produzidos.FUNDAMENTOS TEÓRICOS:A unidade de carga elétrica usualmente empregada é o Coulomb que corresponde à quantidade deeletricidade transportada por uma corrente (em ampéres) multiplicada pelo tempo (em segundos), ou seja, acorrente em ampéres multiplicada pelo tempo em segundos é igual ao número total de coulombs.Como as reações de oxi-redução são escritas com coeficientes estequiométricos que representam o númerode mols da substância envolvida e consequentemente o número de mols de elétrons movimentados, a unidadede carga elétrica - Coulomb © - não é uma unidade prática já que nos leva a trabalhar com números muitograndes. Por isto em eletrólise utilizamos uma quantidade de carga elétrica capaz de transportar um mol deelétrons, que se denomina Faraday (ℑℑℑℑ). Um Faraday (1 ℑ) corresponde a 96485 C.Desta forma, para reduzir um mol de um determinado cátion metálico facilmente se sabe quantos Faradayssão necessários. Por exemplo:

Na++++ + 1 e−−−− →→→→ Na ⇒⇒⇒⇒ 1 Faraday = 1 ℑℑℑℑCu2222++++ + 2 e−−−− →→→→ Cu ⇒⇒⇒⇒ 2 Faraday = 2 ℑℑℑℑ

A Eletrólise de uma solução de NaCl produz no cátodo (onde há o processo de redução) uma quantidade deH2 de acordo com a equação:

H++++(aq) + e−−−− →→→→ 1/2 H2 (g)Logo, na equação acima, UM MOL de H+ RECEBE UM MOL DE e− e PRODUZ 1/2 MOL DE H2GASOSO.A eletrólise se processa numa célula eletrolítica, ou seja, uma célula que recebe energia de uma fonte externaque faz com que o fluxo de corrente (elétrons) produza a redução de uma espécie química no cátodo e queoutra espécie química perca elétrons no ânodo - ocorrendo a sua oxidação.

SISTEMA A SER ESTUDADO:Uma solução de NaCl será eletrolisada utilizando-se uma fonte de corrente contínua que deverá serconectada a eletrodos de grafite e amperímetro. O gás gerado no cátodo é recolhido, seu volume medido e éfeita a sua identificação. No decorrer do experimento é medida a intensidade da corrente elétrica e o tempototal. Com estes dados é então calculado o volume molar do gás e o valor do Faraday, em coulomb.

43MATERIAL:- Agarrador metálico- Becker de 100 mL- Cronômetros- Eletrodos de grafite- Fios de cobre para conecções- Fonte de corrente contínua- Proveta graduada de 50 mL- Suporte metálico- Tubo de ensaio

REAGENTES:- Cloreto de sódio 1 mol/L

BIBLIOGRAFIA:Química Geral: Russel, J. B., McGraw-Hill.Química Geral: Brady, J. e Humiston, Livros Técnicos e Científicos Editora.

44EXPERIÊNCIA: ELETROQUÍMICA: ELETRÓLISE DO CLORETO DE SÓDIOAQUOSO:FOLHA DE PROCEDIMENTOSPROCEDIMENTO:1. ENCHER um copo de 100 mL até quase a borda com solução de NaCl.2. VERIFICAR o pH da solução com papel tornassol azul e rosa. ANOTAR.3. Em um tubo de ensaio, FAZER uma marca a 6 cm do fundo.4. COLOCAR um pedaço de papel tornassol rosa em espiral dentro deste tubo de ensaio, ENCHENDO-Ologo a seguir com solução de NaCl até a borda.5. EMBORCAR o tubo de ensaio cheio no Becker, de modo que não apareçam bolhas, FIXANDO-O a umsuporte (ver figura a seguir).6. INTRODUZIR um eletrodo de grafite dentro do tubo, de forma que todo o grafite fique envolvido pelotubo.7. INTRODUZIR o outro eletrodo de grafite no Becker.8. FAZER as conexões elétricas da seguinte maneira:a) CONECTAR o eletrodo envolvido pelo tubo de ensaio (CÁTODO) ao pólo NEGATIVO da fonte;b) CONECTAR o outro eletrodo (ÂNODO) ao pólo NEGATIVO do amperímetro;c) CONECTAR o pólo POSITIVO do amperímetro à extremidade livre (sem grampo) de um fio;d) CONECTAR a outra ponta livre do fio ao pólo POSITIVO da fonte iniciando-se simultaneamente acontagem do tempo,

ÂNODO CÁTODO

AMPERÍMETRO

- + +FONTE- Interruptor

459. VARIAR a distância entre os eletrodos de forma a obter um máximo de corrente.10. DEIXAR a eletrólise se processar, anotando o valor da corrente a cada minuto na tabela da folha deresultados.11. CARACTERIZAR o odor do gás desprendido no ÂNODO.12. OBSERVAR as quantidades relativas dos gases produzidos.13. VERIFICAR o pH da solução dentro do tubo envolvendo o CÁTODO, observando o papel tornassolcolocado inicialmente. Anotar.14. Quando o volume de gás coletado atingir a marca feita no tubo, INTERROMPER o processo.15. MEDIR com uma régua a altura (em cm) da coluna de água remanescente no tubo a partir da superfícieda solução contida no copo. Anotar.16. RETIRAR cuidadosamente o tubo que envolve o CÁTODO.17. ENCHER o tubo de ensaio com água até a marca feita e verter numa proveta para medir o volume de gásproduzido.