roteiros de quimica geral experimental

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SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS FACULDADEDE QUÍMICA 1ª AULA PRÁTICA: MATERIAIS MAIS USADOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA 1. OBJETIVOS - Conhecer as normas de boa conduta em um laboratório. - Demonstrar o uso e aplicações de vidraria e acessórios mais utilizados em um laboratório - Executar algumas tarefas básicas. INSTRUÇÕES GERAIS PARA O TRABALHO NO LABORATÓRIO 1. O laboratório é lugar de trabalho sério, trabalhe com atenção, metodologia e calma; 2. Prepare-se para realizar cada experiência lendo antes os conceitos referentes ao experimento e a seguir leia o roteiro da experiência; 3. Respeite rigorosamente as precauções recomendadas; 4. Consulte seu professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto; 5. Use sempre no laboratório um avental ou bata apropriada; 6. Não fume no laboratório; 7. Faça apenas as experiências indicadas pelo professor, Experiências não autorizadas são proibidas; 8. Se algum ácido ou qualquer outro produto químico for derramado, lave o local imediatamente com bastante água. 9. Não tocar os produtos químicos com as mãos, a menos que o seu o seu professor lhe diga que pode fazê-lo; 10. Nunca prove uma droga ou solução; 11. Para sentir o odor de uma substância, não coloque o seu rosto diretamente sobre o recipiente, em vez disso, com suas mãos, traga um pouco de vapor até o nariz. 12. Não deixe vidro quente em lugar em que possam pegá-lo inadvertidamente. Deixe qualquer peça de vidro quente esfriar durante bastante tempo. Lembre-se que o vidro quente tem a mesma aparência de vidro frio; 13. Só deixe sobre a mesa, bico de Bunsen aceso quando estiver sendo utilizado; 14. Tenha cuidado com reagentes inflamáveis, não os manipule em presença de fogo; 15. Quando terminar o seu trabalho, feche com cuidado as torneiras de gás evitando escapamento; 16. Não trabalhe com material imperfeito; 17. Observe com atenção as técnicas de aquecimento de líquidos; 18. Utilize sempre que necessários materiais que possam garantir maior segurança no trabalho, tais como pinça luvas, óculos de proteção, etc. 19. Jogue todos os sólidos e pedaços de papel usados um frasco ou cesto para isso destinado. Nunca jogue nas pias, fósforos, papel de filtro, ou qualquer sólido, ainda que ligeiramente solúvel; 20. Comunique ao seu professor qualquer acidente, por menor que seja; 21. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagente antes de usá-lo. Leia duas vezes para ter certeza de que pegou o frasco certo. Segure o frasco pelo lado que contém o rótulo para evitar que o reagente escorra sobre este; 22. Nunca tornar a colocar no frasco uma droga não usada. Não coloque objeto algum nos frascos de reagentes, exceto o conta-gotas próprio do quais alguns deles são providos. 23. Conserve limpo seu equipamento e também sua mesa. Evite derramar líquidos, mas se o fizer, lave imediatamente o local; 24. Ao terminar o período de laboratório, lave o material utilizado e deixe na ordem que encontrou no início da aula. 2. INTRODUÇÃO 1

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1ª AULA PRÁTICA: MATERIAIS MAIS USADOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA

1. OBJETIVOS- Conhecer as normas de boa conduta em um laboratório.- Demonstrar o uso e aplicações de vidraria e acessórios mais utilizados em um laboratório- Executar algumas tarefas básicas.

INSTRUÇÕES GERAIS PARA O TRABALHO NO LABORATÓRIO

1. O laboratório é lugar de trabalho sério, trabalhe com atenção, metodologia e calma;2. Prepare-se para realizar cada experiência lendo antes os conceitos referentes ao experimento e

a seguir leia o roteiro da experiência;3. Respeite rigorosamente as precauções recomendadas;4. Consulte seu professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto;5. Use sempre no laboratório um avental ou bata apropriada;6. Não fume no laboratório;7. Faça apenas as experiências indicadas pelo professor, Experiências não autorizadas são proibidas;8. Se algum ácido ou qualquer outro produto químico for derramado, lave o local imediatamente

com bastante água.9. Não tocar os produtos químicos com as mãos, a menos que o seu o seu professor lhe diga que

pode fazê-lo;10. Nunca prove uma droga ou solução;11. Para sentir o odor de uma substância, não coloque o seu rosto diretamente sobre o recipiente,

em vez disso, com suas mãos, traga um pouco de vapor até o nariz.12. Não deixe vidro quente em lugar em que possam pegá-lo inadvertidamente. Deixe qualquer

peça de vidro quente esfriar durante bastante tempo. Lembre-se que o vidro quente tem a mesma aparência de vidro frio;

13. Só deixe sobre a mesa, bico de Bunsen aceso quando estiver sendo utilizado;14. Tenha cuidado com reagentes inflamáveis, não os manipule em presença de fogo;15. Quando terminar o seu trabalho, feche com cuidado as torneiras de gás evitando escapamento;16. Não trabalhe com material imperfeito;17. Observe com atenção as técnicas de aquecimento de líquidos;18. Utilize sempre que necessários materiais que possam garantir maior segurança no trabalho,

tais como pinça luvas, óculos de proteção, etc.19. Jogue todos os sólidos e pedaços de papel usados um frasco ou cesto para isso destinado.

Nunca jogue nas pias, fósforos, papel de filtro, ou qualquer sólido, ainda que ligeiramente solúvel;20. Comunique ao seu professor qualquer acidente, por menor que seja;21. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagente antes de usá-lo. Leia duas vezes para

ter certeza de que pegou o frasco certo. Segure o frasco pelo lado que contém o rótulo para evitar que o reagente escorra sobre este;

22. Nunca tornar a colocar no frasco uma droga não usada. Não coloque objeto algum nos frascos de reagentes, exceto o conta-gotas próprio do quais alguns deles são providos.

23. Conserve limpo seu equipamento e também sua mesa. Evite derramar líquidos, mas se o fizer, lave imediatamente o local;

24. Ao terminar o período de laboratório, lave o material utilizado e deixe na ordem que encontrou no início da aula.

2. INTRODUÇÃOO professor fará a apresentação do material de vidro e demais equipamentos básicos

utilizados em laboratório, procurando ressaltar ao aluno suas principais características, a maneira correta de utilizá-los, as ocasiões em que devem ser usados e os cuidados necessários a sua conservação. Posteriormente, aluno terá a oportunidade de entrar em contato com o material, devendo, portanto observar atentamente o que está sendo apresentado e procurar adotar o procedimento que lhe foi transmitido, pois essa técnica é resultado acumulado de muitos anos de uso da aparelhagem.

Nas aulas práticas de Química Geral, o aluno terá oportunidade de manusear os seguintes materiais:1. Tubo de ensaio: usado em reações químicas, principalmente em testes de reações.2. Copo de Béquer: usado no aquecimento de líquidos, reações de precipitação, etc.3. Erlenmeyer: usado em titulações e aquecimento de líquidos.4. Balão de fundo chato: usado para aquecer e armazenar líquidos.5. Balão de fundo redondo: usado em reações com desprendimento de gases e também para

aquecerem líquidos.

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6. Balão de destilação: usado em destilações. Possuindo saída lateral para condensação dos vapores.7. Proveta ou cilindro graduado: usado em medidas aproximadas de volumes de líquidos.8. Pipeta volumétrica: mede volumes fixos de líquidos.9. Pipeta cilíndrica: usada para medir volumes variáveis de líquidos.10. Funil de vidro: usado em transferência de líquidos e em filtrações de laboratório. O funil com

colo longo de estrias é chamado de funil analítico.11. Frasco de reagentes: usado no armazenamento de soluções.12. Bico de Bunsen: usado no aquecimento de laboratório.13. Tripé de ferro: usado para sustentar a tela de amianto.14. Tela de amianto: usada para distribuir uniformemente o calor num aquecimento de laboratório.15. Cadinho de porcelana: usado para aquecimento a seco (calcinações) no Bico de Bunsen e na Mufla.16. Triângulo de porcelana: usado para sustentar cadinhos de porcelana em aquecimentos diretos

no bico de Bunsen.17. Estante para tubo de ensaio: suporte de tubo de ensaio,18-19. Funis de decantação: usados na separação de líquidos imiscíveis.20. Pinça de madeira: usada para segurar tubos de ensaio durante aquecimentos diretos no bico de Bunsen.21. Almofariz e Pistilo: usado para triturar e pulverizar sólidos.22. Cuba de vidro: usada para banhos de gelo e fins diversos.23. Vidro de relógio: usado para cobrir béqueres em evaporações, pesagens e fins diversos.24. Cápsula de porcelana: usada para evaporar líquidos em soluções.25. Placa de Petri: usada para cultivo de colônias de microorganismos e em fins diversos.26. Dessecador: usado para resfriar substâncias em ausência de umidade.27. Pesa-filtro: usada para pesar sólidos que absorvem umidade.28. Lima triangular: usada para cortes de vidro.29. Bureta: usada para medir volumes precisos de líquidos, em análises volumétricas.30. Frasco lavador: usado para lavagens, remoção de precipitados e outros fins.31. Pisseta: usada para os mesmos fins do frasco lavador.32. Balão volumétrico: usado para preparar e diluir soluções.33. Picnômetro: usado para determinar a densidade de líquidos.34. Suporte universal: usado junto com a garra para sustentação de peças.35. Anel para funil: usado como suporte de funil.36. Mufla: usada para sustentar garras.37. Garra Metálica: usada para sustentação de peças, tais como condensador, funil de decantação

e outros fins.38-39. Kitassato e funil de Büchner: usado em conjunto para filtrações a vácuo.40. Trompa de vácuo: usada em conjunto com o Kitassato e o funil de Büchner.41. Termômetro: usado para medidas de temperaturas em diversos fins.42. Vara de vidro: usada para montagens de aparelhos, interligações e outros fins.43. Baqueta ou bastão de vidro: usada para agitar soluções, transporte de líquidos na filtração e outros fins.44. Furador de rolhas: uso relativo ao nome.45. Kipp: usado na produção de gases, tais como H2S, CO2 etc.46. Tubo em U: usado em eletrólise e outros fins.47. Pinça metálica Casteloy: usada para transporte de cadinhos e outros fins.48. Escova de limpeza: usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais.49-50. Pinça de Mohr e Pinça de Hoffman: usadas para impedir ou diminuir fluxos gasosos.51. Garra para condensador: usado para sustentar condensadores na destilação.52-53-54. Condensadores: usado para condensar os gases ou vapores na destilação.55-56. Espátulas: usada para transferência de substâncias sólidas.57. Estufa: usada para secagem de materiais (até 200º C).58. Mufla: usada para calcinações (até 1500º C)

3. TÉCNICA EXPERIMENTAL

Manuseio de Utensílios:1. Uso do balão volumétrico, pipeta e proveta (Opção 1).

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- Medir, com auxílio de pipeta volumétrica, 100mL de H20 destilada e transferir para um balão volumétrico de 100mL. Comparar a precisão das vidrarias.

2. Uso do balão volumétrico, pipeta e proveta (Opção 2).- Transferir, com auxílio de pipeta volumétrica, 10mL de H20 destilada para um balão de 100mL e aferi-lo.- Medir, em proveta de 10mL, 8mL H20 destilada e, com auxílio de um funil, transferir o líquido para

um balão volumétrico de 100mL completando o volume com H20 destilada.

3. Uso da bureta- Colocar em um béquer, pequena porção de solução que será utilizada e lavar a bureta três vezes.

Encher completamente a bureta e extrair o ar da parte inferior abrindo a torneira rapidamente. Fixar a bureta no suporte universal com auxílio de garra e aferi-la.

4. Montagem do aparelho para filtração simples- Adaptar um funil a um suporte de filtração. O papel de filtro é dobrado duas vezes, colocando no

funil e umedecido para conseguir boa aderência. A filtração é feita transferindo-se primeiro o líquido sobrenadante com o auxílio de bastão em seguida a parte sólida. A transferência é feita com bastão de vidro e o filtrado é recolhido em béquer. Deve-se ter cuidado de manter o colo do funil colado à parte interna do béquer para garantir que o escoamento do líquido não seja turbulento. Durante toda a filtração o nível da solução é mantida ¾ da altura do papel de filtro no funil e a parte sólida é transferida integralmente do Becker para o funil arrastando o resíduo com auxílio de uma pisseta.

