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UNIVERSIDADE FEDERAL DE UBERLÂNDIA

INSTITUTO DE QUÍMICA

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL

CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA

2016

PROFESSORES

MARGARIDA SATIE IAMAMOTO

EDSON NOSSOL

2

UNIVERSIDADE FEDERAL DE UBERLÂNDIA

DISCIPLINA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL – 2oSEMESTRE/ 2016

PROFESSORES: MARGARIDA SATIE IAMAMOTO E EDSON NOSSOL

PROGRAMAÇÃO DE AULAS EXPERIMENTAIS : IQUFU39001. Turmas: A, B e C.

DATA NO

EXPERIMENTO TÍTULO DO EXPERIMENTO

11/08 ---- APRESENTAÇÃO DA DISCIPLINA

18/08 1 NOÇÕES ELEMENTARES DE SEGURANÇA. EQUIPAMENTOS

BÁSICOS DE LABORATÓRIO.

25/08 ---- JORNEQ

01/09 2 MEDIDAS DE VOLUME E ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS

08/09 3 PROPRIEDADES E TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA

15/09 4 IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS

22/09 5 PROPORÇÕES NAS REAÇÕES QUÍMICAS

29/09 6 REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO

06/10 ---- 1A PROVA – EXPERIMENTOS: 1À 6

13/10 7 PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES

20/10 8 PROCESSO DE DISSOLUÇÃO E A CONDUTIVIDADE ELÉTRICA.

27/10 ---- VEM PRA UFU

03/11 9 CURVA DE SOLUBILIDADE

10/11 10 REAÇÕES EM SOLUÇÃO AQUOSA

17/11 11 CINÉTICA QUÍMICA

24/11 12 REAÇÕES ILUSTRATIVAS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO

01/12 ---- 2A PROVA – EXPERIMENTOS: 7 À 12

08/12 ---- ENCERRAMENTO DO SEMESTRE/ VISTA DE PROVA

Critério de Avaliação (TURMAS B e C)

- Provas – Serão realizadas 2 provas (valendo 40 pontos cada) totalizando 80 pontos, nas

datas programadas acima, versando sobre os experimentos realizados. O conteúdo não é

acumulativo

- Participação e relatórios – Serão distribuídos 10 pontos de participação, que envolvem

assiduidade, envolvimento com a aula e fluxograma e 10 pontos para relatórios, que serão

distribuídos no decorrer do semestre.

- Os experimentos serão realizados por grupos fixos de no máximo 4 alunos.

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EXPERIÊNCIA 1: Introdução às Técnicas de Laboratório

1. Objetivo

Apresentar o laboratório; aprender algumas normas de segurança; aprender a

apresentar resultados e fazer operações aritméticas usando algarismos significativos;

manusear alguns equipamentos básicos de laboratório.

2. Noções Elementares de Segurança Ao iniciar seu trabalho em um laboratório químico, é importante que você conheça

procedimentos de segurança que permitam sua atuação com um mínimo de riscos. Com a

finalidade de diminuir a freqüência e a gravidade de acidentes em laboratório, torna-se

imprescindível que durante os trabalhos se observe uma série de normas de segurança:

1) Siga corretamente as instruções específicas do professor;

2) Não fume e não se alimente dentro do laboratório;

3) É obrigação do aluno ao adentrar em um laboratório, que esteja trajando um avental

adequado. Além de proteger sua roupa, um avental é muito mais barato;

4) Se o seu trabalho envolve desprendimento de gases e/ou vapores tóxicos, efetue-o na

capela;

5) Ao aquecer um tubo de ensaio contendo solução (ou qualquer outra substância) nunca

aponte-o para si ou para o colega vizinho. O super - aquecimento pode dar origem à

formação brusca de bolhas de vapor com a expulsão do conteúdo de forma violenta e

perigosa;

6) Nunca se valha do paladar para identificar alguma substância, a não ser que receba

instruções para isto;

7) Acostume-se a retirar quantidades mínimas de reagentes. Nunca se deve recolocar

sobras de reagentes nos recipientes originais. Adotando a regra acima, você evitará

desperdícios e contaminações;

8) Quando você retirar um frasco de reagente da estante, tenha o cuidado de repô-lo no

mesmo lugar, imediatamente após o uso;

9) Qualquer acidente, por menor que seja, deve ser imediatamente comunicado ao

professor;

10) Ao introduzir tubos de vidro em rolhas, umedeça-os convenientemente e enrole a peça

de vidro numa toalha para proteger as mãos;

11) Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o nariz.

Desloque com a mão, para sua direção, os vapores que se desprendem do frasco;

12) Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas.

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

O trabalho em laboratório exige concentração. Não converse desnecessariamente,

nem distraia seus colegas. Trabalhe com atenção, método e calma. Outras normas de

segurança serão apresentadas, à medida em que forem necessárias, no decorrer das

experiências que serão realizadas como parte da disciplina.

3. Equipamentos Básicos de Laboratório

A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a utilização de

uma variedade de equipamentos de laboratório, com finalidades específicas. A seguir, são

apresentados alguns equipamentos básicos e as situações mais freqüentes em que eles são

utilizados:

1º. Bico de Gás: aquecimentos em geral, excetuando-se materiais inflamáveis. A Figura 1

ilustra diferentes tipos de bicos de gás e a Figura 2, suas partes e as regiões de uma chama.

