UNIVERSIDADE ESTADUAL PAULISTA

"JÚLIO DE MESQUITA FILHO"

CAMPUS DE ILHA SOLTEIRA

DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA

QUÍMICA GERAL

LICENCIATURA E BACHARELADO

EM BIOLOGIA

Prof. : __________________________

Aluno: __________________________

Ilha Solteira

2014

PRINCÍPIOS GERAIS DE TÉCNICAS E CONSELHOS ÚTEIS

O Laboratório de Química não é um local perigoso de trabalho mas, é necessário

um compromisso por parte do aluno para mantê-lo seguro. Descuidos ou ainda a ignorância de

possíveis perigos podem provocar acidentes, daí ressaltarmos a importância que o aluno deve

dar às instruções dadas pelo professor acerca das precauções que devem ser tomadas no

laboratório. Para a maioria das operações de laboratório existem instruções específicas que

cada aluno deve obedecer para o bem de sua segurança e da de seus colegas; todavia,

algumas regras são mais gerais e estão resumidas a seguir.

01. Não brinque em serviço; lembre-se que o laboratório é lugar para trabalho sério. 02. Qualquer acidente deve ser comunicado imediatamente ao professor. 03. É obrigatório o uso de avental, calça comprida e sapato fechado. 04. Faça apenas as experiências indicadas pelo professor; não é permitido realizar experiências

não autorizadas. 05. Leia atentamente os rótulos dos frascos dos reagentes antes de utilizá-los, faça a leitura pelo

menos duas vezes, a fim de evitar enganos. 06. Use a capela quando tiver que manusear líquidos tóxicos e voláteis. 07. Evite derramar líquidos mas, se o fizer, limpe imediatamente o local (consulte o professor) 08. Se alguma solução ou reagente respingar em sua pele ou olhos, lave-se imediatamente com

bastante água corrente e avise o professor. 09. Não toque os produtos químicos com as mãos a menos que esteja autorizado pelo professor. 10. Não prove quaisquer produtos químicos ou soluções a menos que esteja autorizado pelo

professor, se tiver que fazê-lo, faça-o em gotas e depois lave a boca com bastante água. Não engula o material. Se alguma substância ou solução for ingerida acidentalmente procure imediatamente o professor.

11. Não inale gases ou vapores desconhecidos se for possível evitá-lo, se for necessário a

inalação nunca faça diretamente colocando o rosto sobre o recipiente que contém o líquido. Use sua mão para frente e para trás, a pouca distância do recipiente.

12. Mantenha sua cabeça e seu vestuário afastados de chamas. 13. Quando aquecer uma substância ou solução num tubo de ensaio, dirija a boca do mesmo

para o lado que você e seus colegas não possam ser atingidos pôr eventuais projeções do conteúdo do tubo.

14. Nunca aqueça recipientes que contenham líquidos voláteis e inflamáveis em chama direta

nem os coloque nas vizinhanças, use em banho maria. 15. Tenha muito cuidado com materiais inflamáveis, qualquer princípio de incêndio deve ser

abafado imediatamente com uma toalha. 16. Nunca empregue equipamento de vidro trincado ou quebrado, substitua-o imediatamente.

17. Tubos cortados possuem arestas que podem causar ferimento e dilacerar rolhas. Arredonde-

os, aquecendo a extremidade do tubo (girando-o) na chama do bico de Bunsen. Tome cuidado para não estrangular o tubo.

18. Preste muita atenção quando manusear materiais de vidro tais como tubos e termômetros,

pois o vidro é frágil e se rompe com facilidade, acidente que freqüentemente produz lesões, às vezes graves.

19. Não abandone peças de vidro aquecidas em qualquer lugar, lembre-se que o vidro quente

tem a mesma aparência que o vidro frio. Deixe-as esfriar naturalmente. 20. Adicione sempre ácido à água para diluir um ácido concentrado, nunca adicione água ao

ácido. 21. Lave bem as mãos antes de deixar o laboratório. 22. Peça autorização ao professor se quiser modificar o processo experimental ou alterar as

quantidades ou naturezas dos reagentes a utilizar. 23. Não devolva sobras de reagentes aos frascos de origem, para não impurificar seu conteúdo,

pelo mesmo motivo, não introduza quaisquer objetos nos frascos que contém soluções, salvo o conta gotas próprio de que alguns são dotados.

24. Jogue no recipiente apropriado destinado ao lixo todos os sólidos e pedaços de papel

usados, nunca jogue nas pias, fósforos usados, cacos de vidro, papel de filtro ou qualquer sólido ainda que ligeiramente solúvel.

25. Dilua as soluções residuais com bastante água corrente ao despejá-las nas pias. 26. Não aqueça cilindros graduados ou frascos volumétricos. 27. Para furar uma rolha de cortiça, use furador de diâmetro igual ao tubo de vidro, se a rolha for

de borracha, verifique qual furador têm diâmetro igual ao do tubo e use o de número imediatamente superior.

28. Para cortar um tubo de vidro, apoie-o sobre a mesa, segure-o com o indicador e o polegar da

mão esquerda. Faça, então, com um só golpe de uma lima triangular, uma ranhura perpendicular ao eixo do tubo. Pegue em seguida o tubo com as duas mãos e parta-o com um movimento de alavanca, apoiando os polegares no lado oposto à ranhura.

29. Nunca tente introduzir tubos de vidro, termômetros e hastes de funil em rolhas de borracha sem lubrificar o tubo e o orifício com água; além disso, proteja as mãos com um pano grosso (toalha).

30. Ao término do uso de uma solução nunca se esqueça de recolocar a tampa para evitar a

contaminação e evaporação das substâncias voláteis. 31. As pissetas devem conter somente água destilada. 32. Ao pesar qualquer substância verificar se os materiais utilizados estão devidamente limpos e

secos.

33. Quando tentar remover um tubo de vidro, termômetros ou haste de funil de uma rolha de borracha, lubrifique-o com um pouco de água e se a borracha estiver grudada no vidro, não force-a, corte-a.

34. Se uma rolha de vidro esmerilhado aderir ao gargalo do frasco, bata nela levemente com um

pedaço de madeira, de baixo para cima; se não soltar, chame o professor. 35. Conserve limpa sua mesa e sem equipamento; ao fim da aula, lave todo o material de vidro e

porcelana que utilizou com detergente. 36. Consulte o professor quando tiver alguma dúvida.

INSTRUÇÕES PARA APRESENTAÇÃO DO RELATÓRIO DAS AULAS PRÁTICAS

INTRODUÇÃO Situar o assunto enfatizando os pontos principais que foram tratados. OBJETIVOS Apresentar o(s) objetivo(s) do experimento. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Descrever as atividades realizadas na forma impessoal, "colocou-se.... adicionou-se....." RESULTADOS OBTIDOS Nesta parte são colocados as tabelas, os gráficos, reações, cálculos solicitados, etc obtidos durante a execução do experimento. CONCLUSÕES As principais observações são colocadas neste item, incluindo fatores previstos e imprevistos. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA: Pedir na Biblioteca as instruções para a citação das referências se: - de livro; - de parte de um livro; - de um artigo numa revista nacional ou internacional; - etc.