5. Montagem de aparelho de filtração a vácuo- Ajustar o funil de Büchner a um kitassato através de um adaptador de kitassato.- Acoplar um a trompa d’água a torneira e à saída lateral do kitassato. O papel de filtro é colocado

no funil e molhado para melhor aderência. Para que ocorra a filtração, abre-se à torneira que forma o vácuo e então a mistura a ser filtrada é transferida para o funil de Büchner.Obs: O vácuo é formado na trompa porque a água é forçada a vazar de um diâmetro maior para um diâmetro menor, chegando assim, com alta velocidade ao interior da trompa, pela conexão de borracha o vácuo é transferido para o interior do kitassato e por diferença de pressão, o líquido é seccionado, sendo completada a operação.

6. Pesagem- A pesagem é uma das operações básicas de um laboratório de química. O procedimento a ser

adotado ao se efetuar uma pesagem depende do tipo de balança disponível.Pesagens Propostas:a) Pesar em um béquer de 50mL, 2,5g de CuSO4.5H20 (ou outra massa solicitada pelo professor

(Opção 1).b) Pesar em vidro de relógio 3,2g de CuSO4.5H20 (Opção 2).

7. Aquecimento - Adaptar a tela de amianto a um tripé de ferro sobre o bico de Bunsen. Para acender o bico de

Bunsen observe as seguintes etapas:Antes de aproximar a chama do fósforo verifique se estão fechadas às entradas de ar e de

gás; abra então, a entrada de gás acendendo o bico de Bunsen; regule a entrada de ar para melhorar a qualidade da chama; uma chama amarela precisa de mais ar. Proceda ao aquecimento de água destilada em um erlenmeyer ou béquer até ebulição do líquido; ao terminar a operação tenha o cuidado de colocar o recipiente de vidro sobre a superfície de madeira para evitar choque térmico e dano na vidraria. O aquecimento pose ser efetuado também em chapa elétrica, banho-maria ou manta aquecedora.

8. Montagem de aparelho de destilação simples- Ajustar um termômetro a uma rolha (cuidado com o termômetro para não quebrá-lo) e esta a um

balão de destilação; conectar a saída lateral do balão a um condensador procurando vedar completamente com uma rolha.

- Acoplar o balão a uma manta aquecedora prendendo o condensador a um suporte através de garra. Ao condensador ligar tubos de borracha para entrada e saída de água. Tendo o cuidado de colocar o tubo de entrada na parte inferior do condensador e a saída na parte superior. Um béquer colocado a saída do condensador serve de coletor do destilado, desde que a volatilidade seja pequena.

9. Montagem do funil de decantação- Ajustar um funil de decantação a um suporte. Para processar a separação a tampa é retirada e a

torneira é aberta até que o líquido mais denso seja fornecido por gravidade.

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10. Limpeza do material- O aluno deve adquirir o hábito de ao final de cada aula recolher e limpar todo o material que

utilizou, conforme lhe será mostrado, pois a conservação da vidraria só lhe proporcionará vantagens no sentido de disponibilidade e precisão em operações futuras.

A limpeza do material é feita com detergentes comuns e escovinhas. No caso de vidraria que entraram em contato com material gorduroso pode ser usada solução alcoólica de KOH, para impurezas inorgânicas soluções sulfocrômica (esta solução não é descartável, pode ser reaproveitada várias vezes), evitando contato com a pele, olhos e qualquer tecido.

A secagem da maioria do material pode ser feita em estufa a 100oC desde que não se aplique a vidraria destinada a medidas volumétricas (buretas, pipetas, balões volumétricos, provetas, etc... pois pode alterar a calibração).

2a AULA PRÁTICA: PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS

1. OBJETIVOS- Distinguir os sistemas homogêneos e heterogêneos.- Definir fases de um sistema.- Executar os principais processos de separações utilizados num laboratório.

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2. INTRODUÇÃONa natureza, a maior parte da matéria é encontrada formando misturas de substâncias. O

ar que respiramos e a água que bebemos são bons exemplos de misturas, embora numa primeira observação esses sistemas nos pareçam formados por uma única substância. É necessário, portanto, distinguirmos dois tipos de sistemas:

I. Sistema homogêneoII. Sistema heterogêneo

Os sistemas homogêneos são formados por duas ou mais substâncias e apresenta-se em uma única fase; por exemplo, o ar que respiramos é uma mistura de vários gases (O2, N2, CO2, He, vapor d’água, etc...); a água que recebemos para consumo contém ainda alguns sais dissolvidos em pequenas concentrações.

Os sistemas heterogêneos são compostos por duas ou mais substâncias que apresentam duas ou mais fases; por exemplo, areia em suspensão nas águas dos rios; resíduos de óleos combustíveis sobre a superfície das águas e outras espécies de poluentes.

É conveniente, muitas vezes, separarmos esses sistemas em seus componentes, seja para purificar determinadas substâncias ou mesmo obtê-las a partir de suas fontes. De acordo com o tipo de misturas e com o estado físico dos componentes, aplicamos métodos específicos de separação; assim veremos alguns desses métodos aplicados a alguns sistemas mais comuns.

3. MATERIAIS E REAGENTESFunil, suporte universal, aro para funil, béquer, kitassato, funil de Büchner, trompa ou

bomba de vácuo, papel de filtro, funil de decantação, centrífuga, tubos de centrífuga, manta aquecedora, balão de destilação, termômetro, condensador, erlenmeyer, bico de Bunsen, proveta, banho-maria.

4. TÉCNICA EXPERIMENTAL4.1 - Filtração

A filtração se destina à separação de sólidos e líquidos que constituem uma mistura heterogênea. A filtração pode ser classificada em dois tipos principais:

a) Filtração simples que utiliza a ação da gravidade como agente propulsor.b) Filtração a vácuo, em que a diferença de pressão acelera o processo.

Basicamente, toda filtração envolve a passagem da mistura por um meio filtrante que retém a fase sólida, podendo ser utilizado diverso tipos de meios filtrantes, como papel de filtro, amianto, vidro sinterizado, etc. A seleção do meio filtrante depende da natureza do sólido a ser filtrado.

Os papéis de filtro são fabricados em diversos graus de porosidade e são selecionados de modo a reter as menores partículas do sólido. O tamanho do papel de filtro é determinado pelo volume do precipitado e não pelo volume do líquido a ser filtrado.

Procedimento para filtração simples:a) Medir em proveta, 15mL de solução de CuSO4 0,25M;b) Medir em outra proveta, 15mL de solução de NaOH 0,5M;c) Observar o aspecto das duas soluções e misturá-las em um béquer de 100ml. Qual o aspecto do

sistema resultante dessa mistura?d) Prepare um aparelho para filtração simples e proceda a operação observando os cuidados

necessários conforme figuras 1a e 1b abaixo.Opção facultativa: Preparar novamente a mistura e aquecê-la em banho-maria, observando

a formação do CuO (óxido de cobre II) por desidratação do Cu(OH)2. Filtrar então, o óxido formado.

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FIGURA 1a. Dobra do papel de filtro para encaixe em funil

FIGURA 1b. Aparato para filtração simples

Procedimento para filtração a vácuo:a) Repetir o procedimento anterior para formação do sistema a ser filtrado;b) Preparar o aparelho para filtração a vácuo;c) Proceda a operação;d) Compare os resultados com a operação anterior.

Observe os tempos gastos na operação de filtração, a qualidade dos filtrados, o aspecto dos sólidos retidos nos papéis de filtro. Descreva sucintamente o que observou.

4.2 - CentrifugaçãoConsiste em submeter à mistura sólido-líquido a uma aceleração da gravidade maior do

que a ambiente e assim conseguindo a deposição da fase sólida.É um recurso empregado geralmente quando a parte sólida é constituída por partículas que

não são retiradas por papel de filtro, assim este processo é simplesmente uma aceleração da decantação.

O tempo e a velocidade de centrifugação dependem da granulometria das partículas e do rendimento esperado.

Procedimento para centrifugaçãoa) Colocar em um béquer de 100mL (ou de 50mL), 10mL de solução 0,1M de K 2CrO4. Adicionar em

seguida, 10mL de solução 0,1M de BaCl2. Observe o sistema formado.b) Tente separá-los por filtração simples. Anote o resultado;c) Repita novamente o procedimento a.d) Proceda agora a separação; levando a mistura a um tubo de centrífuga e submetendo-a a centrifugação.e) Compare os resultados das operações.

4.3 - CristalizaçãoAlgumas substâncias ao se formarem em solução, não se apresentam perfeitamente

cristalizadas, o que não permite separá-las com boa eficiência. Os processos de formação de cristais a partir de soluções exigem condições especiais que permitem ao cristal desenvolver-se e atingir proporções de tamanhos tais, que possam ser separados da fase líquida por decantação e filtração. Entre as técnicas de cristalização, inclui-se a formação lenta do cristal a partir de uma solução quente que, à medida que se resfria, produz cristais melhor formados e maiores, pois o tempo de formação permite que os íons se depositem regularmente formando a estrutura cristalina.

Procedimento para cristalização:

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a) Medir em uma proveta, 15mL de solução 0,5N de Pb(NO3)2;b) Medir em outra proveta, 15mL de solução 0,5N de KI;c) Observe as soluções e proceda a mistura em becker de 100mL;d) Aqueça a mistura resultante até dissolução de parte da fase sólida;e) Deixe esfriar lentamente e observe, ao final da aula, o aspecto do sistema.Obs. Para efeito de melhor visualização, a prática de recristalização deve ser realizada no início da aula.

4.4 - RecristalizaçãoCertos sólidos possuem impurezas em sua estrutura e, algumas vezes, interessa-nos

separá-los dessas impurezas. A recristalização é um método de purificação de sólidos que se baseia nas diferenças de solubilidade da substância e de suas impurezas com relação a determinado solvente.

É conveniente dissolver a substância em questão em um solvente onde as impurezas não se dissolvem e assim, separá-los por filtração, tendo na fase filtrada a substância desejada.

Para voltar a forma sólida, procedemos a evaporação do solvente e recristalização da substância que aos poucos , fica livre da maioria das impurezas.

Procedimento para recristalização:a) Coloque em um béquer de 100mL, uma solução saturada de CuSO4.b) Filtre cerca de 50mL dessa solução saturada;c) Proceda a evaporação da água, aquecendo o filtrado em bico de Bunsen e deixando a ebulição

reduzir o volume para cerca da metade (aproximadamente 25mL).d) Deixar esfriar, lentamente e passe às etapas seguintes, voltando ao final da aula para verificar a

formação de cristais;e) Descreva o que observou quanto à quantidade dos cristais formados, a quantidade de impurezas

retidas no filtro e outros aspectos que julgar interessante.Obs. Para efeito de melhor visualização, a prática de recristalização deve ser realizada no início da aula.

4.5 – Extração por solventeEm muitos casos, a separação é feita por agitação da solução com o solvente orgânico em

funil de separação durante alguns minutos.O melhor método de extração com um dado volume de solvente é empregar várias frações

do líquido em vez de utilizar toda a quantidade disponível numa única extração.

Opção 01:a) Agite alguns pedaços de iodo sólido em água, usando um tubo de ensaio;b) Transfira uma pequena porção da solução de cor castanha que foi obtida para um funil de decantação;c) Adicione um pouco de CCl4 (tetracloreto de carbono), CHCl3 (clorofórmio) ou outro solvente orgânico que o professor indicar. Proceda a agitação de acordo com a técnica já mostrada;d) Observe a formação de camadas num sistema heterogêneo;e) Procure explicar o que aconteceu.

Opção 02:a) Pesar 1g de dimetilglioxima e dissolver em 100mL de etanol;b) Transferir para um funil de decantação uma solução diluída de cloreto de níquel II e

posteriormente, a solução alcoólica de dimetilglioxima. Observe o sistema formado.c) Adicionar 20ml de CCl4;d) Agitar o funil, deixando, em seguida, decantar a mistura;e) Observar as modificações e dar uma explicação para o fenômeno.

4.6. DestilaçãoOs sistemas homogêneos formados pela mistura de dois líquidos miscíveis ou um sólido

dissolvido em um líquido podem ser separados pela destilação.A destilação é um método de separação fundamentado nas diferenças entre os pontos de

ebulição dos componentes da mistura. Quanto mais afastados forem os pontos de ebulição, mais efetiva é a separação.

O processo de destilação compreende basicamente a destilação simples e a destilação fracionada. Os sistemas formados por sólidos dissolvidos em líquidos são separados por destilação simples, enquanto dos sistemas constituídos por dois líquidos são separados geralmente por destilação fracionada.