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A B C

Figura 1: Diferentes tipos de bicos de gás para aquecimento: A – Bico de Bunsen; B – Bico

de Tirrill; C – Bico de Mecker.

Figura 2: A – Partes de um Bico de gás; B – Regiões da chama.

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Para acender um bico de gás, procede-se do seguinte modo:

a) Fecha-se completamente a entrada de ar no bico;

b) Abre-se lentamente a válvula de alimentação de gás e se aproxima lateralmente a chama

de um fósforo, obtendo-se assim uma chama amarelada grande e luminosa;

c) Abre-se lentamente a entrada de ar até que a chama fique completamente azul.

2º. Balança: medidas de massa. Há uma grande variedade de balanças de laboratório, desde

as mais grosseiras (balança de plataforma e escala tríplice) até as de mais alta sensibilidade

(balanças analíticas).

*A seguir, serão apresentados por seu professor, os cuidados gerais com balanças de

laboratório e a técnica de determinação de massa usando uma balança de plataforma.

3º. Balão Volumétrico: preparo e diluição de soluções com volumes precisos e pré-

fixados: recipiente calibrado, destinado a conter um determinado volume de líquido, a uma

dada temperatura (geralmente 20ºC, podendo ser usado sem erro apreciável em

temperaturas de mais ou menos 8ºC acima ou abaixo da indicada) – Figura 3B.

4º. Becker: aquecimento de líquidos, preparo de soluções exotérmicas, dissolução de

sólidos, etc. – Figura 3A.

5º. Bureta: equipamento calibrado para medidas volumétricas precisas de líquidos,

utilizada especialmente nos casos de titulação – Figura 3C.

6º. Pipetas: medidas precisas de volumes de líquidos. Existem dois tipos: pipeta graduada

(Figura 3D) e pipeta volumétrica (Figura 3E). Uma pipeta graduada é usada para escoar

volumes variáveis e uma volumétrica para escoar volumes fixos de líquidos; são calibradas

sempre a uma dada temperatura.

7º. Proveta ou Cilindro graduado: Cilindro com graduações, destinado a medida

aproximada de volumes de líquidos – Figura 3F.

Figura 3: Alguns equipamentos básicos de laboratório: A- Becker; B- Balão volumétrico;

C- Bureta; D- Pipeta graduada; E- Pipeta volumétrica; F- Proveta ou cilindro graduado.

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EXPERIÊNCIA 2: Medição de Volumes

1. Objetivo

Conhecer equipamentos e técnicas de medidas de volume em laboratório e aprender

a desenvolver cálculos com algarismos significativos.

2. Como efetuar a medida de volumes de líquidos Ao se colocar um determinado líquido em um recipiente para efetuar a medida de

seu volume, a linha divisória entre o líquido e o ar denomina-se menisco, e é utilizada como

referência para a leitura do volume. para a maioria dos líquidos, o menisco apresenta um

mínimo na região central do aparelho de medida. Isto ocorre, devido á superioridade das

forças adesivas (líquido-recipiente) em relação às forças coesivas (líquido-líquido).Se o

líquido for transparente, deve-se utilizar o ponto de mínimo para efetuar a leitura. Se for

opaco, utiliza-se a parte superior.

Nos casos em que as forças coesivas (líquido-líquido) são maiores que as forças

adesivas (líquido-recipiente) o menisco apresenta um ponto de máximo, o qual deve ser

utilizado como referência para a leitura.

Para efetuar a leitura do volume de um líquido, procure sempre posicionar-se de

modo que a sua linha de visão fique, em relação à superfície do líquido, como ilustrado na

Figura 1. Este procedimento evita erros de leitura decorrentes de um mal posicionamento de

seu olho em relação à altura do menisco do líquido.

Figura 1: Modo correto de se ler o volume de um líquido: LINHA DE VISÃO

HORIZONTAL À SUPERFÍCIE DO LÍQUIDO.

A Figura 2 ilustra parte da escala de uma proveta de 100 mL, cuja menor divisão é

de 1 mL, onde o menisco está localizado entre 90 e 91 mL. Como expressar o valor do

volume? Se escrevessemos que o volume é de 90,1 mL ou de 90,3 mL, não teríamos muita

certeza a respeito deste último algarismo. Nota-se, então, que o último algarismo é duvidoso

e a sua avaliação, através de subdivisões mentais, varia de pessoa para pessoa e caracteriza

um erro associado à medida.

Figura 2: Visão expandida de parte da escala de uma proveta de 100 mL; o menisco está

entre 90 e 91 mL.

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3. Medição de volumes Abaixo estão enumeradas as etapas para a realização experimental de uma medição

de volumes com equipamentos devidamente estabelecidos pelo professor;

a) Medir 25 mL de água em um becker. Transferir para o erlenmeyer. Depois para a

proveta graduada. Compare. OBS.: todos os aparatos devem ter a mesma capacidade.

b) Medir 25 mL de água na proveta. Transferir para o erlenmeyer e depois para o becker.