CONHECENDO O LABORATÓRIO DE QUÍMICA

1

1. Aparelhos Elétricos

2. Capela

3. Equipamentos de Segurança

4. Aparelhagem em geral:

4.1 Vidraria, aparelhagem cerâmica e de plástico

4.2 Aparelhagem Metálica

4.3 Aparelhagem para aquecimento

4.4 Dessecador

4.5 Aparelhagem para agitação

4.6 Aparelhagem para filtração

4.7 Frasco para pesagem

5. Mufla e Estufa

1O RELATÓRIO: CONHECENDO O LABORATÓRIO DE QUÍMICA

1- Fazer uma Introdução com as aparelhagens existentes num Laboratório, citando e comentado sobre:

a) os aparelhos elétricos,

b) capela,

c) equipamentos de segurança,

d) vidrarias

e) aparelhagem de cerâmica, vidro e plástico,

f) aparelhagem para aquecimento

g) dessecador

h) aparelhagem para agitação

i) aparelhagem para filtração

j) frasco para pesagem

2- Nomear e descrever os equipamentos constantes na folha anexa.

3- Bibliografia recomendada:

a) Química Analítica Quantitativa vol. 1 e 2

Otto Alcides Ohlweiler

Livros Tecnicos e Científicos Editora

b) Practical Organic Chemistry

V.V. Nekrasov

Mir Publishers

c) Química Orgânica: Análise Orgânica Qualitativa vol. 1

Arthur I. Vogel

d) Introdução à Química Experimental

Roberto R. da Silva; Nerilso Bochi, Romeu C. R Filho Ed. McGraw-Hill

TÉCNICAS DE LABORATÓRIO

2

A - OBJETIVOS ESPECÍFICOS

01. Identificar balão volumétrico, bureta, pipeta, proveta, béquer, erlenmeyer, tubo de ensaio e funil de

vidro.

02. Ler as graduações de pipetas, buretas e provetas

03. Usar pipeta, bureta, proveta e balão volumétrico para medir, transferir e completar volumes definidos

de soluções.

04. Reconhecer as zonas na chama de gás.

05. Aquecer água em tubos de ensaio no bico de gás, sem risco de acidentes.

06. Lavar o material de acordo com as instruções

B - MATERIAL E SUAS CARACTERÍSTICAS

O estudante deve conhecer o material que será usado no laboratório, saber manipulá-lo e ter

conhecimento dos cuidados relativos á sua conservação.

01. Balões Volumétricos - vidro comum ou pirex, com diversas capacidades. Contém um volume exato, a

determinada temperatura (geralmente 20oC), podendo ser utilizados sem erro apreciável em

temperaturas mais ou menos 8oC acima e abaixo da indicada. Utilizados para o preparo de soluções.

Tratando-se de equipamento volumétrico aferido, não submetê-lo a altas temperaturas.

02. Buretas - vidro comum ou pirex, de diversas capacidades. Utilizados em titulações e para medidas

precisas de volume. Antes de ser usada, a bureta deve ser lavada com água corrente; em seguida várias

vezes com água destilada e depois três vezes com pequenas porções do líquido a ser medido. Não usar

escova para lavar a bureta nem colocá-la na estufa para secar.

03. Pipetas - vidro comum ou pirex. Distinguem-se dois tipos fundamentais:

Volumétricas, destinadas à transferência de volumes em múltiplos inteiros de 1 m (ex. pipetas

Volumétricas de 1, 2, 3, 5, 10, 20, 25 m).

Graduadas, usadas para transferência de volumes que envolvem frações de 1 m (ex. pipetas

graduadas de 1 ou 2 m com divisões de 0,01 m; de 5 m ao 0,1 m). Antes de serem usadas devem

ser lavadas com os mesmos cuidados indicados anteriormente para as buretas. Devem ser lavadas

inclusive com água deionizada, logo após o uso.

04. Cilindros graduados ou provetas - vidro comum ou pirex com diversas capacidades, com ou sem rolhas

esmerilhada, utilizada para medir volumes com precisão até 0,5%.

05. Béqueres ou copos de Griffin - geralmente de vidro pirex, diversas capacidades. São destinados a

conter e não a medir volumes.

06. Frascos erlenmeyers - vidro pirex; diversas capacidades. Destinados principalmente a conter volumes,

para serem titulados.

07. Tubos de ensaio - vidro pirex ou comum, com ou sem orla; de diversos tamanhos. Utilizados para

reações.

08. Funis de vidro - de diversos diâmetros. Usados para filtrações ou transferência de líquidos para

recipientes de boca estreita.

09. Bicos de gás - possuem uma entrada para gás ajustável e uma entrada de ar, que permite regular a

composição da mistura gás e ar. Ao acender o bico de gás, ter o cuidado de não abrir a entrada de gás

antes de ter à mão a chama para acendê-lo. Na chama do bico de gás distinguem-se três zonas: uma

neutra (sem combustão do gás, sendo portanto relativamente fria); uma redutora (onde a combustão do

gás é ainda incompleta) e uma oxidante (onde se dá a combustão completa do gás).

C – REAGENTES

Solução corada

D – INTERPRETAÇÃO

01. Na parte I aprende-se: a técnica de pipetar soluções incolores e coradas; a preparar uma série de

soluções de reagentes de volume conhecido e de concentrações diferentes; a técnica de misturar

soluções em tubos de ensaio; a correlacionar altura de líquido no tubo de ensaio com o volume do

mesmo, o que é útil para testes qualitativos.

02. Na parte II aprende-se: a técnica de diluir uma solução de concentração conhecida; a forma pela qual se

completa o volume num balão volumétrico; a técnica de misturar soluções em balão volumétrico. Esta

técnica é utilizada no preparo ou na diluição de soluções de concentrações definidas (molar, normal,

etc.).

03. Na parte III aprende-se: como usar corretamente uma bureta, minimizando as causas de erro como

deixar bolhas de ar no seu interior; e fazer transferências de volumes exatos, o que é aplicado para

medida de reagentes tóxicos ou corrosivos, como soluções de cianeto ou ácidos concentrados; que

volumes medidos em provetas são menos exatos que os medidos em bureta, fonte de erro que deve ser

evitada.

04. Na parte IV aprende-se: a usar adequadamente um bico de gás; a aquecer líquidos em tubos de ensaio,

observando-se o volume contido no mesmo, que não deve ser superior a metade da capacidade do tubo;

a seguir as regras de segurança a fim de se evitar acidentes e perda de material. Não se deve deixar

ferver até evaporação completa do líquido. Geralmente a primeira ebulição é suficiente.

E - PROCEDIMENTO

I - EMPREGO DE PIPETAS GRADUADAS

01. Treinar a técnica de pipetar usando água destilada. Observar: a leitura do menisco (solução incolor

parte inferior do menisco) se faz ao nível do olho; não se sopra a pipeta; no fim do escoamento toca-se

a ponta da mesma na parede interna do recipiente; mantêm-se sempre a pipeta na posição vertical.

Mede-se a quantidade de 1íquido escoado, por isto deve-se partir sempre da marca zero.

02. Completar as tabelas dadas no relatório (item F1).

03. Transferir para o béquer uma quantidade de solução corada um pouco maior do que a que se vai

utilizar. Transferir água deionizada para o erlenmeyer.