Na destilação simples, a solução é aquecida até ebulição, quando o líquido passa a fase para a fase de vapor e a temperatura se mantém constante. O vapor é recolhido num condensador resfriado e passa à fase condensada, sendo acumulado num béquer à saída do condensador. No

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balão, a saída da água, concentra a solução residual, aumentando a relação sólido/líquido, que com o passar do tempo produz o aparecimento da fase sólida. Tem-se assim determinada, a tendência do sistema: no balão acumula-se a fase sólida, enquanto no Becker aumenta a fase condensada.

A destilação fracionada é um recurso utilizado para separar sistemas líquido-líquido, cujos pontos de ebulição muito próximos, não permitem uma separação efetiva dos dois líquidos por destilação simples. Na destilação fracionada, o uso de uma coluna de fracionamento produz maior rendimento porque enriquece o componente mais volátil no topo da coluna para, a seguir, ser condensado, enquanto o componente menos volátil pode retornar ao balão e ali se concentrar.

Procedimento para destilação simples:a) Tomar um balão de destilação e colocar solução de CuSO4 até cerca da metade da sua capacidade;b) Preparar o aparelho para destilação simples conforme foi explicado na primeira aula (ver figura 2);c) Proceder à destilação da solução de CuSO4 até o aparecimento da fase sólida no balão de destilação;d) Observar a qualidade da fase condensada que está sendo recolhida no béquer, a velocidade em

função da segurança oferecida pelo aparelho e os fatores que podem influenciar no processo.

FIGURA 2. Aparato para destilação simples

3ª AULA PRÁTICA: SOLUÇÕES

1. OBJETIVOS- Definir e classificar as soluções.- Definir os tipos mais comuns de unidade de concentração de soluções e realizar cálculos

envolvendo estas unidades.- Preparar soluções e determinar a concentração de uma dada solução.

2. INTRODUÇÃOUma solução pode ser definida como uma mistura homogênea de duas ou mais

substâncias. Na verdade, as soluções verdadeiras se constituem uma das três grandes classes das dispersões juntamente com as suspensões e os sistemas coloidais. Um dos critérios de distinção entre essas classes é o tamanho das partículas; as partículas de uma suspensão têm tamanho grosseiro, de modo que podem ser vistas a olho nu. Uma solução verdadeira tem partículas com tamanho da ordem de íons ou moléculas e um sistema coloidal possui partículas com dimensões

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intermediárias entre as suspensões e as soluções verdadeiras. Desse modo, cada uma dessas classes apresenta fenômenos próprios que as particularizam. Nas soluções verdadeiras não ocorre deposição de partículas como nas suspensões, nem dispersão da luz (efeito Tyndall) como nos sistemas coloidais.

Os maiores e melhores exemplos de soluções são a águas do mar (isenta de partículas), o ar (livre de fuligem e outros poluentes) e os fluídos biológicos como o plasma sanguíneo. Desta forma, há a necessidade, pela utilidade e importância de se estudar as soluções verdadeiras. Quaisquer associações dos três tipos de estado da matéria podem constituir uma solução verdadeira. Para melhor compreensão do sistema, costuma-se dividir uma solução em soluto e solvente; entretanto, não existe rigor na designação de qual substância é o soluto e qual é o solvente, uma vez que ambos estão dispersos entre si. É comum aceitar que o componente de maior quantidade é o solvente. O quadro a seguir mostra o exemplo de cada um dos nove tipos possíveis de soluções binárias (2 componentes):

TIPOS DE SOLUÇÕES EXEMPLOS1. Soluções Gasosas:

Gás dissolvido em gásLíquido dissolvido em gásSólido dissolvido em gás

Oxigênio dissolvido em nitrogênioClorofórmio dissolvido em nitrogênioGelo seco dissolvido em nitrogênio

2. Soluções Líquidas:Gás dissolvido em líquidoLíquido dissolvido em líquidoSólido dissolvido em líquido

Dióxido de carbono em águaÁlcool dissolvido em águaAçúcar dissolvido em água

3. Soluções Sólidas:Gás dissolvido em sólidoLíquido dissolvido em sólidoSólido dissolvido em sólido

Nitrogênio dissolvido em paládioMercúrio dissolvido em ouroCobre dissolvido em níquel

Como o preparo de uma solução envolve sempre a dissolução de uma substância em outra, é conveniente compreender alguns aspectos do processo e das forças que nele ocorrem. A dispersão (mistura) de uma substância em outra altera a organização dos íons ou das moléculas que constituem o soluto e o solvente porque modifica as forças que mantém coesas as partículas. A dissolução é um fenômeno que resulta do equilíbrio de forças soluto-solvente comparativamente às forças soluto-solvente e solvente-soluto. Disso resulta a regra geral “semelhante dissolve semelhante”, isto é, um solvente dissolverá um soluto se eles tiverem estruturas que apresentem o mesmo tipo de interação entre os íons ou moléculas. Solventes polares dissolvem solutos polares, enquanto que solventes não polares dissolvem solutos não polares. Como em toda regra, observam-se exceções a essa afirmação, o que demonstra que durante a dissolução outros fatores interferem decisivamente, tais como forças intermoleculares resultantes de pontes de hidrogênio, momento dipolar, constante dielétrica entre outras.

A solubilidade de um soluto em um certo solvente é definida como a concentração daquele soluto em sua solução saturada. Uma solução é dita saturada quando está em equilíbrio com excesso de soluto, ou seja, não é possível dissolver mais soluto naquela quantidade de solvente sem mudar as condições de temperatura e pressão. A partir da solução saturada é possível definir solução não saturada que é aquela que tem concentração do soluto menor que uma solução saturada; solução supersaturada é aquela que tem concentração do soluto maior que uma solução saturada.

As proporções relativas em que às substâncias se dissolvem uma nas outras são abordados de diversos modos chamados “unidades de concentrações” e as mais comuns são:

2.1. Percentagem: É a relação que expressa uma certa quantidade de soluto para 100 partes de uma solução. Existem 3 tipos de percentagem:

a) Percentagem peso/volume: É o número de gramas do soluto existentes em 100mL de solução. Por exemplo: uma solução aquosa de NaOH a 10% p/v contém 10g de soluto (NaOH) para cada 100mL de solução (NaOH + H2O).

b) Percentagem peso/peso: É o número de gramas de soluto existentes em 100g da solução. Por exemplo: para preparar uma solução aquosa de glicose a 5% p/p é necessário 5g de soluto para 95g de H2O.

c) Percentagem volume/volume: É a quantidade de mililitros do soluto existente em 100mL de solução. Por exemplo: o álcool a 96% é uma solução que contém 96mL de álcool para cada 100mL de solução ou 96mL de álcool em 4mL de H2O.

2.2. Título: Entende-se que “solução titular” é toda solução de concentração conhecida. Entretanto, existe o hábito de chamar “título”, a concentração quando expressa em gramas do soluto por litro de solução, assim:

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Obs. A percentagem e o título são chamados “unidades físicas” porque independem da natureza do soluto.

2.3. Fração Molar: É a relação entre o número de moles de um componente pelo número de moles total da mistura. O valor de um mol é o peso molecular da substância expresso em gramas e o número de moles é obtido dividindo-se a massa da substância em questão pelo valor de seu respectivo mol. Por exemplo: seja uma solução formada por 500g de benzeno e 500g de tolueno; neste caso, 1mol de C6H6 (benzeno) é 78g e 1mol de C7H8 (tolueno) é 92g, logo existem na solução:

Pela definição, podemos afirmar:

2.4. Molaridade: É a relação que expressa o número de moles do soluto existente em 1 litro de solução.

M

n de moles do soluto

volume da solucao L

o

~ , onde n de molesmassa do soluto

peso molecularo

2.5. Normalidade: É a relação entre o número de equivalente-grama do soluto existente em 1 litro de solução.

Equivalente-grama de uma substância é o equivalente químico expresso em gramas. Essa definição está fundamentada na equivalência entre a massa da substância e 8g de oxigênio. Costuma-se utilizar algumas regras práticas para o cálculo do equivalente-grama, as quais serão apresentadas pelo professor na parte teórica sobre este assunto.

2.6. Molalidade: É o número de moles do soluto dissolvido em 1Kg de solvente puro.

Após conhecer as principais características das soluções e as unidades de concentrações, é necessário que o aluno saiba prepará-las. Por isso, a parte experimental será a oportunidade de manusear as fórmulas aqui apresentadas e os passos que levam ao preparo de algumas soluções.

As soluções selecionadas deverão ser utilizadas posteriormente pelos alunos, mostrando assim, a continuidade do processo e forçando o cuidado no seu preparo, visto que serão matérias-primas para outro trabalho.

3. PARTE EXPERIMENTALO preparo de soluções constitui uma das etapas preliminares do trabalho em laboratório,

dele dependem as evoluções de umas análises e as precisões dos resultados, sendo assim, é

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necessário atentar para as pesagens e aferições sem negligenciar sobre a simplicidade do processo.

3.1. Preparo e padronização de 100 mL de solução de HCl 1N

1. Efetue os cálculos para determinação do volume de HCl concentrado com a pureza e densidade apresentados no rótulo que devem ser diluídos para 100 mL de solução a 1N.

2. Proceda a diluição atentando para os cuidados necessários: transferir, com auxílio do funil, o volume de ácido sobre certo volume de água até a marca de aferição. Homogeneizar a solução.

3. Padronização da solução de HCl com Na2CO3 (O professor explicará as razões pelas quais a solução de HCl deve ser padronizada).

a) Você recebe do professor um recipiente que contém Na2CO3 dessecado e frio; efetue então a pesagem de exatamente O,6 a O,7g desse material em erlenmeyer de 125 mL e dilua em 25mL de água destilada. Anote precisamente a massa de Na2CO3 utilizada.

b) Prepare uma bureta, conforme foi ensinado, usando a solução de HC l que vai ser padronizada.

c) Adicione 2 a 3 gotas de alaranjado de metila na solução de erlenmeyer, ajuste sob a bureta, adapte em fundo branco e proceda a titulação conforme pode ser visto na figura 1. Feche a torneira da bureta à primeira mudança de coloração que a solução do erlenmeyer apresentar.

d) Aqueça levemente a solução, observe se há mudança de coloração, caso positivo, complete a titulação.

e) Repita as etapas a, b, c e d mais de uma vez.f) Encontre o volume médio do HCl e efetue os cálculos para a determinação do “fator

volumétrico” que corrige a concentração aproximada do HCl. O professor vai auxiliar nesta tarefa mostrando como proceder ao cálculo e esclarecendo as passagens que você observou.

Obs. Armazenar em um frasco adequado a solução de HCl preparada e lavar a vidraria utilizada.

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FIGURA 1. Esquema de uma titulação.

3.2. Preparação de 100mL de solução de CuSO4.5H2O 0,5 N1. Faça o cálculo da massa de CuSO4.5H2O necessário para preparar 100mL de solução a

0,5 N.2. Pese a massa encontrada em béquer de 100mL.

3. Dissolva o CuSO4 em pequenos volumes de água destilada e transfira, com auxílio de funil, para um balão volumétrico de 100mL. Lave o funil para evitar perdas de massa de soluto.

4. Complete o volume para a marca de aferição do balão volumétrico e faça a homogeneização da solução.

Transfira para um frasco de armazenamento e lave a vidraria utilizada.3.3. Determinação da concentração de uma solução de cloreto de sódio

1. Pesar uma cápsula de porcelana seca. Anotar a sua massa.2. Medir 5mL de uma solução de NaCl usando uma pipeta volumétrica transferir para a

cápsula.3. Levar a cápsula ao banho-maria até quase secura.4. Remover a cápsula do banho-maria, secar o fundo da cápsula de porcelana e levá-la a

uma estufa a 110-150 ºC até secagem completa.5. Deixar esfriar por 10 minutos.6. Pesar a cápsula.7. Questões:a) Calcular a massa de NaCl após secagem.b) Calcular a concentração da solução de NaCl em porcentagem.

c) Calcular a concentração em molaridade e normalidade.

Obs. Esta prática pode ser colocada em andamento enquanto acontece a realização das práticas 3.1 e 3.2 da apostila.

4ª AULA PRÁTICA: REAÇÕES QUÍMICAS

1. OBJETIVOS- Caracterizar um fenômeno químico.- Distinguir os tipos de reações químicas.- Reconhecer quando se processou uma reação química.