Colocar os três aparatos em ordem crescente de precisão.

c) Pipetar 25 mL de usando a pipeta volumétrica. Transferir para a proveta. Comparar a

precisão das escalas.

d) Pipetar com uma pipeta graduada (transferindo para diferentes tubos de ensaio): 1 mL; 2

mL; 1,5 mL; 2,7 mL; 3,8 mL e 4,5 mL de água, com a finalidade de treinar o controle

de volumes.

e) Encher uma bureta com água (acertando o meniso, verifique se não há ar,

principalmente nas proximidades da torneira). Transferir o volume para o erlenmeyer.

Comparar a precisão das escalas.

f) Encher novamente a bureta com água, acertar o menisco e escoar para o erlenmeyer.

Marcar o tempo de escoamento de 25 mL. Espere 30 segundos e ler novamente na

bureta o volume escoado.

g) ler algarismos significativos e fazer os exercícios propostos.

4. Algarismos Significativos Chamamos algarismos significativos todos os algarismos conhecidos com certeza

mais o algarismo duvidoso, não importando a posição da vírgula. Assim, se você acha que o

volume indicado na Figura 2 é melhor descrito como 90,2 mL, o seu resultado possui três

algarismos significativos. Os dígitos nove e zero são conhecidos com certeza e o dois é o

duvidoso (aquele que foi estimado). Isto porque somente são significativos os algarismos

indispensáveis para indicar a incerteza na medida.

O algarismo duvidoso sempre está na casa decimal em que está o limite de erro do

aparelho de medida utilizado. Como o limite de erro de uma proveta corresponde à metade

de sua menor divisão, no caso da proveta acima mencionada, este limite é de 0,5 mL; por

isso que no valor 90,2 mL o dígito dois corresponde ao algarismo duvidoso.

Já no caso de um valor de massa igual a 6,374 g, medido numa balança cujo limite

de erro é de 0,001 g (sua menor divisão), os dígitos seis, três e sete são conhecidos com

certeza e o quatro é o algarismo duvidoso. Dessa forma, um volume de 20 mL deve ser

expresso como:

a) 20,00 mL, se a menor divisão da proveta utilizada for de 0,1 mL (lembre-se que

consideramos como limite de erro, a metade da menor divisão).

b) 20,0 mL, se a menor divisão da proveta utilizada for 1mL.

Outros exemplos:

Medida Notação Científica

(potência de dez)

N.º de algarismos

significativos

0,0062 g 6,2 x 10-3

g 2

0,62000 g 6,2000 x 10-1

g 5

33,0245 g 3,30245 x 10+1

g 6

20,010 g 2,0010 x 10+1

g 5

É importante observar que zeros colocados à esquerda de um número não são

significativos, enquanto que os zeros colocados à direita somente são significativos se

forem resultado de uma medida. Então, a medida 2 mL pode ser escrita como 0,002 L que

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também, contém somente um algarismo significativo, visto que podemos representá-lo por

2 x 10-3

L. Os zeros à esquerda nada mais são do que o fator de conversão de mililitros para

litros, não tendo relação com a precisão do valor medido.

Operações com algarismos significativos

Considerando o caso em que a pesagem de dois objetos, em duas balanças diferentes,

indicou os seguintes resultados:

m1 = 6,3 g e m2 = 4,17 g

O valor da massa m1 é indicado por apenas 2 algarismos significativos, sendo o

dígito seis o algarismo conhecido com certeza e o dígito três o algarismo duvidoso, que foi

avaliado da maneira ilustrada anteriormente. Analogamente, o valor de m2 possui três

algarismos significativos, sendo os dígitos quatro e um os conhecidos com certeza e o dígito

sete, o duvidoso. Qual será a massa total dos dois objetos? Certamente basta somarmos as

massas individuais. Isto, entretanto, requer certo cuidado porque os valores foram obtidos

com instrumentos diferentes. Analisaremos, aqui, como proceder nos casos da adição,

subtração, multiplicação e divisão de medidas que contém diferentes números de algarismos

significativos.

a) Adição e Subtração Quando duas ou mais quantidades são adicionadas e/ou subtraídas, a soma ou diferença

deverá conter tantas casas decimais quantas existirem no componente com o menor número

delas. Assim, ao somarmos os valores das massas m1 e m2 : 6,3 + 4,17 = 10,47 .

O resultado a ser tomado deve ser 10,5 g uma vez que o número 6,3 tem a menor

ordem decimal. Assim, existem duas regras bem simples para o procedimento de

arredondamento dos algarismos significativos, a saber:

- Quando o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado é

inferior a 5, o algarismo a ser conservado permanecerá sem ser modificado. Ex.: 2,14 ao

ser arredondado para conter dois algarismos significativos, tornar-se-á 2,1.

- Se o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado for igual

ou superior a 5, o último algarismo a ser considerado aumenta de uma unidade. Ex.:

7,435 passa a 7,44 e 63,99 passa a 64,0 ao serem arredondados para três algarismos

significativos.

-

b) Multiplicação e Divisão Nestes casos, o resultado deverá conter tantos algarismos significativos quantos

estiverem expressos no componente com menor número de significativos.