04. Marcar 20 tubos de ensaio, de mesmo diâmetro e altura para cada série, de 1 a 5, de 6 a 10, de 11 a 15 e

de 16 a 20

05. Usando a pipeta graduada de 1 m ao 0,01, pipetar alíquotas da solução corada (ler o menisco na parte

superior) para os respectivos tubos, seguindo o esquema do relatório (item F-1 série A).

06. Lavar a pipeta com água comum e água destilada.

07. Utilizando a mesma pipeta, adicionar água destilada de modo a se completar o volume final da pipeta

em questão (1 m).

08. Misturar bem os dois líquidos, sem inversão.

09. Observar e correlacionar a altura do líquido contido nos tubos com o seu volume. Registrar em cm na

tabela correspondente.

10. Repetir as operações 5 a 8 com as outras pipetas graduadas (itens F-1 séries B e D).

II - EMPREGO DE PIPETA VOLUMÉTRICA E BALÃO VOLUMÉTRICO

01. Medir com pipeta volumétrica 10 m da solução corada.

02. Transferir esta alíquota para um balão volumétrico de 100 m.

03. Adicionar cerca de 80 m de água destilada.

04. Completar cuidadosamente o volume com água destilada até a marca (parte inferior do menisco),

empregando pipeta ou pisseta.

05. Misturar bem invertendo o balão pelo menos 10 vezes. Conservar a solução para uso posterior.

Ler a interpretação.

06. III - OPERAÇÃO COM BURETA E PROVETA

01. Lavar a bureta segundo as instruções do item B.

02. Transferir para a bureta, com o auxílio do funil, uma pequena porção da solução preparada acima.

Remover o funil. Enxaguar a bureta e escoá-la totalmente. Repetir a operação.

03. Encher novamente a bureta com a solução de modo que o líquido ultrapasse a marca zero. Remover o

funil.

04. Retirar as bolhas de ar da extremidade inferior e acertar o menisco em zero (a altura do olho).

05. Transferir sucessivamente alíquotas de 1,00 - 2,50 - 5,65 - 10,38 ml para tubos de ensaio. Fazer as

leituras na altura do olho para evitar erro de paralaxe.

06. Acertar o menisco para o próximo número inteiro e transferir 20,00 ml da solução para a proveta.

07. Confrontar o volume transferido da bureta (20,00) com o marcado na proveta. Registrar.

08. Ler a interpretação.

IV - OPERAÇÃO COM BICO DE GÁS

01. Colocar cerca de 5 m de água destilada em um tubo de ensaio.

02. Aquecer a água na chama de gás com agitação até a primeira fervura, empregando a pinça para segurar

o tubo de ensaio. Observar: agitação contínua do tubo para evitar projeção do líquido; nunca manter a

boca do tubo dirigida para si ou seu colega.

03. Ler a interpretação.

F - RELATÓRIO

Responder o relatório. Lavar todo o material recebido. Apresentar o relatório ao professor

responsável.

01. Esquema que deve ser preenchido e seguido no item F.

Série A

Tubos Pipeta de 1,00 m

Série B

Tubos

Pipeta de 2,00 m

Solução

corada (m)

H2O (m) Solução

corada (m)

H2O (m)

1 0 1,00 1 0 2,00

2 0,26 0,74 2 0,53 1,47

3 0,40 0,60 3 1,00 1,00

4 0,55 0,45 4 1,55 0,45

5 0,80 0,20 5 1,80 0,20

Série C

Tubos Pipeta de 1,00 m Série D

Tubos Pipeta de 2,00 m

Solução

corada (m)

H2O (m) Solução

corada (m)

H2O (m)

1 0 5,0 1 0 10,0

2 1,7 3,3 2 2,4 7,6

3 2,5 2,5 3 4,0 6,0

4 3,0 2,0 4 6,3 3,7

5 4,2 0,8 5 8,0 2,0

02. Dar as características do material que encontrou em seu lugar, principalmente quanto à vidraria: tipo de

graduação, capacidade e temperatura de calibração.

a)___________________________________________________________

b)___________________________________________________________

c)___________________________________________________________

d)___________________________________________________________

e)___________________________________________________________

f)___________________________________________________________

g)___________________________________________________________

h)___________________________________________________________

03. Indicar que material deve ser utilizado para as seguintes operações:

a) preparo de soluções normais (N):___________________________

b) medir volumes exatos de soluções tóxicas corrosivas ou muito concentradas:

________________________________

c) medir volumes com precisão de 0,5%:________________________

d) 20,00 m de solução escoada da bureta corresponderam a ____________________________ na

proveta.

04. Ao pipetar-se líquidos incolores emprega-se como referência a parte _______________ do menisco

(superior ou inferior).

05. Ao pipetar-se líquidos corados emprega-se como referência a parte _______________ do menisco

(superior ou inferior).

06. Indicar qual o tipo de pipeta que deve ser utilizado para se medir os seguintes volumes com maior e

menor precisão, lembrando que habitualmente não são usadas pipetas volumétricas de volumes

inferiores a 1 m.

a) 5,00 m ______________________ e ______________________

b) 1,00 m ______________________ e ______________________

c) 0,50 m ______________________ e ______________________

d) 0,32 m _________________________ e ________________________

DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE MATERIAIS

3

1. Materiais Necessários:

tarugo de alumínio

tarugo de cobre

proveta

água

balança

2. Procedimento Experimental

Pesar com precisão os tarugos de alumínio e cobre. Anotar.

Colocar água na proveta até mais ou menos metade de seu volume. Anotar o volume com precisão.

Inclinar levemente a proveta e com cuidado colocar um dos tarugos dentro dela. Colocá-la novamente

na vertical e anotar o novo volume com precisão. Repetir o procedimento para o outro tarugo.

Instruções para Elaboração do Relatório

Entregar na próxima aula, em folha separada, contendo na capa, o nome dos integrantes do grupo, as

questões abaixo.

1- Organize um quadro com os resultados que você obteve:

Massa do alumínio

Massa do cobre

Volume de água deslocado pelo alumínio

Volume de água deslocado pelo cobre

Densidade do alumínio

Densidade do cobre

2- Organize uma Tabela com os resultados obtidos por todas as bancadas, colocando-os em ordem

crescente.

3- Faça um gráfico em papel milimetrado (massaXvolume) e determine a densidade dos objetos.

4- Compare os valores obtidos nos itens 1 e 3. O que se pode dizer sobre a diferença entre eles?

5- Compare os valores obtidos anteriormente com o valor tabelado no Handbook of Chemistry and Physics.

6- Ler no capítulo "Balança Analítica" no livro Química Analítica Quantitativa, de Otto Alcides Ohlweiler

vol.1, e fazer um resumo dos itens:

-Teoria de operação das balanças analíticas.

-Regras para o uso da balança analítica comum.

-Erros de Pesagem

-Balança analítica de um prato único.

7- Faça um esquema de uma chama de um bico de Bunsen, indicando a temperatura na parte mais quente.

Utilize o livro descrito no item 6 para consulta.

DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLECULAR DE UM LÍQUIDO VOLÁTIL

4

1. Materiais Necessários

3 a 4 ml de líquido volátil

erlenmeyer de 125 m

béquer de 400 m

proveta de 450 m lâmina de alumínio 10 X 10 cm

lâmina de alumínio 15 X 15 cm

2 pedaços de fio fino de cobre (aproximadamente 12 cm)

termômetro (0-100oC)

bico de gás, tripé e tela de amianto

2. Procedimento Experimental

Pese o erlenmeyer bem seco, o pedaço menor da lâmina de alumínio e um pedaço de fio e anote o valor

do conjunto todo.

Coloque no erlenmeyer a amostra de líquido, tampe a boca com a lâmina de alumínio amarrando com o

fio de cobre (cuidado para não furar a folha de alumínio).

Sobre essa vedação, coloque a segunda folha de alumínio, prendendo-a com o outro pedaço de fio (pode

ser mais frouxo do que o primeiro). Coloque o conjunto no béquer com cerca de 200 m de água.

Aqueça lentamente o banho em chama fraca até que a água entre em ebulição suave. Após a completa

evaporação do líquido anote a temperatura do banho.

Retire o aquecimento e, com cuidado para não se queimar, retire o erlenmeyer de dentro do béquer.

Enxugue o exterior do frasco, retire a vedação mais externa de alumínio. Se houver umidade condensada

sobre a vedação interna enxugue-a cuidadosamente.

Deixe o frasco ainda vedado, voltar à temperatura ambiente. Se tudo correu bem, o líquido deverá

voltar a condensar-se no seu interior.

Verifique se o frasco está bem seco exteriormente e pese todo o conjunto. Anote.

Retire a 2ª vedação, retire o líquido condensado e meça o volume do erlenmeyer enchendo-o até a

borda com água e depois vertendo essa água para dentro de um proveta.

RELATÓRIO

Organize uma tabela com os seguintes dados:

- massa do conjunto vazio

- massa do conjunto mais líquido condensado

- massa do líquido condensado

- temperatura do banho fervente

- pressão atmosférica

- volume do erlenmeyer

- massa molecular do líquido volátil

Responda as seguintes questões

1- Se pesasse o conjunto mais líquido volátil antes dele condensar, a massa seria a mesma ou seria

diferente da obtida?

2- Compare o valor obtido com o valor teórico. Discuta as causas da diferença e calcule o desvio

percentual.

3- Se a temperatura de ebulição do banho fosse de 200oC, qual a massa de líquido que deveria condensar-

se? (use o valor teórico de massa molecular).

ELETRÓLISE

5

1. Introdução:

Durante o início do século XIX, Michael Faraday estabeleceu algumas relações quantitativas,

conhecidas como as leis de Faraday para a eletrólise. São elas: (1) que a quantidade de substância

produzida pela eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade utilizada e (2) que para uma dada

quantidade de eletricidade a quantidade de substância produzida é proporcional à sua massa equivalente.

Para uma ilustração da primeira lei de Faraday, consideremos a eletrólise do NaC fundido. No

cátodo se dá a reação:

Na+(aq) + e

- Na(s)

A equação acima expressa a primeira lei de Faraday, pois mostra que um elétron é necessário para

produzir um átomo de sódio. Isto significa que um mol de elétrons será necessário para produzir um mol de

átomos de sódio.

A mesma eletrólise do NaC fundido ilustra a segunda lei de Faraday. No ânodo a reação é:

2 C-(aq) C2(g) + 2e

-

Aqui, dois elétrons devem ser retirados (de dois íons C-) para a produção de uma molécula de C2.

Assim, dois moles de elétrons são necessários para produzi um mol de moléculas de C2 . Isto significa que

um equivalente de C2 (a quantidade produzida por um mol de elétrons) é 0,5 mol (a massa equivalente é a

metade da massa molecular). Quando o NaC fundido for eletrolisado, um Faraday de eletricidade

produzirá um equivalente (1 mol) de Na no cátodo mais um equivalente (0,5 mol) de C2 no ânodo

(consomem-se duas vezes mais elétrons para produzir 1 mol de C2 do que para produzir 1 mol de Na).

2. Material Utilizado:

- Cuba eletrolítica.

- Fonte de corrente contínua.

- 500 m de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 10%.

- 500 m de solução de cloreto de sódio (NaC) 10%.

3. Procedimento:

1 - Preparar 500 m de soluções: 5 % m/v de hidróxido de sódio e cloreto de sódio 10%. Identificar as

soluções.

2 - Colocar a solução de hidróxido de sódio numa cuba eletrolítica, invertendo uma proveta no cátodo(-) e

outra no ânodo(+), preenchendo-as com a mesma solução. Observe a montagem do experimento na lousa.

Use luvas e óculos de proteção.

3 - Conectar os polos (+) fio vermelho da fonte no ânodo e (-) fio preto no cátodo.

4 - Ajustar a fonte alimentadora em aproximadamente 10V e disparar o cronômetro, assim que começar a

eletrólise, anotar o valor de corrente medida a cada minuto. Parar o cronômetro quando estiver coletado

aproximadamente 60,0 m de hidrogênio. Anotar todas as observações.

5 - Provar a formação dos gases hidrogênio e oxigênio, fazendo uma explosão e fazendo arder uma brasa

de madeira (palito de fósforo) na atmosfera de gás, respectivamente.

6 - Lavar todo material e repetir o procedimento para a outra solução. Consultar o capítulo 18, Volume 2 do

livro Química Geral do Russel e ver as reações do cátodo e do ânodo e como poderia ser provado a

formação dos produtos.

CUIDADO IMPORTANTE: Jamais inverta os pólos depois de ter eletrolisado as substâncias. Há risco

de acidente grave principalmente no caso da eletrólise do hidróxido de sódio. 2 H2 + O2 a H2O é uma

reação muito explosiva.

4. Responder as questões:

1 – Escrever as equações de ionização do NaOH e dissociação do NaC.

2 – Escrever as equações de oxidação e redução para o ânodo e o cátodo respectivamente.

3 – Considere a eletrólise de uma mesma solução num mesmo tempo t. Primeiro, aplica-se 10 V e depois

repete-se aplicando 20 V. O que ocorre em ambas as condições? Explique detalhadamente.

PESQUISA QUANTITATIVA DA REAÇÃO DE UM METAL COM ÁCIDO

CLORÍDRICO 6

1. Objetivo

Análise quantitativa de uma reação envolvendo desprendimento gasoso e comprovação experimental da

equação de Clapeyron.

2. Material Utilizado

a) Vidraria: bureta de 50 ml, béquer de 400 m, 2 provetas de 25 m.

b) Reagente: amostra de magnésio, HC 6 M.

c) Diversos: fio de cobre, rolha de cortiça, haste e base, garra, termômetro.

3. Procedimento

a) Adicionar água destilada na bureta até o seu limite. Meça, com auxílio da proveta, o volume não

aferido e anote. Esvazie-a totalmente.

b) Adicionar, com cuidado, 10 m de ácido clorídrico 6 M na bureta.

c) Com a bureta na mesma posição, complete com água destilada, adicionando-a lentamente por meio de

um béquer. Ao despejar a água, limpe qualquer ácido que possa estar nas paredes da bureta, de modo

que o líquido na extremidade superior contenha muito pouco ácido. Procure não agitar a camada de

ácido no fundo do tubo. Bolhas presas às paredes poderão ser desfeitas batendo-se levemente no tubo.

d) Complete o béquer com água destilada até 200 m.

e) Segurando o fio de cobre, introduza a amostra de magnésio até cerca de 3 cm da borda da bureta.