2. INTRODUÇÃOUma reação química é o fenômeno que permite um novo arranjo dos átomos para

formarem substâncias diferentes dos reagentes. O aparecimento de uma nova substância com propriedades diferentes é uma indicação de que ocorreu uma reação química. Podemos observar variação de cor, formação de gases ou formação de produtos com diferentes solubilidades, como prova de transformações que ocorrem durante as reações. Além disso, é necessário considerar a quantidade de energia envolvida na reação. Uma reação que libera energia sob a forma de calor chama-se exotérmica e a reação onde ocorre absorção de energia sob forma de calor é dita endotérmica.

O reconhecimento da reatividade química relativa dos elementos é útil para predizer o comportamento de algumas reações químicas. A série de reatividade relaciona os metais de acordo com suas reatividades químicas. A ordem do quadro 2 abaixo corresponde a facilidade com que os elementos são oxidados, ou seja, com que perdem elétrons. Os princípios gerais para utilização da série de reatividade são os seguintes:

a) A reatividade dos metais diminui da extremidade superior para a inferior, na série;b) O metal em seu estado elementar pode deslocar da solução todos os íons metálicos que

estão abaixo dele na série;c) Os metais no estado elementar, acima do hidrogênio, reagem com ácidos em soluções

liberando H2(g).d) Os metais no estado elementar, abaixo do hidrogênio, não liberam H2 ou O2 dos ácidos.e) Condições como temperatura e concentração podem afetar a posição relativa de alguns

elementos.

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Uma reação pode ocorrer quando se mistura duas soluções e há a formação de uma substância pouco solúvel, pois esta tende a precipitar, separando-se da solução. O quadro 1 de solubilidade nos permite prever quais os íons que, em solução aquosa, combinam-se para formar um precipitado de um composto pouco solúvel. A formação de gases leva também a caracterização de uma transformação química.

Uma comparação das forças relativas dos agentes oxidantes e redutores permitem-nos prever quando certas espécies iônicas em solução sofrem uma reação de oxi-redução.

Uma reação química pode ocorrer também mediante a ação de um agente físico como: calor, eletricidade e luz, o que leva a decomposição da substância com a formação de outros produtos.

Finalmente, um outro aspecto é que certas substâncias quando colocadas em contato e em condições especiais reagem produzindo então, uma terceira substância cujo estágio de energia é menor que a dos reagentes.

Os fatores expostos acima são fundamentos do que se entende como os cinco principais tipos de reações químicas. Assim, a ordem de reatividade determina como será a reação de simples troca ou deslocamento; os valores de solubilidade das substâncias conduzem as reações de dupla troca; as forças relativas dos potenciais de oxidação determinam os agentes redutores e oxidantes numa reação de oxi-redução; um determinado agente físico atuando sobre uma substância pode conduzir a uma reação de decomposição ou análise e o alcance de um estado de energia mais baixo pode determinar a ocorrência de uma reação de síntese.

A seguir, serão apresentadas reações que procuram evidenciar a ocorrência dos fatores citados. O aluno deverá estar atento às mudanças que acontecerão nos sistema estudado, tentando identificá-las com o que lhe foi apresentado na parte teórica.

Ao final de cada reação, deverá haver, ainda, explicações adicionais dadas pelo professor, que poderá completar ou retificar as observações do aluno.

Observações:- Ao terminar de utilizar qualquer frasco de reagente, favor fechá-lo perfeitamente para evitar vazamentos;- Os reagentes que, por acaso, não estiverem na bancada, serão encontrados na capela;- Evite utilizar reagentes estoques, pois todos os reagentes necessários ao experimento estão na

bancada e em frascos adequados.- Ao terminar a prática, favor deixar os reagentes na bancada destinada ao experimento e lavar os

tubos de ensaio.3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1. Reações de Deslocamento ou Simples Troca1. Reagentes: Zinco e Ácido Clorídricoa) Colocar em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de zinco em pó;b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 1M de HCl (1mL 20 gotas);c) Descreva o que observou;d) Qual a equação química do processo?

2. Reagentes: Ferro e Sulfato de Cobrea) Colocar em um tubo de ensaio uma pequena porção de ferro em pó;b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 0,5M de sulfato de cobre;c) Descreva o que observou;d) Qual a equação química do processo?

3. Reagentes: Magnésio e Ácido Sulfúricoa) Colocar, em um tubo de ensaio, uma pequena fita de magnésio;b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 1M de H2SO4;c) Descreva o que observou;d) Qual a equação química do processo?

4. Reagentes: Cobre e Ácido Clorídricoa) Colocar, em um tubo de ensaio, um pouco de cobre em pó;b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 1M de HCl;c) Descreva o que observou;d) Explicar o porquê de suas observações.

3.2. Reações de Dupla Troca1. Reagentes: Nitrato de Magnésio e Hidróxido de Sódioa) Colocar em um tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1M de Mg(NO3)2;b) Adicionar, gota a gota, solução 0,5M de NaOH;c) Descreva o que observou;

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d) Descreva a equação química do processo.

2. Reagentes: Nitrato de Magnésio e Sulfato de Sódioa) Colocar, em tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1M de Mg(NO3)2;b) Adicionar, gota a gota, solução 0,1N de Na2SO4;c) Descreva o que observou;d) Explique o porquê de suas observações.

3. Reagentes: Carbonato de Cálcio e Ácido Clorídricoa) Colocar, em tubo de ensaio, um pouco de CaCO3 sólido;b) Adicionar gota a gota solução 1M de HCl;c) Descreva o que observou;d) Escreva a equação química do processo.

4. Reagentes: Cloreto de Bário e Ácido Sulfúrico. a) Colocar, em tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1M de BaCl2;

b) Adicionar, gota a gota, solução 1:1 de ácido sulfúrico comercial;c) Descreva o que observou;d) Escreva a equação química do processo.

3.3. Reações de Oxidação – Redução1. Reagentes: Iodeto de Potássio, Cloreto Férrico e Tetracloreto de Carbono ou Clorofórmio.a) Colocar, em tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1M de KI em 1mL de água destilada;b) Adicionar 20 gotas de solução 0,1M de FeCl3;c) Adicionar 5 mL de CCl4 e agitar vigorosamente;d) Descrever o que observou;e) Qual a equação química do processo?

2. Reagentes: Iodeto de Potássio, Dicromato de Potássio, Ácido Sulfúrico e Clorofórmio.a) Colocar, em um tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1M de KI;b) Adicionar 5 gotas de solução 0,1M de K2Cr2O7;c) Adicionar 3 gotas de H2SO4 concentrado;d) Colocar 5mL de CHCl3 e agitar vigorosamente;e) Anotar o que observou;f) Escrever a equação química do processo.

3. Reagentes: Água Oxigenada na presença de Bióxido de Manganês.a) Colocar, em um tubo de ensaio, 5mL de H2O2 a 20 volumes;b) Adicionar cerca de 0,5g (uma ponta de espátula) de MnO2;c) Prender o tubo de ensaio em um suporte ou em uma pinça de madeira;d) Observar a reação. Ao perceber a evolução de gás no tubo, colocar um palito de fósforo, em brasa, na boca do tubo. Tente apagar e reacender várias vezes o palito;e) Descreva o que observou;f) O que significa H2O2 a 20 volumes?g) Escreva a equação química que representa esta reação.

3.4. Reações Endotérmicas e Exotérmicas1. Reagentes: Cloreto de Amônio e Hidróxido de Sódio.a) Colocar, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de NH4Cl sólido;b) Adicionar 2mL de solução 1N de hidróxido de sódio;c) Observe a evolução da reação. Procure sentir a temperatura do tubo de ensaio. Descreva o que aconteceu;d) Escreva a equação química do processo.

2. Reagentes: Cobre sólido e Ácido Nítrico concentrado.a) Colocar, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de Cu0 (sólido);b) Adicionar 2mL de HNO3 concentrado;c) Observe a evolução da reação. Procure sentir a temperatura do tubo de ensaio. Descreva o que aconteceu;d) Escreva a equação química do processo.

3.5. Reação de Decomposição1. Reagentes: Clorato de Potássio na presença de Bióxido de Manganês.a) Colocar, em um tubo de ensaio, pequena quantidade de KClO3 sólido;b) Adicionar MnO2 também em pequena quantidade;c) Levar ao bico de Bunsen até que comece a liberação de gás (oxigênio gasoso);

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d) Testar um palito de fósforo recém apagado.

QUADRO 01. Solubilidade em H2O.Ânions Regras ExceçõesNO3

-, NO2-, H3C-COO- (acetato) Solúveis -x-x-x-x-x-x-

Cl-, Br-, I- Solúveis Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+

SO42- Solúveis Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb+, Ag+, Hg2

2+

S2- Insolúveis H+, NH4+, Be2+, alcalinos e alcalinos terrosos

OH- Insolúveis H+, NH4+, Sr2+, Ba2+ e alcalinos

PO43-, CO3

2-, SO32- Insolúveis H+, NH4

+ e alcalinosOutros ânions Insolúveis H+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4

+

QUADRO 02. Potenciais padrões de redução (a 25ºC).Reações de meia - célula E0 (em Volts)Li + + é Li0 -3,05K+ + e- K0 -2,925Ba2+ + 2e- Ba0 -2,91Ca2+ + 2e- Ca0 -2,76Na+ + e- Na0 -2,713Ce3+ + 3e- Ce0 -2,48Mg2+ + 2e- Mg0 -2,371/2H2(g) + e- H- -2,25Al3+ + 3e- Al0 -1,66V2+ + 2e- V0 -1,19Mn2+ + 2e- Mn0 -1,18Zn2+ + 2e- Zn0 -0,763Cr3+ + 3e- Cr0 -0,74Fe2+ + 2e- Fe0 -0,440

Cr3+ + e- Cr2+ -0,41Cd2+ + 2e- Cd0 -0,402Ni2+ + 2e- Ni0 -0,23Sn2+ + 2e- Sn0 -0,14Pb2+ + 2e- Pb0 -0,126

2H+ + 2e- H2 0.00

Sn4+ + 2e- Sn2+ +0,15Cu2+ + e- Cu+ +0,15AgCl + e- Ag0 + Cl- +0,2224Hg2Cl2 + 2e- 2Hg0 + 2Cl- +0,2780Cu2+ + 2e- Cu0 +0,337Fe(CN)6

3- + 2é Fe(CN)64- +0,356

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O2 + 2H2O + 4e- OH- +0,401Cu+ + e- Cu0 +0,52I2 + 2e- 2I- +0,536Fe3+ + e- Fe2+ +0,771

Hg22+ + 2e- 2Hg +0,792

Ag+ + e- Ag0 +0,7994Br2( l ) + 2e- 2Br- +1,087O2 + 4H+ + 4e- 2H2O +1,229Cr2O7

2- + 14H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O +1,33Cl2 + 2e- 2Cl- +1,359Au3+ + 3e- Au0 +1,50Mn3+ + e- Mn2+ +1,51MnO- + 4H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O +1,51Ce4+ + e- Ce3+ +1,66Au+ + e- Au0 +1,69MnO4

- + 4H+ + 3e- MnO2 + 2H2O +2,65F2 + 2e- 2F- +2,65

5ª AULA PRÁTICA: GASES - LEI DE BOYLE - MARIOTE E DA DIFUSÃO GASOSA

1. OBJETIVOS GERAIS:

- Verificar experimentalmente e Lei de Boyle - Mariote para os gases;- Verificar experimentalmente a Lei da Difusão Gasosa (Lei de Graham).

2. OBJETIVOS COMPORTAMENTAIS:

Ao término desta aula prática, após a execução das experiências e discussão com o professor, o aluno deverá ser capaz de:

- Citar pelo menos duas características do estado gasoso;- Reconhecer todas as variáveis de estado;- Enunciar a Lei de Boyle - Mariote;- Mostrar a partir da equação geral dos gases ideais, que se T = Cte, então. P1 V1 = P2V2 = PnVn = Cte;- Conceituar fisicamente o fenômeno da Difusão Gasosa;- Citar oralmente e/ou por escrito:a) Dois postulados básicos da teoria cinética da matéria;b) Quatro hipóteses sobre as quais se baseia a teoria cinética dos gases;- Enunciar a Lei de Graham;- Mostrar, considerando as hipóteses acima, que dados dois gases distintos A e B tem-se o

seguinte: , onde... MA e MB são respectivamente, as massas moleculares

dos gases A e B.