Ex.: Calcular o número de mols existentes nos seguintes volumes de solução 0,1000 Mol.L-

1 de HCl (volumes medidos com diferentes precisões):

a) 25,00 mL → n.º de mols = 25,00 . 0,1000 x 10-3

= 2,500 x 10-3

mols

b) 25,0 mL → n.º de mols = 25,0 . 0,1000 x 10-3

= 2,50 x 10-3

mols

Quando um cálculo envolver mais de uma operação, após a realização de cada

operação, pode-se ou não efetuar o arredondamento para o devido número de algarismos

significativos. Por exemplo:

13,428 x (6,2/90,14356) = 13,428 x 0,069 = 0,93 ou

13,428 x (6,2/90,14356) = 0,923566 = 0,92

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Note que no segundo caso o arredondamento só foi feito após a realização de todas

as operações, mostrando que o resultado final dependendo de como a operação foi feita e da

realização ou não de arredondamento (s) a cada etapa do cálculo. Assim, para fins de

padronização, os arredondamentos deverão ser feitos somente para o resultado final.

Exercícios:

1) Diga quantos algarismos significativos há em cada um dos seguintes resultados de

medidas (por exemplo gramas):

a) 4,96

b) 162,9

c) 100,01

d) 100,00

e) 0,223

f) 0,003

g) 0,0030

h) 4,1 x 10-23

i) 4,0 x 102

j) 404

2) Num becker pesando 45,3261 g foram colocados, sucessivamente, cada um dos

seguintes materiais (nada foi removido):

a) 0,0031 g de sal

b) 1,197 g de água

c) 27,45 g de açúcar

d) 38 g de leite

e) 88 g de xarope

Diga qual o peso total depois de cada adição.

3) Faça as operações aritméticas indicadas, admitindo que cada número é resultado de uma

medida experimental (em gramas):

a) 1,46 + 4,12 =

b) 12,641 – 1,4 =

c) 1,42 + 11,196 – 3,8 =

d) 146,3 – 145,9 =

e) (26,92 – 1,07).(4,33 + 5,6) =

f) 1,000 + 436 =

2,0

5. Referências Bibliográficas SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R. C., Introdução à Química Experimental.

São Paulo, McGraw-Hill, 1990.

PEQ – PROJETOS DE ENSINO DE QUÍMICA. Experiências de Química. São Paulo. Ed.

Moderna, 1979.

RUSSEL, J.B. Química Geral. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alli. São Paulo.

McGraw – Hill, 1982.

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EXPERIÊNCIA 3: Propriedades e Transformação da Matéria

1.Objetivo O objetivo do experimento é verificar as transformações sofridas pelas substâncias.

2. Introdução A matéria encontra-se em permanente transformação. Sob o fornecimento de energia

(calorífica, luminosa, etc.), por agentes externos as substâncias podem sofrer alterações

diversas, modificando-se de forma discreta, perceptível apenas com o auxílio de

sofisticados instrumentos. Entretanto, é possível em muitos casos, evidenciar tais mudanças

e até identificar suas origens.

Certas transformações conduzem a variações drásticas na composição química das

espécies por meio de ruptura e/ou formação de ligações interatômicas, geralmente

acompanhadas de trocas energéticas para o ambiente. Tais processos, quando fornecem

novas espécies, diferentes das iniciais, são denominados transformações químicas, tendo

ocorrido palavras, as mudanças químicas originam substâncias (produtos) cujas

propriedades intensivas são diferentes das características das substâncias originais

(reagentes).

Transformações que também envolvem ruptura e formação de ligações, mas que não

alteram a composição química da(s) espécie(s) envolvida(s), são conhecidas como

transformações físicas. As transformações físicas são principalmente observadas nas

mudanças de estados das substâncias, representadas, por exemplo, pela fusão, ebulição,

sublimação, condensação, solidificação e diferentes rearranjos de uma espécie química, que

possuam as mesmas propriedades químicas.

Evidenciar e caracterizar transformações físicas e químicas são tarefas que os

estudiosos de química e física têm se proposto ao longo dos tempos e que contribuem para o

desenvolvimento da ciência dos materiais, contudo ressaltamos que mais importante do que

uma mera classificação do tipo de transformação ocorrida e entender o processo de

transformação.

3. Procedimento Experimental

1.º parte – Substâncias sólidas:

3.1 – Material necessário: Sulfato de cobre (II)

Dicromato de amônio

Cloreto de sódio

*Nitrato de chumbo (II)

Nitrato de potássio

*Iodo

Magnésio

Tubos de ensaio

Pinça de madeira

Pinça metálica

Espátulas

Bico de Bunsen

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3.2 – Procedimento Para observar o que ocorre quando diferentes substâncias são aquecidas,

inicialmente, anote as características das substâncias (estado físico, cor, odor, aspectos,

etc.). A seguir, coloque uma pequena quantidade (uma espátula rasa) da substância em um

tubo de ensaio seco e limpo.

Ajuste o bico de Bunsen e, com o auxílio de uma pinça de madeira, aqueça o

extremo inferior do tubo de ensaio que contém a amostra. Anote tudo o que ocorre desde o

início do aquecimento até o estado final do sistema aquecido. Repita o procedimento acima

para toda as substâncias disponíveis, EXCETO PARA O MAGNÉSIO E DICROMATO

DE AMÔNIO (essas duas substâncias serão feitas como demonstração pelo professor).