Enganche o fio na borda do tubo e prenda-o com a rolha, ajustando-o na fenda que nela existe. O tubo

deve estar completamente cheio, de modo que a rolha desloque um pouco de água ao ser introduzida.

f) Após firmar a rolha, inverta a bureta no béquer que contém água destilada, prendendo-a na garra do

suporte.

g) Com a difusão do ácido, para baixo, este entra em contato com o metal iniciando-se a reação.

h) Cessada a reação, aguarde 5 minutos para a temperatura equilibrar. Desloque qualquer bolha aderida às

paredes do tubo e anote o volume de gás hidrogênio e vapor d’água que ficou retido.

i) Some este valor com aquele anotado no início, referente à porção não aferida da bureta.

j) Retire a bureta do suporte e lave o material.

k) Tenha anotado o peso da amostra de magnésio, a temperatura ambiente e a temperatura da água.

Questionário

Tabela 1 – Pressão de vapor de água em varias temperaturas

T (oC) P (torr) T (

oC) P (torr)

15

16

17

18

19

20

21

22

12,8

13,6

14,5

15,5

16,5

17,5

18,3

19,8

23

24

25

26

27

28

29

30

21,0

22,4

23,8

25,2

26,7

28,3

30,0

31,8

1) Complete a tabela abaixo

R torr.................................62,3 mmHg./mol.K

T(CNTP)..............................273 K

P(CNTP) ..............................760 torr

V(CNTP) ..............................22,4 litros

Mol Mg .................................24 g

VH2 (medido)............................... m T (amb.) ....................................... K

T (água) ........................................ K

P (amb) ......................................... torr

M Mg ............................................ g

2) Escrever a equação que representa a reação do HC com magnésio.

3) Determinar o número de moles de magnésio usado.

______________________________ moles

4) Determinar a pressão parcial do hidrogênio. Uma vez que o hidrogênio foi recolhido sobre a água, o

gás no tubo consiste de uma mistura de hidrogênio e de vapor d’água, a pressão total destes dois gases

é igual a pressão ambiente. PH2 + PH2O = Pamb.

PH2 = __________________ torr.

5) Determinar o volume de hidrogênio obtido nestas condições

VH2 = _________________ m.

6) Determinar o volume de hidrogênio sob a pressão de uma atmosfera. Conforme já é de seu

conhecimento, p produto PV = c (constante) em uma transformação isotérmica. Para calcular o novo

volume a 1 atm (760 torr) pode ser estabelecida a seguinte relação:

V calculado X PH2 = Vnovo x 760

Vnovo = __________________ m

7) Calcular o volume de hidrogênio seco que seria produzido por 0,1 moles de magnésio na temperatura

ambiente e sob pressão de 1 atm.

V = _______________________ m

8) Qual seria este volume nas C.N.T.P.?

V = _______________ m?

9) Se um mol de hidrogênio pesa 2,0 g, qual é o peso de um litro (a densidade) do hidrogênio na

temperatura ambiente e sob pressão de uma atmosfera.

D = ____________________ g/ T = _______________ K

CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 7

1. Introdução

As reações químicas são classificadas de maneira geral em:

Metatéticas: São as reações que ocorrem sem variar o número de oxidação dos elementos químicos. Em

geral, se tem a remoção de um ou mais produtos do campo de reação, podendo envolver a liberação de

um gás, formação de um precipitado ou de uma substância pouco dissociada.

Óxido-Redução: Ocorre com transferência de elétrons de uma substância para outra.

PRINCIPAIS TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

Síntese ou Composição - Ocorre quando duas ou mais substâncias simples ou compostas, reagindo entre

si, formam um único produto.

A + B AB

Análise ou Decomposição - Ocorre quando uma substância sofre decomposição, resultando duas ou

mais substâncias.

DC B + C

Deslocamento ou Simples Troca: São reações em que uma substância simples, reagindo com uma

substância composta, desloca um de seus elementos

A + BC AC + B

Dupla Troca: São reações em que duas substâncias compostas, reagindo entre si, trocam elementos ou

radicais.

AB + CD AD + CB

Combustão: Ocorre quando fazemos a combinação de uma substância com oxigênio

A + O2 AO2

Além dessas, as reações podem ser ainda exotérmicas ou endotérmicas, se ocorre com

liberação ou absorção de calor.

REGRAS DE SOLUBILIDADE

1. Todos os sais de metais alcalinos são solúveis

2. Todos os sais de amônia são solúveis

3. Sais dos ânions 232433 OHC e0C,0C,NO são solúveis. Os sais 4232 0KCeOHCAg são pouco

solúveis.

4. Todos os cloretos, brometos, iodetos são solúveis, com exceção os de Ag+, Pb

2+ e Hg2

2.

5. Os sulfatos são solúveis, com exceção: Pb2+

, Sr2+

e Ba2+

, os de Ca2+

e Ag+ são pouco solúveis.

6. Todos os hidróxidos são insolúveis, com exceção dos metais alcalinos e Ba2+

, Sr2+

. O de Ca2+

é pouco

solúvel.

7. Todos os CO PO S eSO3 4 3 , , são insolúveis com exceção os de NH4

e metais alcalinos.

2. OBJETIVOS

- Executar no laboratório os diversos tipos de reações químicas

- Classificar as reações químicas

- Escrever as equações químicas observadas e efetuar os respectivos balanceamentos.

- Efetuar o balanceamento das equações redox pelo método das semi-reações.

3. PROCEDIMENTO

a) queime um pedaço de fio de magnésio e coloque o pó que se forma em um tubo de ensaio.

OBSERVAÇÃO: ao queimar o magnésio, evite olhar diretamente para a chama.

Adicionar 2 dedos de água ao tubo de ensaio e agitar. Adicione 2 gotas de fenolftaleína.

b) Coloque em um tubo de ensaio perfeitamente limpo e seco, um pouco de óxido de mercúrio.

Aqueça com cuidado.

c) Coloque em um tubo de ensaio, um pedacinho de zinco e adicione 1 m de ácido clorídrico.

d) Coloque em um tubo de ensaio 2 m de solução de nitrato de prata e mergulhe alguns fios de

cobre bem finos enrolados em espiral.

e) Em um tubo de ensaio, coloque 0,5 m de solução de nitrato de chumbo 0,5 molar e acrescente

0,5 ml de solução de iodeto de potássio, 0,5 molar e mais 2 m de água destilada aqueça com cuidado

(evite projeção da solução com o forte aquecimento) e observe. Deixe esfriar um pouco e em seguida

mergulhe o tubo num béquer com água.

f) Coloque em um tubo de ensaio, 1 m da solução 0,1N de permanganato de potássio e 10 gotas de

ácido sulfúrico diluído (1+9). Aqueça a mistura e adicione 3 m da solução de oxalato de sódio 0,1N. Agite

e aqueça novamente se necessário.

MnO C O Mn CO H Oaq aq aq g l4 2 4

22 2

g) Coloque 1 m de solução de permanganato de potássio e 10 gotas de ácido sulfúrico em tubo de

ensaio. Aqueça a mistura e adicione a solução de sulfato ferroso gota a gota até observar alteração.