3. PARTE EXPERIMENTAL:

Experimento 01:

Princípio do Método: Lei de Boyle - Mariote:Uma propriedade característica dos gases é sua grande compressibilidade. Este

comportamento é descrito quantitativamente pela Lei de Boyle Mariote (1662), a qual estabelece que “À TEMPERATURA CONSTANTE, UMA DETERMINADA MASSA DE GÁS OCUPA UM VOLUME INVERSAMENTE PROPORCIONAL À PRESSÃO EXERCIDA SOBRE ELE”. Logo, se a pressão for duplicada, o volume diminui até a metade e vice-versa. A Lei de Boyle - Mariote pode ser representada por um gráfico pressão - volume ou P - V. A curva é uma hipérbole, cuja equação PV = constante ou

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V = .

A relação inversa entre o volume ocupado por um gás e a pressão exercida sobre o gás é expressa pela Lei de Boyle - Mariote. Esta relação pode ser demonstrada de uma maneira simples, utilizando um dispositivo como o da figura 1.

4. MATERIAL UTILIZADO:- Mercúrio metálico;- Tubo em “J”(figura 1).

Procedimento:- Colocar o mercúrio metálico no lado do “J” não obstruído até atingir a parte ortogonal no

lado obstruído;- Ler os valores de B e C, em mm;- Repita a adição de mercúrio, item 1, dez vezes, registrando os valores de B e C em cada

repetição.

Observações:- A pressão do gás aprisionado é a soma da pressão atmosférica (em mmHg) e a altura D(C

- B);- O volume do gás aprisionado é o comprimento (V) do tubo acima do mercúrio, são

proporcionais; portanto, o comprimento V pode ser utilizado no lugar do volume;- Deve-se utilizar bastante mercúrio em cada experiência, de maneira que o nível suba de 3

a 4 cm de cada vez;- Os dados observados nas experiências devem ser colocados na tabela abaixo, onde: A: é uma medida fixa, que corresponde ao comprimento do tubo no lado obstruído;B: altura do Hg no lado obstruído;C: altura do Hg no lado não obstruído;V: A - B;D: pressão exercida pelo Hg ( C - B );P: pressão do gás; P = P (atm)+ PHg ; PHg = D

A B C( B + D ) V ( A - B ) D P P x V12345678910

Experimento 2 :

- Princípio do método: Difusão Gasosa.

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A lei de difusão gasosa de Graham estabelece que a velocidade de difusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada do seu peso molecular. Em termos gerais, isto significa que moléculas pesadas movem-se mais lentamente do que as mais leves se ambas estiverem na mesma temperatura. Esta experiência consiste em liberar gás amônia colocado em um dos terminais de um tubo de vidro e cloreto de hidrogênio gasoso no outro terminal, conforme a figura (2) e medir tempos e/ ou espaços percorridos no momento que os gases se encontram. O encontro dos gases será indicado pela formação de um anel branco, de cloreto de amônio sólido dentro do tubo de vidro.

Material e Reagentes:- Tubo de vidro- HCl conc.- NH4 OH conc.

Procedimento:- Colocar HCl conc. e NH4OH conc. Nos terminais do tubo mostrado pela figura 2 (se

preferir dar um pequeno aquecimento para aumentar a quantidade dos dois gases). Abrir as torneiras que permite a entrada dos gases no tubo ao mesmo tempo.

Resultados:Tempo de difusão em segundos..............................................................................Distância percorrida pelo NH3................................................................................Distância percorrida pelo HCl ................................................................................

Calcular a razão entre os pesos moleculares dos dois gases, usando as distâncias percorridas por eles no tubo.

Questões:

1 - O que se poderia esperar para o tempo em que o NH4 Cl se formará se a temperatura for muito maior à temperatura ambiente?

2 - Se a razão entre os pesos moleculares dos gases A e B for 2:1, qual a distância do anel de NH4 Cl para o terminal A?

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6a AULA PRÁTICA: EQUILÍBRIO QUÍMICO

I - OBJETIVOS

a) Conceituar estado de equilíbrio de uma reação química,b) Comprovar experimentalmente o “Principio de Le Chatelier”

II - INTRODUÇÃOA maior parte das reações químicas observadas em laboratório parecem ter-se completado, isto é, todos os reagentes parecem que se transformaram em produtos. Na realidade, as reações químicas são reversíveis. Conseqüentemente, haverá condições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Por exemplo, consideremos a decomposição térmica

do carbonato de cálcio:CaCO3(S) CaO(S) + CO2(g) ( 1 )

Quando esta reação é realizada num recipiente aberto que permite a eliminação de CO2, há uma total conversão do CaCO3 em CaO. Por outro lado sabe-se que o CaO reage com CO2 , e se a pressão deste último for suficientemente alta, o óxido poderá ser inteiramente convertido em carbonato :

CaO(S) + CO2(g) CaCO3(S) ( 2 )A reação (2) é o inverso da reação (1). Assim, devemos considerar as reações (1) e (2)

como processos químicos reversíveis, que se indica com a seguinte notação:

CaCO3(S) CaO(S) + CO2(g) ( 3 )Quando se tem CaCO3, puro num frasco fechado, ele começa a se decompor de acordo com

a reação (1). À medida que o CO2 se acumula, sua pressão aumenta, e finalmente a reação (2) começa a ocorrer numa velocidade perceptível que aumenta à medida que se eleva a pressão de CO2. Por fim, as velocidades da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a pressão do dióxido de carbono permanece constante. O sistema atingiu o equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio.

O estado de equilíbrio é caracterizado por quatro aspectos importantes. A primeira característica do estado de equilíbrio é ser dinâmico - trata-se de uma situação permanente mantida pela igualdade das velocidades de duas reações químicas opostas. Isto é, quando o sistema formado por CaCO3 , CaO e CO2 atinge o equilíbrio com relação à reação ( 3 ), dizemos que o CaCO3 continua a ser convertido em CaO e CO2 e que o CO2 e o CaO continuam a formar CaCO3.

A segunda característica do equilíbrio é que o sistema caminha espontaneamente em direção a um estado de equilíbrio. Um sistema desloca-se do equilíbrio somente por uma perturbação externa. Há uma regra geral, denominada principio de Le Chatelier que é utilizada para analisar rapidamente o efeito das perturbações sobre os equilíbrios químicos. Segundo este princípio, se o estado de equilíbrio for perturbado por alguma mudança em seu ambiente tal como alteração na temperatura, na pressão ou na concentração das espécies químicas participantes, o sistema reagirá de modo a restaurar o equilíbrio. A terceira generalização sobre o equilíbrio é que a natureza e as propriedades de um estado de equilíbrio serão as mesmas independentemente de como ele tenha sido atingido. A quarta generalização é que a condição de um sistema em equilíbrio representa um meio termo entre duas tendências opostas: uma propensão das moléculas para assumir o estado de mais baixa energia e o impulso em direção ao caos molecular ou entropia máxima.

A medida da extensão de uma reação química vem dada pelo valor da Constante de Equilíbrio, K.

Para uma reação cuja forma geral é:

aA + bB cC + dDa expressão da constante de equilíbrio é dada por :

K = [C]c[D]d / [A]a[C]c ( 4 )Na expressão da constante de equilíbrio as concentrações dos produtos da reação, cada

uma elevada a uma potência igual ao seu coeficiente estequiométrico, na reação química, aparecem no numerador e as concentrações dos reagentes, também elevadas aos seus coeficientes estequiométricos aparecem no denominador. Entretanto a equação (4) só é válida se estivermos tratando com substâncias que sejam gases ideais ou solutos que obedeçam a lei das soluções ideais. Deve-se observar que na expressão da constante de equilíbrio aparecem

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apenas as concentrações das substâncias que estão no estado gasoso ou em solução (concentração variável), enquanto que sólidos ou líquidos puros, cujas concentrações são “invariáveis” não aparecem na expressão da constante de equilíbrio. Também para substâncias no estado gasoso pode-se utilizar a pressão ao invés da concentração uma vez que estas duas variáveis são proporcionais. As expressões das constantes de equilíbrio para as reações:

CaCO3(S) CaO(S) + CO2(g)

e

Cu2(aq) + Zn(S) Cu(S) + Zn2

São respectivamente:K = [CO2] ou Kp = PCO2

eK = [Zn2 ] [Cu2 ]

III - PARTE EXPERIMENTAL

O trabalho experimental desta aula prática pretende mostrar o efeito da variação das concentrações das substâncias participantes da reação e da temperatura sobre o equilíbrio.EXPERIMENTO I

1. Coloque duas gotas de solução de tiocianato de potássio (KSCN) em um tubo de ensaio;2. Acrescente duas gotas de solução de nitrato férrico (Fe(NO 3 )2);3. Adicione água destilada até quase encher o tubo de ensaio;4. Utilizando outro tubo de ensaio, homogenize a solução passando a mesma de um tubo para

o outro por 3 a 4 vezes;5. Divida a solução em quatro partes iguais em tubos de ensaio de mesmo diâmetro e numere

estes tubos;6. Reserve o tubo nº 1 que será usado como referência (para comparar a intensidade da

coloração)7. Adicione 3 gotas de solução de tiocianato de potássio ao tubo nº 2 e observe a coloração.

Compare com o tubo padrão (nº. 1)8. Adicione 3 gotas de solução de nitrato férrico ao tubo nº 3 e observe a coloração. Compare

com o tubo padrão9. Adicione 6 gotas de solução de nitrato de potássio (KNO3) ao tubo nº 4. Observe a coloração

e compare com o tubo padrão.10. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do

experimento e o princípio de Le Chatelier.EXPERIMENTO II

1. Coloque 1 mL de solução de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,1 M em um tubo de ensaio.2. Ao mesmo tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2 M;

aguarde um pouco e observe o que se forma3. Com uma espátula adicione um pouco de cloreto de amônio (NH4Cl) sólido ao tubo de

ensaio. Observe o que ocorre.4. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do

experimento e o princípio de Le Chatelier.EXPERIMENTO III

1. Coloque 1 mL de solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,5 N em um tubo de ensaio;2. Adicione 10 gotas de solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl)3. Adicione 5 mL de água destilada4. Aqueça, o tubo de ensaio com a mistura, em banho-maria ( 80 ºC) por cerca de 15

minutos e observe o que ocorre.5. Deixe o tubo de ensaio esfriar e observe o que ocorre.6. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do

experimento e o princípio de Le Chatelier.EXPERIMENTO IV

1. Coloque 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 M em um tubo de ensaio limpo. Acrescente 2 gotas de hidróxido de sódio 1 M. Acrescente, gota a gota, nitrato de bário (Ba(NO3)2) 0,1 M até perceber alguma alteração. Anote o resultado. Guarde este tubo de ensaio para a etapa 3.

2. Em outro tubo de ensaio limpo, adicione 10 gotas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 M. Acrescente 2 gotas de ácido clorídrico 1 M e, depois, 10 gotas de nitrato de bário 0,1 M. Observe o que ocorreu e anote o resultado. Guarde este tubo de ensaio para a etapa 4.

3. Anote suas observações a respeito das solubilidades relativas do cromato de bário (BaCrO4) e do dicromato de bário (BaCr2O7) de acordo com suas observações nas etapas (1) e (2).

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4. Ao tubo de ensaio da etapa (1), acrescente, gota a gota, HCl 1 M até notar alguma alteração. Anote suas observações.

5. Ao tubo de ensaio da etapa (2) acrescente, gota a gota, NaOH 1 M até notar alguma modificação. Anote suas observações.

6. Sugira uma maneira de inverter as alterações observadas nas etapas (3) e (4). Discuta com seu professor e tente fazê-la.

7. Coloque 10 gotas de K2Cr2O7 0,1 M em um tubo de ensaio e a mesma quantidade de K2CrO4

0,1 M em outro tubo de ensaio. Acrescente algumas gotas de Ba(NO3)2 0,1 M a cada um dos tubos de ensaio. Observe os resultados e anote-os.

Baseando-se em suas observações responda:1. O que você pode concluir a respeito da reação 2 CrO4

2(aq)

Cr2O7 2

(aq) e da influência que os íons H

(aq) exercem sobre ela? Balanceie essa equação acrescentando-lhe, no lado adequado, o número correto de íons H

(aq) e de moléculas H2O.2. O que você pode concluir a respeito da reação inversa Cr2O7

2(aq) 2 CrO4

2(aq) e da influência

que os íons hidróxido, OH(aq) exercem sobre ela? Balanceie essa equação acrescentando, no

lado adequado, o número correto de íons OH(aq) e de moléculas H2O.

3. A partir do que observou na etapa (6), o que você pode concluir a respeito das concentrações relativas de equilíbrio do íon CrO4

2(aq)

nas soluções 0,1 M de K2Cr2O7 e de K2CrO4 ?