CUIDADOS:

a) Os gases desprendidos do aquecimento do Nitrato de chumbo (II) e Iodo são venenosos

e atacam a pele. Para o aquecimento destas substâncias use um cristal pequeno e o faça

na capela, para evitar inalação dos gases.

b) Não aponte o tubo de ensaio, durante o aquecimento, para si ou para o colega.

c) Durante o aquecimento do Dicromato de amônio, atende para o fato da reação ser muito

exotérmica e rápida.

d) Ao aquecer uma substância qualquer, deve ser levado em conta a natureza da substância

e o tipo de aquecimento desejado. Se a substância for inflamável, então, é proibido usar

qualquer tipo de chama. Se a substância for desconhecida, também não deve se usar

chama. Pode-se utilizar banho-maria (se a temperatura de aquecimento for abaixo d

373º K – 100º C) ou banho de óleo (para aquecimento acima de 373º K – 100º C) ou

uma manta de aquecimento. Se a substância não for inflamável, então pode-se utilizar

bico de gás.

2.º parte: Comportamento de substâncias ou materiais frente à ação de outras substâncias

ou materiais.

3.3 – Material necessário: Sulfato de cobre (II) sólido

Cloreto de sódio

Solução de HCl (mol.L-1

)

Solução de NaOH (mol.L-1

)

Solução de NH4OH (mol.L-1

)

Solução de CuSO4 (mol.L-1

)

CaCO3 sólido

“bombril”

3.4 – Procedimento Experimental

a) Dissolva as substâncias cloreto de sódio e sulfato de cobre (II) em água, em tubos

separados. Para cada um dos dois tubos, coloque uma pedrinha de ebulição e aqueça

lentamente até total evaporação de água. Compare o sólido obtido com o original.

b) Em três tubos de ensaio adicione 1mL de HCl . A cada um deles coloque 1 mL de cada

substância abaixo:

Solução de NaOH, solução de NH4OH e solução de CuSO4 (observe e anote o que

acontece).

c) Em um tubo de ensaio, coloque uma pequena quantidade de CaCO3 (s) e adicione a ela

1mL de HCl em solução. Observe e anote o que acontece.

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d) Em dois tubos de ensaio diferentes coloque uma pequena mecha de bombril. A seguir

adicione em um deles 1 mL de solução de HCl e no outro 1 mL de solução de CuSO4.

Observe e anote o que acontece.

4. Referências Bibliográficas LEE, J.D. Química Inorgânica: um novo texto conciso. Tradução de Juergen H. Maar.

3.º ed. São Paulo, Edgard Blucher, 1980.

OHLWEILER, O.A. Química Inorgânica. Volume I e II. São Paulo, Edgard Blucher,

1971.


Moderna, 1979.

RUSSEL,J.B.. Química Geral. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alli. São Paulo.


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EXPERIÊNCIA 4: Identificação de Substâncias

1. Objetivo A presente experiência tem como objetivo, determinar a densidade de substâncias

sólidas e líquidas.

2. Introdução

As propriedades físicas da matéria agrupam-se em duas categorias principais:

intensivas e extensivas. Existem propriedades que independem da quantidade de matéria,

por exemplo, a temperatura de uma amostra, não depende de seu tamanho e sim, do meio

onde ela se encontra; já a massa depende da quantidade de matéria. Desta forma, a

temperatura é uma propriedade intensiva assim como, o ponto de fusão e a densidade. A

temperatura é uma propriedade determinante da pureza de uma substância. O ponto de

fusão e o de ebulição, permanecem constantes, durante a mudança de estado físico de uma

substância. A massa é uma propriedade extensiva, assim como o volume. É importante

lembrar que, relações entre propriedades extensivas, têm como resultado uma propriedade

intensiva. Exemplos destas relações são: a densidade e a concentração.

Para entender o que é densidade, sabemos que toda amostra de matéria tem massa e

ocupa um espaço (tem volume), ao mesmo tempo. Assim, porções de matéria de um mesmo

tipo, que tem volumes diferentes, necessariamente tem massas diferentes. Tais massas são

diretamente proprorcionais aos volumes, e temos algebricamente:

m = ρ . V (1), onde a letra grega “rô” (ρ) é a densidade, pois rearranjando a relação

facilmente vemos que , ρ = m/ V (2).

Portanto, densidade é tão somente a grandeza que expressa quanto há de massa por

unidade de volume de uma dada porção de matéria. Quando se dispõe de diversas amostras,

de tamanhos diferentes, de um mesmo material, é possível determinar a densidade do

material através de um gráfico de m em função de V. A equação 1 corresponde à equação

de reta, sendo que a densidade é o coeficiente angular dessa reta. Outra maneira de se

determinar a densidade é pela utilização da equação 2.A determinação gráfica do valor da

densidade do material, a partir de valores de m e de V de amostras de tamanhos distintos, é

mais recomendável do que o simples uso da equação 2 para uma única amostra; trata-se

aqui, do fato de que, levar-se em conta várias medidas, minimizam eventuais erros.

A densidade é uma propriedade física de extrema importância na caracterização,

identificação e utilização de substâncias e materiais. Muitos processos químicos, são

controlados através da medida de densidade. Valores de ρ versus T, podem ser

encontradas em manuais técnicos como, “Handbook of Chemistry and Physics”.