MnO Fe Mn Fe H Oaq aq aq aq

l42 2 3

2

h) Coloque em um tubo de ensaio, um pedacinho de alumínio e 2 m de solução de hidróxido de

sódio 4N.

sA + aqOH A

OH H

s g4 2

4. QUESTÕES

1. Escreva todas as equações químicas balanceadas, correspondentes às reações químicas realizadas.

2. Classificar as reações químicas.

3. Identificar nas reações de oxirredução, os agentes oxidantes e os agentes redutores.

SÍNTESE DE UM SAL SIMPLES 8

1. INTRODUÇÃO

Antes de se preparar a substância sulfato de cobre pentahidratado faz-se necessário entender como, de

uma forma geral, são obtidos os sais. Para isto, basta relembrar dois tipos de reações existentes, a de um

metal com ácido e a reação de neutralização de um ácido e uma base, pois ambos os tipos têm como um

dos produtos um sal. Assim, quando metais reagem com ácidos, formam-se sais dos metais (dissolvidos em

água) e algum tipo de gás (H2, NO, SO2), isto é:

Zn(s) + HC(aq) ZnC2(aq) + H2(g)

3Cu(s) + 8HNO3(aq) 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O()

Da mesma forma, quando bases reagem com ácidos, formam-se sais dos metais (também dissolvidos

em água) e água, isto é:

NaOH(aq) + HC(aq) NaC (aq) + H2O( )

KOH(aq) + H2SO4(aq) K2SO4(aq) + 2H2O( )

É importante observar que, em todas as reações acima, a formação do sal se dá sempre pela

substituição do hidrogênio do ácido pelo metal. Isso também ocorre quando um óxido metálico reage com

ácido, conforme ilustra as seguintes equações químicas:

MgO(s) + 2HC(aq) MgC2(aq) + H2O( )

ZnO(s) + H2SO4(aq) ZnSO4(aq) + H2O( )

Assim, embora existam outras reações que possam produzir sais, pode-se dizer que sais são

compostos em sua maioria, iônicos, formados quando metais substituem o hidrogênio dos ácidos.

Como a grande maioria dos sais é solúvel em água, os mesmos permanecem dissociados em íons

na solução. O fato dos sais apresentarem, quase sempre, elevadas temperaturas de fusão, permite que

possam ser obtidos na forma cristalina por simples evaporação da água da solução. No caso do sulfato de

cobre pentahidratado, este é preparado a partir de óxido de cobre e ácido sulfúrico, cristalizado por

evaporação parcial da água da solução e posterior resfriamento da mesma e, finalmente, separado por

filtração.

2. OBJETIVO

Sintetizar um sal simples: o sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4 . 5H2O).

3. PROCEDIMENTO

3.1. Síntese do Sulfato de Cobre Pentahidratado

Pese, inicialmente, cerca de 2 g de óxido de cobre (CuO) e coloque em um copo de Becker de 100 m

(não esqueça de anotar a massa exata de óxido, para o cálculo do rendimento percentual).

A um frasco de erlenmeyer de 50 m, adicione 5 m de água destilada, e em seguida, 10 m de ácido

sulfúrico (H2SO4) concentrado (6 mol.-1

): CUIDADO: a adição de ácido deve ser feita lentamente para

evitar a elevação da temperatura da solução.

A solução contida no frasco de erlenmeyer deve ser, então, adicionada ao copo de Becker que contém o

óxido de cobre (CuO). Da mesma forma que anteriormente, essa adição deve ser lenta e mantida sob

constante agitação, através de um bastão de vidro.

Em seguida, aqueça a mistura resultante, com o bico de gás, até completa dissolução do óxido de cobre.

A dissolução é acompanhada de mudança de coloração da solução, de preta para azul escura.

Deixe a solução em repouso até que ela volte a temperatura ambiente; adicione mais 5m de água

destilada e aqueça novamente até a ebulição. Filtre a solução a quente, utilizando a técnica da filtração por

gravidade.

Após resfriamento da solução, coloque o copo de Becker num banho de gelo. Filtre a vácuo a mistura,

pesando previamente o papel de filtro a ser utilizado. Lave os cristais com etanol até eliminar todo o

excesso de ácido sulfúrico. Seque os cristais durante alguns minutos, mantendo-o sob a sucção da bomba

de vácuo.

A seguir, pese os cristais juntamente com o papel de filtro; deixe secar ao ar por mais 10 minutos e

repese-os. Se a massa obtida for igual à anterior, calcule o rendimento percentual da síntese. Caso

contrário, repita a secagem (ao ar) dos cristais até obter massa constante.

CORROSÃO GALVÂNICA 9

1. Objetivo

Demonstrar a diferença de potencial entre metais imersos em um eletrólito e entre partes diferentes de

uma mesma peça metálica.

2. Material Utilizado

a) Vidraria: béquer de 500 m, 2 placas de petri, bastão de vidro

b) Reagentes: 2g de NaC, 3g de Ágar-agar, 0,15g de K3Fe(CN)6

Fenolftaleína

c) Diversos: 2 pregos de ferro novos, tira de cobre de 15 cm, tripé, bico de Bunsen, etiquetas.

3. Procedimento

a) Colocar o gel de ágar-agar num béquer de 25 m e adicionar água até umedecê-lo completamente.

b) Para preparar o gel de ágar-agar aqueça 200 ml de água à ebulição. Adicione as 3g do gel e prossiga o

aquecimento até dispersão total e, em seguida, adicione o NaC.

c) Transferir a dispersão para uma das placas de petri até atingir metade da altura da placa.

d) Retornar o béquer ao aquecimento e diminuir a chama.

e) Deixar resfriar a dispersão na placa até que gelifique.

f) Enquanto isto, ligar o prego à tira de cobre por meio do fio de modo que fiquem separados 3 a 4 cm.

Dispor o conjunto sobre a massa gelificada cobri-lo com mais dispersão. Após gelificar, tampar a

placa.

g) Ao restante da dispersão do béquer, adicionar o ferricianeto de potássio (0,15g) e 3 a 4 gotas de solução

de fenolftaleína.

h) Verter a dispersão na outra placa de petri até a metade de sua altura e esperar gelificar.

i) Dispor o prego limpo sobre o gel e cobri-lo com o restante da dispersão. Após gelificar, tampe a placa.

j) Os resultados serão observados na aula seguinte.

Questionário

1. Qual a função do ágar-agar?

2. Escrever as reações anódica e catódica para os processos:

1º anodo 2

º anodo

catodo catodo

3. Escrever as equações que representam as reações de cor com:

Fenolftaleína:

K3Fe(CN)6:

4. Quais as cores observadas na 2ª placa?

No anodo:

No catodo:

5. Qual o composto formado na região intermediária entre os eletrodos e como se forma?

FATORES QUE INFLUENCIAM NO EQUILÍBRIO QUÍMICO 10

1. Objetivo

Comprovação experimental do deslocamento do equilíbrio de uma reação química.

2. Material Utilizado

a) Vidraria: 4 tubos de ensaio, Kitassato de 200 m.

b) Reagentes: 100 m de solução saturada de NaHCO3, solução de NiSO4 1M, solução de dimetilglioxina,

solução saturada de NaC, solução de HC 12 M, ácido acético 6M, solução de acetado de sódio 20%,

NH4OH 6M, fenolftaleína, alaranjado de metila.

c) Diversos: bomba de vácuo, tubo de borracha, rolha, frasco lavador.