4. Use as equações balanceadas obtidas nas perguntas 1 e 2 para explicar os resultados obtidos nas etapas ( 3 ), (4), e (5).

5. Recorrendo ao princípio de Le Chatelier, resuma os resultados obtidos a respeito do equilíbrio dos íons cromato e dicromato.

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7ª AULA PRÁTICA: ÁCIDOS E BASES

1. Objetivos:O aluno, após a exposição desta unidade e executada a parte experimental, deverá ser

capaz de:1. Dados o nome ou a fórmula de um composto ou íon e, quando necessário, uma indicação

de seu comportamento numa determinada reação, classificar a espécie como um ácido, uma base ou nenhum dos dois no sistema proposto por: Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis.

2. Identificar os membros de um par conjugado, de acordo com a definição de Bronsted-Lowry.

3. Calcular o pH de uma solução aquosa:a) De um ácido ou base forte, dados o nome ou a fórmula do soluto e sua concentração

molar;b) De um ácido ou base fraca, dados o nome ou a fórmula do composto e concentração

“nominal” da solução, a constante de ionização ou o grau de dissociação do ácido ou da base envolvidos;

c) Estimar qualitativamente as forças relativas de oxiácidos e da constante de ionização sucessivas de ácidos politrópicos.

4. Conceituar indicador ácido-base.5. Identificar o comportamento de ácidos e bases na presença de indicadores.6. Comparar qualitativamente a força dos ácidos.

2. Histórico:A natureza dos ácidos e das bases é um problema no quais os químicos há muito tempo,

tem dedicado atenção especial.Boyle foi um dos primeiros a evidenciar as propriedades através das quais se podem

reconhecer um ácido. Para o reconhecimento destas substâncias, o mesmo sugeriu que fossem adotados os seguintes critérios:

a) Ácidos dissolvem-se facilmente muitas substâncias;b) Ácidos mudam a cor de alguns corantes extraídos de plantas (ex. tornassol);c) Adição de bases a uma solução de uma substância ácida, resulta na perda das

propriedades ácidas desta substância.Lavoisier associou as características ácidas de uma substância com a presença do

elemento oxigênio na molécula da substância. Este reconhecimento foi abandonado a partir do momento em que Davy (1:10), demonstrou que soluções aquosas ácidas(ex. HCl) não continham em suas moléculas o oxigênio. Isso fez com que, ao invés do oxigênio como elemento essencial dos ácidos, fosse considerado o hidrogênio.

Dentre as várias teorias desenvolvidas em torno do assunto, destacam-se as teorias propostas por Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis.

3. Teoria de Arrhenius:A teoria de ionização desenvolvida por Arrhenius, levou o mesmo a definir um ácido como

sendo um composto capaz de liberar, em solução aquosa, um próton e uma base, como sendo capaz de liberar um íon hidróxido.

Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Arrhenius:

ÁcidosHNO aq H aq NO aq

HCOOH aq HCOO aq H aq3 3( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

BasesKOH aq OH aq K aq

Ca OH aq Ca aq OH aq

( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

2

2 2

Restrições feitas à Teoria de Arrhenius:1º - Compostos derivados da piridina(C5 H5 N), apesar de não apresentarem em suas

moléculas o íon hidróxido(OH-), apresentavam forte caráter básico;2º - Não conseguiu explicar a neutralização dos ácidos em solventes não aquosos.Isto levou os químicos a discordarem dessa teoria e a buscarem explicações mais profundas

a respeito da natureza dos ácidos e das bases.

4. Teoria de Bronsted-Lowry:Com o objetivo de aprofundar a explicação para a natureza de ácidos e bases, Bronsted -

Lowry formularam o seguinte conceito: Um ácido é uma espécie capaz de receber um próton.Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Bronsted - Lowry:

Méritos atribuídos ao conceito de Bronsted - Lowry1º - Desvinculou as definições de ácidos e bases de um determinado solvente;2º - Ampliou a aplicação dos termos a qualquer espécie, seja ela molecular ou iônica;

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3º - Quando o solvente é a água, pesquisas realizadas com cristais de ácidos perclórico hidratado (HClO4. H2O), demonstraram a inexistência de prótons livres em solução. A explicação para este fato é que o próton do ácido é transferido para a molécula do solvente, formando íon hidroxônio (H3O+), que representa um íon solvatado. Este raciocínio foi estendido a qualquer solvente. Logo, é mais realista não pensar em termos de uma dissociação (Arrhenius), mas sim, em termos de uma transferência do próton do ácido para o solvente. Conseqüentemente, o solvente por ter capacidade de receber próton, possui natureza básica. Isto sugere que um ácido somente pode agir como tal quando está em presença de uma espécie que pode receber o seu próton liberado.

A liberação de um próton por um ácido e a recepção deste por uma base, é ilustrada por:

HF H O H O F

HSO H O H O SO

NH OH H O NH

Acido Base Acido Base

2 3

3 2 3 32

4 2 3

1 2 2 1

Análise do primeiro exemplo dado:O ácido fluorídrico (HF) ,ao liberar seu próton, forma o íon fluoreto (F -), que apresenta forte

tendência em receber o próton de volta e, como tal, é uma base. Uma vez que a base difere do ácido apenas por um próton, os mesmos foram chamados por Bronsted de par conjugado Ácido - Base.

Se o ácido é forte, isso é devido à baixa tendência de sua base conjugada em receber o próton de volta, sendo, portanto, uma base fraca.

De modo inverso, temos: se o ácido é fraco, isso é devido a forte tendência de sua base conjugada em receber o próton de volta, sendo, portanto, uma base forte.

Obs. No estudo a ser desenvolvido por nós, a fim de não complicarmos as equações, usaremos ao invés do íon H3O+ (resultante da recepção do próton pelo solvente), o próton livre.

5. Teoria de Lewis:Um estudo acurado do conceito de ácido base desenvolvido por Bronsted-Lowry, feito por

Lewis, mostrou que esse conceito mantinha vinculado a presença do próton às espécies. Como explicar o comportamento ácido-base de algumas substâncias químicas que não

apresentavam em suas moléculas o responsável por essa espécie?Isto levou Lewis a considerar alguns critérios experimentais para formular um conceito mais

profundo para ácidos e bases.Segundo a experiência, temos:a) Neutralização: os ácidos e as bases interagem entre si, neutralizando-se;b) Influência sobre indicadores: os ácidos e as bases mudam a cor de indicadores,

mudança esta independente do solvente;c) Deslocamento: os ácidos e as bases podem ser classificados de acordo com a sua

força, baseando-se no fato de que o ácido mais forte desloca o mais fraco de seu respectivo sal. O mesmo raciocínio pode ser aplicado às bases.

d) Atividade catalítica: os ácidos e as bases freqüentemente têm ação catalítica.Lewis definiu um ácido como sendo um receptor de um par de elétrons e uma base, como

sendo um doador de um par de elétrons.Exemplos de ácidos e bases, segundo o conceito de Lewis:

Cl

Cl

B

Cl

H

N

H

H Cl

Cl

B

Cl

H

N

H

H :

H OH H OH

acido base

( ) ( )

Obs. Todos os ácidos de Bronsted-Lowry são ácidos de Lewis, mas nem todos os ácidos de Lewis são ácidos de Bronsted-Lowry.

6. Auto-Ionização da Água:

Seja a equação: H O H OH2

Percebe-se que a mesma amostra de água pura fornece quantidades iguais de prótons e íons hidróxidos. As quantidades de H+ e OH- resultantes da auto ionização da água, apesar de pequenas mensuráveis, a constante de equilíbrio de acordo com a lei de Guldberg-Waage, é dada por:

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KH OH

H OC

., . ( )

2

161 82 10 25

Onde [H2O] representa a concentração molar da água não ionizada.O valor da constante mostra que a água existe quase que exclusivamente na forma

molecular. Sabendo que um litro de água a 25ºC pesa 997g e que um mol de água equivale a 18,0g, a molaridade de um litro de água é 55,4M. Substituindo este valor na expressão da constante de equilíbrio, temos:

H OH KW . , .11 10 14 (a 25ºC); onde KW é denominado produto iônico da água e

seu valor é função de T, pH e pOH.Em soluções empregadas no laboratório, a concentração molar do íon hidrogênio é

freqüentemente pequena. Uma maneira simples de representar essa concentração é através do pH, definido como segue:

pHH

H

log log1

De modo análogo, definiremos o pOH:

pOHOH

OH

log log1

Relação entre pH e pOH:

Seja, H OH . 10 14 ; logaritimando esta expressão, temos:

log log . logH OH 14 10 , multiplicando-se por (-1), fica:

log logH OH 14

Agora, utilizando as equações de definição de pH e pOH, temos: pH + pOH = 14

7. Escala de pH:Quando a água ioniza-se, produz quantidades iguais de H+ e OH-, isso significa que:

H OH .Substituindo esta condição na expressão do produto iônico ( . )OH H 10 14 ,

temos: H 2 1410 e, conseqüentemente H 10 7 ou então, no caso do íon OH- , [OH-] = 10-7

; substituindo o valor da concentração de H+ na definição de pH, teremos para a água pura: pH =7.A ordenação dos valores de pH é chamada escala de pH; soluções nas quais:[H+] [OH-], são ditas soluções ácidas; pH 7.[H+] = [OH-], são ditas soluções neutras; pH = 7.[H+] [OH-], são ditas soluções alcalinas; pH 7.Abaixo, temos ilustrada a escala de pH, bem como o pH aproximado de alguns líquidos:

14

12Amoníaco de uso doméstico

BÁSICO10

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8

SangueNEUTRO 7

Urina6

Suco de laranjaÁCIDO 4

Suco de limão2

Suco gástrico

0

8. Grau de Ionização ()Definimos o grau de ionização de uma substância como sendo:

Ácido Forte e Base Forte:Definimos um ácido forte ou uma base forte, como sendo aquele ou aquela que, em

solução, apresenta um alto grau de ionização.A medida quantitativa da força de um ácido ou de uma base; é a sua constante de

ionização (k).Ácido Fraco e Base Fraca:Definimos um ácido ou uma base fraca, como sendo aquele ou aquela que, em solução

aquosa, tem um baixo grau de ionização.Seja a ionização dada a seguir: AH H A , aplicando a lei de Guldberg-Waage, temos

para a constante de ionização de um ácido fraco:

KH A

HAA

E, para a ionização de uma base fraca, temos: BOH OH B .

KOH B

BOHB

Obs. Podemos relacionar KA ou KB com o grau de ionização, através da fórmula:

KC

2

1( )

Bastando observar o seguinte:

KA H

AH

A H C

AH C

( )1

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Fazendo-se as devidas substituições, chega-se a fórmula: KC

2

1( ), onde:

C: concentração molar do ácido (ou da base) em questão;: constante de ionização (do ácido ou da base)k: constante de equilíbrio (Ka ou Kb)

EXERCÍCIOS PROPOSTOSO1 - Calcule o pH e o POH de:a) HClO4 0,1M R= a)1 e 13b) HClO4 0,020M b) 1,70 e 12,30c) NaOH 0,050M c) 1,30 e 12,70d) Ba(OH)2 0,0020M d) 11,60 e 2,402 - Qual o pH de uma solução de ácido hipocloroso (HClO) 0,020M; dado: Ka = 3,2x10 -8 R =4,6003 - Qual o pOH de uma solução de ácido fluorídrico 0,05M? dado: Ka = 6,9 x 10-14 R = 6,7704 - Qual o pH de uma solução de amoníaco (NH3) 0,05M? dado Kb = 1,8 x 10-5 R = 11,4805 - Qual a normalidade de uma solução de HCl, sabendo-se que são necessários 32,46 mL da mesma solução para neutralizar 14,26 mL de NaOH 0,271N. R = 0,119N06 - 0,5560g de óxido de cálcio impuro foram neutralizados exatamente por 17,85 mL de HCl 1,030N. Qual a percentagem de pureza CaO? R = 92,6%07 - Que volume de água destilada devemos adicionar a 200 mL de solução 2M de H2SO4 de modo que, 20 mL da solução resultante seja totalmente neutralizado por 25 mL de solução 0,2N de NaOH? R = 3000 mL ou 3 litros08 - Calcule a concentração do íon hidrogênio de uma solução que tem pH 4,25. R = 5,6 x 10-5

09 - Calcule o Ka do HCN, sabendo que o pH de uma solução 0,04M de HCN é 5,20. R = 1,0 x 10-9