3.1 - Material necessário:

Pequenos lâminas de diferentes metais

Água destilada

Soluções aquosas de sal, de diferentes concentrações (água destilada + NaCl)

Balança de plataforma e de tríplice escala

Provetas de diferentes capacidades máximas

Densímetro

3.2 – Procedimento 3.2.1 - Amostras sólidas:

As amostras sólidas, deverão ser pesadas. ANTES DE UTILIZAR A BALANÇA

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INDICADA POR SEU PROFESSOR, LEIA AS INSTRUÇÕES OU CONSULTE O

PROFESSOR. Faça uma medida com cada metal, anotando os valores obtidos. Determine o

volume de cada amostra escolhendo a proveta de capacidade máxima mais adequada, e

lembre-se que, quanto mais o volume medido se aproximar da capacidade máxima da

proveta, MENOR será o erro associado à medida.

Com auxílio da pisseta, coloque água na proveta até aproximadamente metade da

capacidade total. Anotar esse volume de água. Introduzir na proveta, a amostra sólida

previamente pesada. Fazer isso, inclinando a proveta de modo que se evite que a amostra

desça bruscamente ao fundo, espirrando água para forra ou mesmo danificando a proveta.

Através de leves batidas na lateral da proveta, fazer com que quaisquer bolhas de ar

eventualmente retidas nas paredes da amostra se desprendam. Só então, anotar o volume

total (água + amostra). Realizar esses processos de pesagens e de determinação de volume

para todas as amostras sólidas indicadas pelo professor. Ao final do procedimento

experimental comparar os resultados obtidos com os resultados dos outros grupos.

3.2.2 – Amostras Líquidas (H2O destilada e soluções aquosas de sal):

Para determinar a massa de um volume conhecido, de cada amostra líquida, pesar

inicialmente uma proveta adequada; a seguir pesar novamente contendo líquido até seu

volume máximo. Repetir o procedimento acima, três vezes para cada amostra, tomando

sempre o mesmo volume da amostra sem esquecer de medir todas as temperaturas das

amostras.

Medir a densidade de cada amostra líquida, usando um densímetro (instruções

específicas, serão fornecidas pelo seu professor). Confrontar as medidas observadas no

laboratório com a literatura e discutir possíveis erros.

4. Referências Bibliográficas O’CONNOR,R. Fundamentos de Química. São Paulo, Harper & Row do Brasil,

1977.


Moderna, 1979.

SILVA, R . R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R. C., Introdução à Química Experimental.


WEAST,R.C.. Handbook of Chemistry and Physics. 57º. ed., Cleveland, CRC Press,

1976.

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EXPERIÊNCIA 5: Proporções nas Reações Químicas

1. Objetivo

Esse experimento procura verificar se há uma relação fixa e invariável entre as

quantidades dos reagentes que participam de uma reação (Lei das proporções definidas).

2. Introdução

Neste experimento, você vai pesquisar se há uma razão fixa segundo a qual as

substâncias interagem entre si. A reação a ser estudada é a que se verifica entre nitrato de

chumbo (II) e iodeto de potássio. Quando se misturam soluções dessas substâncias, a reação

é evidenciada pelo aparecimento de um precipitado de iodeto de chumbo.

Na linguagem matemática, a razão entre dois números ou entre duas grandezas significa

o quociente entre esse número ou entre essas grandezas. Para representar a razão entre dois

números A e B, usa-se a notação A/B ou A:B. A igualdade entre duas razões chama-se

proporção. Desta forma, o problema consiste em descobrir a razão entre as quantidades das

substâncias que efetivamente reagem entre si, isto é, quando há formação de uma certa

quantidade de produto sem que haja sobra de reagentes. Se esta razão for fixa em diferentes

situações, poderemos afirmar que existe uma proporção entre as quantidades de reagentes

participantes da reação.

Para esta reação você expressará a quantidade de reagente em número de mols (n),

determinando assim a razão molar dos reagentes para formar uma certa quantidade de

produto.

A razão molar deverá ser determinada em duas situações distintas: 1) Empregando soluções de nitrato de chumbo e iodeto de potássio 0,20 mol.L

-1, e em

volumes tais que a soma deles seja sempre a mesma em todas as determinações.

Enquanto o volume de uma das soluções vai aumentando em cada ensaio, o outro vai

diminuindo do mesmo valor (método das variações contínuas).

2) Empregando um volume fixo de uma delas e variando apenas o volume da outra

(método univariante).

Em cada caso, deve-se encontrar a razão entre as quantidades de reagentes na qual se

forma a quantidade máxima de produtos sem sobra de um deles.

3. Procedimento Experimental:

3.1 – Material necessário

Soluções de Pb(NO3)2 , 0,20 mol.L-1

Solução de KI , 0,20 mol.L-1

duas buretas e suportes metálicos

estante com tubos de ensaio de mesmo tamanho (14 tubos)

régua

álcool

3.2 - Procedimento Experimental Método das variações contínuas:

a) Numere os tubos de ensaio de 1 a 8, verificando antes se o diâmetro deles é uniforme.

b) Por meio da bureta que contém KI, coloque em cada um dos tubos o volume desta

solução indicado na Tabela abaixo.

c) Acrescente agora, por meio de outra bureta, as quantidades de nitrato de chumbo

indicadas na mesma Tabela.

16

Tabela 1 – Volume utilizado.