1. Efeito de Pressão

a) Em um Kitassato colocar 100 m de solução saturada de NaHCO3 e 3 gotas de fenolftaleína.

b) Ligar o kitassato à bomba e fazer vácuo. Anotar as observações e explicar em termos da reação:

2NaHCO3 (aq.sat.) Na2CO3 (aq) + H2O() + CO2 (g)

2. Efeito de concentração

a) Em um tubo de ensaio colocar 0,5 m de água destilada, 5 gotas de NiSO4 1M e um excesso de solução

de dimetilglioxima (HDMG) (1 m).

b) Filtrar e recolher o líquido sobrenadante para outro tubo de ensaio.

c) Adicionar a este 3 gotas de NH4OH 6M e explicar o ocorrido em termos das equações abaixo:

Ni+2

(aq) + 2HDMG(aq) 2H+

(aq) + Ni(DMG)2

H+ (aq) + OH

-(aq) H2O()

3. Efeito de Íon Comum

a) Em tubo de ensaio colocar 0,5 m de solução saturada de NaC.

Adicionar 0,5 ml de HC 12 N e explicar o ocorrido em termos da equação.

Na+

(aq) + C-(aq) NaC(s)

b) Em um tubo de ensaio colocar 1 m de água destilada, 2 gotas de ácido acético 6M e uma gota de

alaranjado de metila

Observar a coloração vermelha de indicador. Em seguida, adicionar 0,5 m de solução de acetado de

sódio. Anotar as observações explicar o ocorrido pelas equações.

CH3COOH(aq) + H2O() CH3COO-(aq) + H3O

+(aq)

CH3COONa(aq) CH3COO-

(aq) + Na+

(aq)

FATORES QUE INFLUENCIAM NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS 11

1. Objetivo

Introduzir metodologia para o estudo de cinética química

2- Material Utilizado

a) Vidraria: 5 tubos de ensaio de 20X200mm, béquer de 400 e 500 m, 3 pipetas de 1 m

b) Reagentes: sódio metálico, etanol, FeC3 0,1 M, oxalato de sódio 0,1 N, tiossulfato de sódio 8%, H2SO4

12 N, HC 12 N KMnO4 0,1 N.

c) Diversos: termômetro, cronômetro, tripé, bico de Bunsen, amianto, banho-maria.

3. Procedimento

Influência da Temperatura

a) Colocar 200 m de água em um béquer de 600 m.

b) Tomar 5 tubos de ensaio numerados e adicionar a cada um deles 4 m de tiossulfato de sódio a 8%.

c) Tomar outros 5 tubos de ensaio não numerados e colocar, em cada um deles, 4 m de H2SO4 2%.

d) Colocar todos os tubos no béquer de 600 m e medir a temperatura da água.

e) Adicionar a solução H2SO4 de um dos tubos no tubo número 1 e marcar o tempo desde a mistura dos

reagentes até o aparecimento dos primeiros traços de turvação, com o cronômetro.

f) Levar o béquer ao aquecimento brando e esperar a temperatura se elevar de ~5oC (anote o valor)

quando então, adicionar a solução de H2SO4 ao tubo número 2 e marcar o tempo necessário para o

aparecimento da turvação, seguindo o mesmo procedimento anterior.

g) Continuar o aquecimento de 5 em 5 graus, adicionando as soluções até o último tubo.

h) Leve os dados à tabela na folha de relatório e construa o gráfico de velocidade X temperatura.

Influência da Concentração

a) Tomar 5 tubos de ensaio e colocar 5m de H2SO4 2%

b) Em outros 5 tubos de ensaio numerados colocar os volumes correspondentes dos componentes a e b

segundo a tabela abaixo:

Volume (m)

Tubo

1

2

3

4

5

Na2S2O3 5H2O (a)

6

5

4

3

2

H2O destilada (b)

0

1

2

3

4

c) Adicionar o conteúdo de um dos tubos em H2SO4 ao tubo 1 e marcar o tempo desde a mistura até o

aparecimento dos primeiros traços de turvação.

d) Fazer o mesmo com os demais tubos e levar os dados à tabela na folha de relatório. Confeccionar

gráfico.

1. Influência da temperatura (concentração constante)

Tubo 1

Tubo 2

Tubo 3

Tubo 4

Tubo 5

T (oC) Tempo (s) Velocidade (s

-1)

2. Anexar gráfico, em papel milimetrado de velocidade X temperatura

3. Influência da Concentração (Temperatura constante)

Tubo 1

Tubo 2

Tubo 3

Tubo 4

Tubo 5

T (oC) Tempo (s) Velocidade (s

-1)

A concentração relativa, empregada na tabela acima, é obtida através do quociente a/a+b

4. Anexar gráficos, em papel milimetrado, de velocidade X concentração e de velocidade X Temperatura.

5. Na reação 2HI H2 + I2 observa-se a seguinte variação na quantidade de iodeto em função do tempo:

Tempo

0

5

10

15

20

Moles de HI

0,200

0,125

0,075

0,040

0,024

Faça um gráfico e tire conclusões sobre a curva.

6. O que significa ordem de reação?

7. Dê um exemplo de reação de 2ª ordem.

8. Deduza a constante de equilíbrio de uma reação empregando conhecimento de velocidade de reação

química.

PREPARO DE SOLUÇÃO DE NaOH E DE HC 12

Introdução:

DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS.

Em 1884, Arrhenius definiu um ácido como uma substância contendo hidrogênio que produz íons

hidrogênio em solução e uma base como uma substância contendo hidróxido que produz íons hidróxido em

solução. A neutralização foi descrita por Arrhenius como a combinação destes íons para formar água:

H+(aq) + OH

-(aq) H2 O

Isto está de acordo com a observação de que quando uma solução diluída de HC, HBr, HI, HNO3

ou HCO4 é misturada com uma solução diluída de NaOH, KOH, RbOH, Ba(OH)2­ ou La(OH)3, o calor de

neutralização molar, Hneut, é sempre o mesmo: - 55,90 kJ por mol de água formada (isto é, 55,90 kJ de

calor são liberados por mol). Os ácidos acima são todos fortes (completamente dissociados) e as bases são

todas fortes, de maneira que, não importa qual par ácido-base escolhido, a reação é a mesma: a combinação

de um íon hidrogênio com um íon hidróxido para formar uma molécula de água.

DEFINIÇÃO DE BRONSTED-LOWRY.

Em 1923, Bronsted na Dinamarca e Lowry na Inglaterra, independentemente, sugeriram uma

definição ácido-base. A definição de Bronsted-Lowry é uma definição protônica. De acordo com ela, ácido

é uma espécie que tende a doar um próton e base é uma espécie que tende a aceitar um próton. Além disso,

uma reação ácido-base é uma reação de transferência de prótons. A definição de Bronsted-Lowry é bastante

geral em muitos aspectos. O HC, por exemplo, é um ácido em solução aquosa, de acordo com a definição

de Arrhenius. Mas, também, o HC é um ácido de Bronsted-Lowry em qualquer outro solvente, mesmo

quando não está presente nenhum outro solvente. Ele é um ácido simplesmente porque pode doar um

próton.