10 - Calcule o Ka para as soluções dos seguintes ácidos, tendo os seguintes valores de pH:a) HCOOH 0,48M; pH = 2 R = 2,1 x 10-4

b) C6H5OH 1,0M; pH = 5 R = 1,0 x 10-10

c) CH3COOH 0,3M; pH = 2,35 R = 6,7 x 10-5 11 - Qual o valor de Ka para o HCN, sabendo-se que o HCN em solução 0,1M esta 0,006% ionizado. R = 3,6 x 10-10

a) Materiais e Reagentes- Tubos de ensaio - Estantes para tubos de ensaio- Becker de 250mL - Pinça metálica- Espátula - Funil comum- Solução de fenolftaleína - Solução de metilorange- Solução de hidróxido de sódio 1N: NaOH - Solução de hidróxido de amônio 1N: NH4OH- Solução de ácido clorídrico 1N: HCl - Solução de ácido fosfórico 1N: H3PO4

- Solução de ácido sulfúrico 1N: H2SO4 - Solução de ácido acético 1N: CH3COOH- Solução de ácido oxálico 1N: H2C2O4 - Papel tornassol azul e vermelho- Magnésio em fita ou em fio - Óxidos de bário (BaO) ou de cálcio(CaO)- Sódio metálico ou potássio metálico - Anidrido fosfórico: P2O5

- Solução de NaOH 1N padronizada - Vinagre comercial- Pipeta volumétrica de 25mL - Bureta de 25mL II - PROCEDIMENTO

1. Experiência 1 (comportamento de ácido e bases em presença de indicadores)1.1 - Numerar seis tubos de ensaio e colocá-los numa estante para tubos de ensaio, de

acordo com a ordem da tabela 1.1.2 - Adicionar cerca de 2 mL de cada uma das soluções ácidas ou básicas, de acordo com a

ordem da tabela 1.1.3 - Mergulhar a ponta do papel de tornassol azul nos tubos 1 e 2. Anotar na tabela.1.4 - Mergulhar a ponta do papel de tornassol vermelho nos tubos 1 e 2. Anotar na tabela.

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1.5 - Colocar 4 gotas dos respectivos indicadores nos tubos 3,4,5 e 6.Anotar na tabela.

TABELA 1

TUBOS SOLUÇÃO INDICADOR COLORAÇÃO

1 NaOHPapel de tornassol - azulPapel de tornassol - vermelho

2 HNO3

Papel de tornassol - azulPapel de tornassol - vermelho

3 CH3COOH Metilorange

4 NH4OH Metilorange

5 H2SO4 Fenolftaleína

6 NaOH Fenolftaleína

2 - EXPERIÊNCIA II 2.1 - Colocar com uma ponta de espátula uma pequena quantidade de óxido de bário ou

óxido de cálcio em um tubo de ensaio.2.2 - Acrescentar 4 mL de água destilada.Agitar e filtrar.2.3 - Adicionar 4 gotas de fenolftaleína após filtrado, agitar. Observar.Escrever a equação da reação entre óxido de bário e água.2.4 - Colocar 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio.2.5 - Adicionar pequena quantidade de anidrido fosfórico. Agitar2.6 - Adicionar 4 gotas de metilorange. Observar.Escrever a equação da reação entre o anidrido fosfórico e a água.

Experiência demonstrativa2.7 - Colocar cerca de 300 mL de água destilada em um becker de 600 mL.2.8 - Adicionar 4 gotas de fenolftaleína. Observar2.9 - Com auxílio de uma pinça metálica, acrescentar pequeno pedaço de sódio metálico

(queima com chama amarela) ou potássio metálico (queima com chama violeta) ao becker. Observar.

Qual a cor da coloração resultante? Por quê? Escreva a equação da reação entre o potássio com a água2.10 - Colocar 2 mL de solução obtida no item da experiência II.2.11 - Adicionar 2 mL de solução de ácido sulfúrico. Agitar. Observar.Escrever a equaçãoQual o produto insolúvel desta reação?

Questionário sobre a verificação experimental 1. Caracterizar o comportamento dos ácidos e das bases na presença dos indicadores

utilizados na experiência.2. Por que não se deve manipular o sódio metálico ou o potássio metálico diretamente com

as mãos?

Força dos ÁcidosNessa experiência poderemos diferenciar os ácidos através de sua força.1. Preparar os ácidos seguintes com concentração de 1N: HCl, H3PO4, H2SO4, CH3COOH e

H2C2O4.2. Colocar 50mL de um dos ácidos em um balão de fundo chato.3. Adicionar ao balão com ácido, 4 gramas de magnésio em fita(magnésio metálico),

enrolado em um pedaço de papel toalha e tapar imediatamente com a conexão própria para recolhimento do gás(pedir explicação ao professor).

4. Agitar até o magnésio começar a reagir com o ácido.5. Marcar o tempo de dois em dois minutos, observando o deslocamento da coluna d’água

no eudiômetro, até o término da reação.

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6. Repetir os itens 2 e 5 para os demais ácidos.7. Montar uma tabela, colocando os ácidos em ordem crescente de força, de acordo com o

volume de água deslocado no eudiômetro. Comparar com os valores teóricos de seus graus de ionização.

Determinação do Teor de Ácido Acético no Vinagre

Procedimento:1. Lavar cuidadosamente com água destilada a vidraria a ser utilizada nesta determinação;2. Pipetar e transferir para um erlenmeyer de 250mL, 25mL de vinagre comercial;3. Adicionar a este volume, 2 a 3 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína;4. Titular esta amostra com o auxílio de uma bureta contendo solução padronizada de

NaOH 1N até o aparecimento de uma coloração rósea persistente.

Resolver:1. Qual a reação ocorrida?2. No ponto de equivalência, a solução é ácida, básica ou neutra?3. Quantos equivalentes grama de NaOH foram gastos?4. Qual a massa de ácido acético utilizada?5. Qual o teor de ácido acético no vinagre?

8ª AULA PRÁTICA: PROPRIEDADES FÍSICAS

OBJETIVO GERAL:Determinar alguns dos parâmetros físicos utilizados na caracterização e identificação das substâncias.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS:1 - Determinar a densidade de sólidos pelos métodos mais comuns. 2 - Determinar pontos de fusão de substâncias, usando o método do tubo capilar e identificar um

composto orgânico sólido através do seu ponto de fusão.3 - Determinar o ponto de ebulição de um líquido através do processo destilação.4 - Utilizar a tabela de propriedades físicas na identificação de substâncias.

EXPERIMENTO 1:

Determinação da Densidade

A densidade (d) é uma propriedade intensiva que expressa a massa contida por unidade de volume de uma dada porção de matéria, portanto:

dm

vA densidade é uma propriedade física importante na caracterização, identificação e utilização das substâncias ou materiais. Muitos processos químicos, tais como fermentação de amidos e fabricação de ácidos, são controlados através da medida de densidade. Hoje, o teor de álcool hidratado utilizado como combustível é controlado nos postos de serviço pela densidade da mistura hidro-etanólica. Polímeros comerciais, como por exemplo, o polietileno, são caracterizados comercialmente através de suas densidades. As substâncias simples de muitos elementos químicos podem ser identificadas através dos seus valores de densidade.

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1.1 - Determinação da densidade de líquidosNeste experimento, o aluno utilizará dois métodos para a determinação da densidade de líquidos: o do picnômetro e do densímetro.

A. Material:Picnômetro, balança, papel toalha, proveta, densímetro, amostras de líquidos (acetona,

CCl4, CHCl3, hexano, acetato de etila, solução de NaOH conc., água ...).

B. Procedimento experimental

B.1. Pese um picnômetro limpo e seco. Coloque o líquido cuja densidade será determinada no picnômetro e, em seguida, coloque a tampa do picnômetro. O nível de líquido no capilar existente na tampa do picnômetro deve subir até atingir a parte superior da tampa. O excesso de líquido é retirado com papel toalha.

Em seguida, pese o picnômetro. Determine a densidade pela equação:

d = (peso picnômetro + amostra) - (peso do picnômetro vazio) (volume do picnômetro)

Repita esta operação e tire à média dos valores obtidos.

B.2. Adicione a uma proveta, a amostra de líquido de densidade desconhecida. Introduza o densímetro no líquido, espere até que cesse qualquer movimento no densímetro e leia a densidade diretamente da escala do densímetro.

Obs. 1: O volume da proveta e a quantidade de líquidos utilizados dependerão do tamanho do densímetro.

Obs. 2: Os líquidos deverão ser reaproveitados.Obs. 3: O aluno deverá determinar a densidade de dois líquidos, aplicando os métodos em

cada caso.

B.3. Compare os resultados obtidos através dos dois métodos.

1.2 - Determinação da densidade de um sólidoA densidade de um sólido será determinada através do método do volume deslocado por imersão em um líquido de um sólido de massa conhecida.Este método só poderá ser utilizado se o líquido não reagir quimicamente com o sólido e também se este não se dissolver no líquido. Além disso, a densidade do líquido deve ser menor que a do sólido, caso contrário este flutuará.

A. Material:

- Proveta, amostras sólidas maciças, balança.

B. Procedimento experimental: Pese as amostras sólidas. Coloque água destilada na proveta até aproximadamente a metade de sua capacidade total, anote este volume de água. A seguir introduza na proveta a amostra maciça previamente pesada. Para isto, incline a proveta, evitando perda de água ou mesmo a quebra da proveta. Através de leves batidas na lateral da proveta, faça com que quaisquer bolhas de ar eventualmente retidas nas paredes da amostra se desprendam. Anote o volume total (água e amostra). Retire o sólido da proveta. Repita a operação para as demais amostras sólidas. Calcule a densidade do sólido.Obs. 1: O volume da proveta utilizada será função do tamanho das amostras sólidas.Obs. 2: Após o uso, as amostras sólidas deverão ser secas e armazenadas.Sugestão: O aluno deve comparar os resultados obtidos experimentalmente para a densidade de líquidos e sólidos com os existentes na literatura com o auxílio de uma tabela de densidade existente no laboratório.

EXPERIMENTO 2 :Identificação de um composto orgânico sólido através de seu ponto de fusão.

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A temperatura na qual um sólido cristalino se funde, isto é, torna-se líquido, é denominada de ponto de fusão. À pressão de 1 atm, essa temperatura é conhecida como ponto normal de fusão.Os compostos orgânicos possuem na sua maioria, ligações covalentes. As forças de interação entre moléculas covalentes (polares ou apolares) são relativamente fracas, pois se caracterizam como forças de atração do tipo dipolo-dipolo ou do tipo London (dipolo instantâneo-dipolo instantâneo) como conseqüência da fraqueza dessas forças de interação, os compostos covalentes são, em geral, gases ou líquidos. Aqueles que se apresentam no estado sólido caracterizam-se por possuir pontos de fusão relativamente baixos (inferiores a 30ºC). Esse ponto de fusão é uma característica intrínseca de cada composto e, conseqüentemente, pode ser usado para identificá-lo.Por outro lado, compostos inorgânicos apresentam, em geral, pontos de fusão bem mais elevados (ver tabela 1), e que claramente demonstra a influência do tipo de interação entre as entidades (moléculas ou íons) que compõem um sólido: interações fracas nos compostos covalentes (de Van der Waals) e fortes nos compostos iônicos (interação entre cargas).

Tabela 1 : Valores dos pontos normais de fusão de alguns sólidos

O ponto de fusão pode ser usado também para avaliar o grau de pureza de um sólido, uma vez que, embora existam algumas exceções (misturas coletivas), um ponto de fusão bem definido (intervalo de fusão menor que 1ºC) é indicativo de grande pureza do composto.Um composto orgânico puro tem em geral um ponto de fusão definido; entretanto, a presença de pequenas quantidades de impurezas, usualmente faz com que a temperatura em que os cristais começam a fundir seja mais baixo que aquele do ponto de fusão do composto puro.

Nesta experiência, o ponto de fusão será determinado pelo aquecimento de uma pequena amostra da substância contida em um tubo capilar. O aquecimento será feito através de um banho líquido usando para isso um tubo de Thiéle, contendo glicerina e um bico de gás (ver figura 1). O braço lateral do tubo de Thiéle, onde o aquecimento da glicerina é feito com um bico de gás, faz com que se estabeleçam correntes de convecção e, portanto, que a glicerina ebule e aqueça a amostra contida no capilar.