N.º do tubo 1 2 3 4 5 6 7 8

Volume da solução de

KI (mL)

2,00 4,00 6,00 8,00 10,00 12,00 14,00 16,00

Volume da solução de

Pb(NO3)2 (mL)

16,00 14,00 12,00 10,00 8,00 6,00 4,00 2,00

d) Agite cada tubo. Acrescente algumas gotas de álcool, recolocando-os em seguida na

estante. Deixe que fiquem em repouso durante, aproximadamente, 10 minutos. Anote

suas observações na Tabela 2.

e) Meça duas vezes a altura do precipitado formado em cada tubo e anote o resultado na

Tabela 2. Após realizar todas as medidas, adicione a cada um dos tubos mais 1 mL de

solução de KI. O que você observa?

Tabela 2 – Resultados experimentais.

Tubo KI Pb(NO3)2 PbI2: altura (h) Há reagente em excesso? n.º V (mL) n.º de

mols

V(mL) n.º de

mols

1º

medida

2º

medida

(h)

cm

Anote qual reagente está em

excesso.

1

2

3

4

5

6

7

8

Método univariante:

a) O procedimento experimental se dá utilizando seis tubos de ensaio onde serão

acrescentados a cada um 10,0 mL de KI e variando apenas o volume de Pb(NO3)2 :

2,00, 3,00, 4,00, 5,00, 6,00 e 7,00 mL respectivamente.

b) Acrescentar algumas gotas de álcool em cada um dos tubos de ensaio, colocando-os em

seguida na estante. Deixe-os em repouso durante 10 minutos. Anote as observações na

Tabela 3.

c) Meça duas vezes a altura do precipitado formado em cada tubo e anote os resultados.

d) Após realizar todas as medidas acrescente a cada tubo mais 1 mL de solução de nitrato

de chumbo (II). O que você observa?

Tabela 3 – Resultados experimentais.

Tubo KI Pb(NO3)2 PbI2: altura (h) Há reagente em excesso? n.º V (mL) V (mL) 1º

medida

2º

medida

h (cm) Anote qual reagente está em excesso

1

2

3

4

5

6

17

Processamento de dados:

a) Analise a Tabela de resultados. Que informação ela lhe dá?

b) Escreva a equação química da reação usando adequadamente sua estequiometria para os

compostos em solução aquosa.

c) Escreva a equação na forma iônica usando os coeficientes adequadamente.

4. Referências bibliográficas


Moderna, 1979.

18

EXPERIÊNCIA 6: Reações de Oxi-redução

1. Objetivo

Esta experiência tem como objetivo, verificar e comparar a reatividade de diferentes

metais e substâncias, na capacidade em se oxidar ou se reduzir.

2. Introdução

Uma classe de reações químicas que merece destaque pela sua grande e importante

aplicação prática, é a das reações de oxi-redução. Podemos defini-las como sendo reações

onde ocorrem perdas de elétrons por uma espécie e consequentemente, ganho de elétrons

por outra. A espécie que, perde elétrons sofre oxidação, enquanto que, a espécie que ganha

elétrons sofre redução.

A substância capaz de promover a redução da outra é denominada agente redutor,

enquanto que, aquela que tem a capacidade de oxidar a outra substância, chamamos de

agente oxidante. Note que, quando uma barra de Zinco metálico é colocada em contato

com uma solução aquosa de Sulfato de Cobre II (CuSO4), observa-se imediatamente, a

formação de um depósito escuro de Cobre metálico, sobre a superfície do Zinco e o

gradativo desaparecimento da cor azul característica da solução de CuSO4, indicando que,

os íons cúpricos (Cu+2

), estão sendo consumidos na reação (ver Figura 1).

As equações que representam tais fenômenos, são representadas através de semi-

reações e reação global, dadas por:

Zn0 (s) Zn

-2(aq) + 2 e

- (reação de oxidação)

Cu-2

(aq) + 2 e- Cu

0(s) (reação de redução)

Zn0

(s) + Cu-2

(aq) Cu0

(s) + Zn-2

(aq) (reação global)

Figura 1: Barra de Zinco metálico imersa numa solução de CuSO4 (aq).

As espécies Zn0

(s) e Cu-2

(aq), possuem tendências opostas com relação à perda e ao

ganho de elétrons, dai a grande espontaneidade da reação entre elas. A maneira natural de

verificar a espontaneidade de diferentes pares de substâncias é observar se, ocorre ou não

reações entre eles. Para permitir essa comparação, foi atribuído um valor arbitrário de

potencial igual a zero (0,00 Volt) à tendência da semi-reação.

19

2 H+

(aq) + 2 e- ⇔ H2 (g) E

0 = 0,00 V

(Condições convencionadas como padrão : 25ºC, 1 atm e concentração dos íons em solução

igual a 1,0 mol.dm-3

).

A partir daí, foram medidas as diferenças de potencial de cada uma das diferentes

espécies, em relação ao eletrodo padrão de Hidrogênio, nas mesmas condições padrão. As

tabelas de potenciais padrão de eletrodo, encontradas em quase todas as referências

bibliográficas, são obtidas desta maneira. Cada semi-reação vem escrita como redução.