De acordo com a idéia de Bronsted-Lowry, uma reação ácido-base envolve a competição por um

próton entre duas bases. Quando, por exemplo, o cloreto de hidrogênio se dissolve em água, uma molécula

de HC (um ácido) doa um próton a H2O (uma base) para formar H3O+ (um ácido) e C-

(uma base):

HC(g) + H2O(l) H3O+ (aq) + C-

(aq)

Ácido1 + base2 ácido2 + base2

Prótons (H+) não aparecem explicitamente. Em seu lugar, a equação apresenta um ácido

transferindo um próton para uma base formando uma base conjugada e ácido, respectivamente. Na equação

acima, HC e C- constituem um par ácido-base conjugados, e H2O e H3O

+ são o outro par.

DEFINIÇÃO DE LEWIS.

Uma definição de ácido-base ainda mais abrangente foi sugerida pelo químico americano G.N.

Lewis em 1923, mesmo ano em que Bronsted-Lowry fizeram suas proposições. De acordo com Lewis,

ácido é uma espécie com um orbital vazio capaz de aceitar um par de elétrons, enquanto base é uma espécie

que pode doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Em resumo, ácido é um

receptor de par de elétrons e base é uma doador de par de elétrons. Toda reação ácido-base de Lewis

consiste na formação de uma ligação covalente coordenada.

Material Utilizado:

- Pêra de borracha.

- Balança.

- Bastão de vidro.

- Erlenmeyer de 250 m.

- Balão volumétrico de 250 m.

- Becker de 250 m.

- Espátula.

- Pipeta graduada de 2 ou 5 m.

- Hidróxido de sódio sólido (NaOH).

Procedimento:

PREPARO DA SOLUÇÃO CONCENTRADA DE NaOH ( 5 M).

O hidróxido de sódio é a base mais empregada em laboratório; porém, essa substância, no estado

sólido, pode conter impurezas e quantidades apreciáveis de carbonato e água. Assim a preparação de uma

Solução de normalidade exata de NaOH não pode ser feita pela simples dissolução de uma quantidade

exatamente pesada da substância sólida.

Considerando-se que o carbonato de sódio é insolúvel em solução concentrada de hidróxido de

sódio, pode-se preparar uma solução diluída de NaOH isenta de carbonato, por diluição conveniente da

concentrada, cuja concentração seja aproximadamente conhecida. Uma vez preparada a solução diluída de

hidróxido de sódio, esta pode ser aferida por meio de um padrão primário.

1 - Tarar um Becker de 125 m e, dentro dele, pesar 25 g de NaOH.

2 - Adicionar 125 m de água, lentamente e sob agitação.

3 - Deixar esta solução em repouso, coberta por um papel ou rolha, até atingir a temperatura ambiente.

4 - Esta solução é de aproximadamente 5 mol/ de NaOH.

PREPARO DA SOLUÇÃO 0,1 M DE NaOH.

1 - Calcular o volume da solução 5 mol/ de NaOH necessário para preparar 250 m de solução NaOH,

porém, 0,1 mol/.

Sendo: M = 0,1 M

E = 40 g/mol

V = 250 m ÷ 1000 = 0,25

2 - Adicionar água destilada ao balão para homogeneizar. Quando estiver próximo do menisco acertar

gota a gota.

3 - Fechar o balão e homogeneizar muito bem a solução.

4 - Transferir o conteúdo para frasco de polietileno, rotular convenientemente e em seguida lavar o balão.

PREPARO DA SOLUÇÃO 0,1 M DE HC

1- calcula-se o volume da Solução concentrada de HC, d = ______________g/m e T =

______________% (m/m), necessário para preparar 100 m de Solução 0,1 M nesse ácido;

2- utilizar a capela de exaustão quando utilizar ácidos concentrados. Para balão volumétrico de 100 m,

transfere-se por meio de pipeta volumétrica, o volume calculado de solução concentrada do ácido.

Adiciona-se água deionizada ao balão até próximo ao menisco e completa-se o volume gota a gota. Tampa-

se o balão e homogeneíza-se a solução;

3- em seguida transfere-se a solução diluída do ácido preparado para um frasco apropriado e rotula-se,

identificando-se a solução, data, componentes da bancada, por exemplo.

As duas soluções serão utilizadas posteriormente.

PADRONIZAÇÃO DAS SOLUÇÕES DE NaOH E DE HC 13

Padronização da solução ~0,1 M de ácido clorídrico (HC)

Uma Solução de um ácido pode ser preparada diluindo-se um volume determinado de ácido

concentrado a um volume previamente escolhido, e titulando-se a solução resultante com um padrão

primário, a fim de padronizá-la. O volume do ácido concentrado a ser tomado é calculado a partir da

densidade e do título desse ácido, e é uma função do volume da solução diluída a ser preparada.

O padrão primário mais utilizado para aferir soluções ácidas é o carbonato de sódio anidro p.a.;

quando esse sal é colocado frente a uma solução de um ácido, ocorre a reação:

Na2CO3 + 2 HC 2 NaC + H2CO3

H2CO3 H2O + CO2

O ponto final da reação pode ser percebido utilizando-se como indicador uma solução de

bromocresol verde a 0,04%.

- Material necessário

1 – Vidrarias: bureta de 50 m, pipeta volumétrica de 10 m, 3 erlenmeyers de 125 m, proveta de 50 m.

2 – Reagentes: solução de HC 0,1 M, carbonato de sódio, fenolftaleína.

3 – Equipamento: base com haste, garra para bureta.

- Procedimento

1 – A 3 erlenmeyers de 125 m adiciona-se 0,053 g de carbonato de sódio, 25 m de água deionizada e

duas gotas do indicador verde de bromocresol;

2 – preencher a bureta com o ácido clorídrico e titular a solução no erlenmeyer, até o aparecimento de leve

coloração rósea, estável. Repetir o procedimento para os outros erlenmeyers;

3 – anota-se os volumes gastos, faz-se a média e procede-se aos cálculos.

carb

carbcarb

mol

mn 1 carbonato – 2 HC ncarb – 2n HC

nHC = 2ncarb e nHC = MHC.VHC

Padronização da solução de NaOH

Aqui, será utilizada a solução de HC preparada na aula passada. Os cálculos deverão seguir a

proporcionalidade da reação abaixo.

HC + NaOH NaC + H2O

- Material necessário

1 – Vidrarias: bureta de 50 m, pipeta volumétrica de 01 m, 3 erlenmeyers de 125 m, proveta de 50 m.

2 – Reagentes – solução de HC padronizada, solução de NaOH 0,1 M, alaranjado de metila.

3 – Equipamento: base com haste, garra para bureta.

- Procedimento

1 – A 3 erlenmayers de 125 m adicionar 10 m da solução de NaOH, 40 m de água deionizada e duas

gotas do indicador;

2 – completar a bureta com a solução de HC e titular a solução no erlenmeyer até uma leve mudança de

cor. Repetir o procedimento para os outros erlenmeyers;

3 – anota-se os volumes gastos, faz-se a média e procede-se aos cálculos.

MHC.VHC = MNaOH.VNaOH MNaOH = MHC.VHC/10