Fig.1

TIPO DE COMPOSTO NOME FÓRMULA Pf (º C )Orgânico Acetanilida CH3CONHC6H5 114

Ácido Salicílico C7H6O3 159Ác. Acetilsalicílico (aspirina) C9H8O4 1351,3-Dinitrobenzeno C6H7N2O4 1351,4-Diclorobenzeno C6H14Cl2 53

Inorgânico Cloreto de Potássio KCl 770Cloreto de Sódio NaCl 801Sulfato de Sódio Na2SO4 884Sulfato de Potássio K2SO4 1069Cloreto de Ferro III FeCl3 306

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A. Material :Tubo de Thiéle, glicerina, bico de gás, tubo capilar, termômetro, amostra sólida (acetanilida, ácido salicílico ou ácido acetilsalicílico), almofariz, pistilo, anel de borracha, suporte universal, mufas, papel laminado e tubo de vidro.

B. Procedimento Experimental Feche uma das extremidades de três tubos capilares na chama de um bico de gás. Triture a amostra do sólido cujo ponto de fusão será determinado utilizando um pistilo e um almofariz. Transfira pequena quantidade da substância problema a um pedaço de papel laminado de modo que os cristais permaneçam num montículo e não se espalhem. A seguir, force a extremidade aberta do capilar sobre o montículo de substância e force a descida da substância no capilar, fazendo chocar-se em queda livre com a bancada dentro de um tubo de vidro. Esses procedimentos devem ser repetidos até que se consiga uma coluna de 2 mm do sólido no fundo do capilar. Prepare três capilares com a substância. Prenda o capilar contendo a substância ao termômetro, com o auxílio de um pequeno anel de borracha de modo a manter a parte superior do tubo capilar o mais próximo possível do bulbo do termômetro.A seguir, acople o conjunto capilar/termômetro a uma rolha de borracha adaptando-o ao tubo de Thiéle, que deve estar preso através da mufa ao suporte universal (ver figura 1).Atenção: O tubo de Thiéle não pode ficar totalmente vedado pela rolha, pois haveria aumento de pressão e possibilidade de explosão.No caso do primeiro dos três tubos, como o ponto de fusão é ainda desconhecido, aqueça rapidamente o banho e obtenha um valor aproximado do ponto de fusão.Para o segundo capilar, aqueça o banho rapidamente até uma temperatura de 0 a 15ºC inferior aquela obtida para o primeiro tubo capilar, a partir de então,aqueça o banho a uma tacha aproximada de 2 ºC por minuto, reduzindo para 1ºC/min quando estiver próximo do valor estimado até que o sólido se funda.Anote as temperaturas inicial e final do processo de fusão. Repita esse procedimento para terceiro capilar.Cesse o aquecimento, retire a rolha na qual o termômetro está encaixado; deixe escorrer a glicerina do banho e segure o termômetro com papel toalha. Enquanto o banho esfria, acople o outro tubo capilar ao termômetro e reencaixe a rolha ao tubo de Thiéle somente quando a temperatura do banho tiver diminuído, pelo menos até a metade da temperatura do ponto de fusão.Limpe e guarde o material utilizado.Para identificar o composto orgânico, compare o valor da temperatura de fusão obtido experimentalmente com os valores estabelecidos. Obs. 1: O controle da taxa de aquecimento é conseguido aproximando-se ou afastando-se o bico de gás do tubo de Thiéle.Obs. 2: As substâncias utilizadas na determinação do ponto de fusão não devem ser reaproveitadas.

EXPERIMENTO 3 :

Determinação do ponto de ebulição de um líquido puro.O ponto de ebulição (PE) de um líquido é a temperatura na qual este líquido entra em ebulição. Nesta temperatura, a pressão de vapor do líquido é igual à pressão atmosférica. Quando a pressão atmosférica for igual a 1 atm, tem-se o ponto normal de ebulição.Do mesmo modo que o ponto de fusão, o ponto de ebulição é uma característica intrínseca das substâncias e pode ser usado na identificação de substâncias como na avaliação de seus teores de pureza (um intervalo de ebulição de mais de 2ºC, significa que o líquido não está puro).O ponto de ebulição de um líquido será avaliado através da destilação simples.

A. Material : Aparelho de destilação simples, líquido cujo PE se quer determinar (acetato de etila, acetona, hexano, etc...), manta aquecedora, pedaço de grafite, funil.

B. Procedimento experimental :Monte o aparelho de destilação simples como mostrado em aulas anteriores. Inicie o processo.Verifique:

a) Se o termômetro está na direção da saída lateral do balão.b) Se foram colocados os pedaços de grafite.c) Se a água de refrigeração é suficientemente fria para que metade inferior do condensador

possa ser focada após o início da destilação.

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Quando iniciar a condensação no bulbo do termômetro, anote a temperatura. Verifique se ocorre aumento excessivo no intervalo de ebulição.Antes que todo o líquido vaporize, desligue o aquecimento e deixe o aparelho esfriar.

Compare o valor experimental com o encontrado na literatura.Obs. 1: Lembre-se que a presença de impurezas não voláteis num líquido, em geral, altera seu ponto de ebulição (Lei de Raoult).Obs. 2: Determinadas misturas de líquidos (misturas azeotrópicas) não podem ser totalmente separadas por destilação porque entram em ebulição à temperatura constante, como se fossem uma substância pura.

9ª AULA PRÁTICA: CALOR DE REAÇÃO – TERMOQUÍMICA

OBJETIVOS GERAIS:1 - Obter evidências experimentais dos calores de reação2 - Verificar experimentalmente a lei da atividade dos calores de reação (lei de Hess)OBJETIVOS COMPORTAMENTAIS:

Ao término desta aula prática, após executar as experiências e discuti-la com o professor o aluno deverá ser capaz de:1 - Dizer com palavras / ou por escrito o que vem a ser função de estado.2 - Definir com palavras ou através de uma expressão matemática as grandezas termodinâmicas E e H.3 - Dar o significado dos termos: reação endotérmica, reação exotérmica, caloria, calor específico, capacidade calorífica e capacidade calorífica molar.4 - Enunciar a lei da aditividade dos calores de reação.5 - Mostrar que: H = m.c. t

6 - Responder corretamente as questões propostas no final deste roteiro.

PRINCÍPIO DO MÉTODOQuando ocorrem reações químicas, há absorção ou liberação de energia. Estas

transformações refletem as diferenças entre as energias potenciais associadas às ligações nos reagentes e produtos. O calor liberado, ou absorvido, na reação entre quantidades conhecidas de substâncias pode ser determinado experimentalmente num aparelho chamado calorímetro.

Se uma reação é conduzida em um recipiente fechado, de volume fixo, o calor absorvido ou liberado, sob estas condições, é precisamente igual à variação na energia interna do sistema (E). Todavia, a maioria das transformações que são de interesse prático para nós, ocorrem em recipiente abertos e a pressão atmosférica essencialmente constante. Sob estas condições, o calor liberado ou absorvido pelo sistema é igual à variação de entalpia (H).

E e H são funções de estado e como tal independem do caminho da reação. É possível considerar qualquer transformação global como resultado de uma seqüência de reações químicas. O valor de H para o processo global é simplesmente a soma de todas as variações de entalpia que ocorrem ao longo do caminho (lei de Hess).

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Nesta experiência usar-se-á um erlenmeyer de 200 mL, como o frasco de reação e com simples calorímetro, para medir o calor da reação será usado para alterar a temperatura da solução aquosa e do frasco que a contém, e desprezar outras pequenas perdas para o ambiente. É preciso uma caloria para elevar de um grau centígrado a temperatura de um grama de água e são necessárias 0,2 calorias para elevar a temperatura de um grama de vidro em um grau centígrado.

Nesta aula, haverá a medida e a comparação da quantidade de calor envolvido nas três reações abaixo:

REAÇÃO 1: o hidróxido de sódio (sólido) dissolve-se na água para formar uma solução aquosa de íons. NaOH (S) Na+ (aq) + OH- (aq) H1 = X1 cal

REAÇÃO 2 : o hidróxido de sódio (sólido) reage com uma solução aquosa de ácido clorídrico para formar água e uma solução aquosa de cloreto de sódio:

NaOH(s) + H+(aq) + Cl- (aq) H20 + Na +

(aq) + Cl- (aq) H2 = X2 cal

REAÇÃO 3: uma solução aquosa de hidróxido de sódio (sólido) reage com uma solução aquosa de ácido clorídrico para formar água e uma solução aquosa de cloreto de sódio:

Na+

(s) +OH-(aq) + H+(aq) + 01(aq) H20 + Na +

(aq) + Cl- (aq) H3 = X3 cal

MATERIAL E REAGENTES:01 - Erlenmeyer de 250 mL;02 - Bastão de vidro;03 – Béquer de 50mL;04 - Balança de um prato;05 - Proveta de 100 mL;06 – Termômetro; 07 - NaOH sólido;08 – Solução aquosa de HCl 0,25M;09 - Solução aquosa de NaOH 0,5M.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: PARTE 1Determinação do calor da reação:

NaOH (S) Na+ (aq) + OH- (aq) H1 = X1 cal

1 - pesar um erlenmeyer de 250 mL, com aproximação de 0,1 g. Anote a massa:2- medir 100 mL de água destilada em uma proveta e transferi-los integralmente. Agitar cuidadosamente com o termômetro até que a temperatura seja constante (aproximadamente até temperatura ambiente). Anote esta temperatura com aproximação de 0,2 o C.OBS.: Muito cuidado na agitação, evitando a quebra do termômetro.3 - pesar cerca de 2g de NaOH com aproximação de 0,1g. Esta pesagem deve ser a mais rápida possível, porque o NaOH é higroscópio:4 - derramar o NaOH já pesado na água do erlenmeyer. Agitar com um bastão de vidro até que o NaOH se dissolva. Colocar o termômetro no erlenmeyer e anotar a temperatura máxima alcançada.PARTE 2Determinação do calor da reação:

NaOH(s) + H+(aq) + Cl- (aq) H2 O + Na +

(aq) + Cl- (aq) H2 = X2 cal

1 - Lavar o erlenmeyer com bastante água e deixar escorrer;2 - Medir 100 mL de HCl 0,25M e transferi-los integralmente para o erlenmeyer3 - Repetir os ítens 3 e 4 da etapa anterior.PARTE 3Determinação do calor da reação:

Na+(s) +OH-(aq) + H+

(aq) + 01(aq) H20 + Na+(aq) + Cl- (aq) H3 = X3 cal

1 - medir aproximadamente 50 mL de HCl 0,5M numa proveta e transferi-los integralmente para o erlenmeyer;2 - medir aproximadamente 50 mL de NaOH 0,5M;

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3 - medir as temperaturas das duas soluções e assegure-se de que ambas estejam à temperatura ambiente ou um pouquinho abaixo. Deve-se ter o cuidado de lavar e secar o termômetro antes de transferi-lo de uma solução para outra. Anotar as temperaturas de ambas as soluções.4 - Acrescentar a solução de NaOH à solução de HCl. Agitar rapidamente e anotar a temperatura mais alta alcançada.CÁLCULOS:1 - Em cada reação calcule:

a) a mudança na temperatura;b) a quantidade de calor absorvido pela solução;c) a quantidade de calor absorvido pelo frasco;d) a quantidade total de calor absorvido;e) o número de moles de noa usados em cada reação;f) a quantidade total de calor envolvido pôr ml de noa.

2 - Expresse os resultados como calores de reação: H1, H2, H3.

3- a) Compare H2 com H1 + H3

b) calcule a diferença percentual entre H2 e H1 + H3 supondo que H2 esteja correto.

QUESTÕES1 - Escrever as equações iônicas para as reações (2) e (3).2 - Na reação (1) H1 representa o calor da solução de NaOH. Observe as equações iônicas das reações (2) e (3) e faça uma afirmativa sobre o significado de H2 e H3.

3 - Suponha que você tivesse usado 4g de NaOH(s) na reação (1):a) quantas calorias se teriam desprendido?b) que efeito isto teria no cálculo de H1, o calor liberado por mol?

QUADRO DE RESUMODISCRIMINAÇÃO REAÇÃO 1 REAÇÃO 2 REAÇÃO 3

a) Mudança na temperatura (t)b) Calor absorvido pela solução (t x 200 x 1cal/g )c) Calor absorvido pelo frasco (t x peso do frasco x 0,2 cal/g)d) Calor total absorvido (Q = q1 + q2)e) No. de moles de NaOH usado em cada reaçãof) Quantidade total de calor envolvido por mol de NaOHg) Calor específico do vidro 0,2 calh) Massa do erlenmeyeri) Massa da solução de HCl (100 mL)j) Massa da água (100 mL)k) Massa do NaOH (50 mL)l) Massa de NaOH sólidom) Temperatura final (máxima)

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