Para se obter o potencial da reação inversa, a oxidação, basta inverter o sinal da tensão (ou

potencial) dado. Vejamos o caso da barra de Zinco metálico imersa em solução de Sulfato

de Cobre II, observa-se que o zinco se oxida e os íons Cu-2

se reduzem, portanto, as

possíveis reações e seus potenciais padrão são:

Zn0 (s) Zn

+2(aq) + 2 e

- (E

0 = + 0,76 V)

Cu+2

(aq) + 2 e- Cu

0(s) (E

0 = + 034 V)

Zn0

(s) + Cu+2

(aq) Cu0

(s) + Zn+2

(aq) (ΔE0 = + 1,10 V)

Como pode ser verificado no exemplo descrito, a previsão do potencial total da

célula é feita com base na adição dos potenciais padrão correspondentes às reações de

eletrodo tal como ocorrem na célula. O ΔE0 resultante é numericamente igual ao potencial

da célula galvânica medido experimentalmente. Uma tensão positiva (ΔE0

> 0),está

associado a uma reação espontânea, ao passo que, uma tensão negativa sinaliza que, tal

reação não ocorre espontaneamente. É muito importante salientar que, quando se

multiplicam os coeficientes estequiométricos de uma reação por um dado fator (ajuste para

que os elétrons venham a ser cancelados), o potencial da reação, não deve ser multiplicado

por este fator, por que as tensões produzidas pelas células, no estado padrão, são

independentes das quantidades de reagentes e produtos.


3.1 - Material necessário:

- Metais: magnésio, zinco, estanho, cobre, chumbo, ferro, alumínio,.

- Soluções aquosas (1,0 mol.L-1

) de: cloreto de magnésio, sulfato de zinco, cloreto de

estanho, sulfato de cobre, nitrato de chumbo II, cloreto ferroso, cloreto de alumínio e

ácido clorídrico.

- Tubos de ensaio.

3.2 - Procedimento

Limpar bem a superfície dos metais (caso seja uma barrinha, lixar e lavar com água

destilada). Secar em seguida. Utilizar um mesmo metal em diferentes tubos de ensaio. Em

seguida, adicionar em cada tubo 1 mL de solução de cloreto de Magnésio. Observar e

anotar em quais tubos ocorre reação. Repetir o procedimento descrito utilizando soluções de

ZnSO4, SnCl2, CuSO4, Pb(NO3)2, FeCl3, AlCl3 e HCl (diluído), de acordo com o quadro a

seguir:

20

OBS.: * Usar HCl concentrado para os metais : Sn, Pb e Fe.

* Como cada grupo usou um metal diferente, busque os resultados de seus colegas,

para completar sua Tabela.

Tabela 1 – Quadro de controle de reações (Escrever se houve mudança, se ocorreu reação

ou não, e qual é a mudança.)

metal/ sç MgCl2 SnCl2 ZnSO4 CuSO4 Pb(NO3)2 FeCl3 AlCl3 HCl

Mg

Zn

Sn

Cu

Pb

Fe

Al

4. Processamento de dados

Com os dados coletados, estabelecer uma ordem crescente de força oxidante e força

redutora dessas espécies. Comparar as sequências de forças oxidante e redutoras obtidas

experimentalmente, com a Tabela de potenciais padrão de eletrodo. Há alguma

discrepância? Discutir.

Escrever as semi-reações e a reação global e calcular o potencial padrão (ΔE0). Utilizar

os dados da Tabela e verificar a espontaneidade de cada reação. Comparar os resultados

obtidos experimentalmente com os da literatura e explicar as discrepâncias encontradas.

5. Referências Bibliográficas

SILVA, R . R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R . C., Introdução à Química

Experimental. São Paulo, McGraw-Hill, 1990.

RUSSEL,J.B.. Química Geral. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alli. São Paulo.


MAHAN,B.H., Química ,um curso universitário. São Paulo, Edgard Blucher, 1970.

21

EXPERIÊNCIA 7: Preparação de Soluções

1. Objetivo

O objetivo dessa experiência é o de preparar soluções aquosas a partir de solutos

sólidos e líquidos, e executar diluições dessas soluções estoques.

2. Introdução

Uma solução, no sentido mais amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou mais

espécies de substâncias moleculares ou iônicas.

Soluções podem ser formadas por qualquer combinação dos três estados da matéria

(sólidos, líquidos, gases), porém, são sempre constituídas de uma única fase.

Em química, trata-se principalmente das soluções no estado líquido,

constituída por gases, líquidos ou sólidos dispersos num líquido. Se esse líquido for água a

solução é denominada solução aquosa.

Os componentes de uma solução são chamados de solvente e soluto (um ou mais),

onde geralmente o solvente é o componente presente em maior quantidade.

As propriedades de uma solução dependem de sua composição e da natureza dos

seus componentes. A descrição quantitativa da composição de uma solução é feita

especificando-se sua concentração.

Desta forma, as relações entre as porções de soluto e de solvente em uma solução,

ou entre as porções de soluto e solução, podem ser expressas de diferentes maneiras, sendo

algumas apresentadas a seguir:

1) Relação massa de soluto/massa total de solução, ou seja, a fração em massa do soluto,

que é usualmente transformada numa porcentagem, conhecida como título ou

porcentagem em massa. Assim, uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) com

título percentual de 70% contém 70 g de H2SO4 para cada 100 g de solução. Solução

aquosa de cloreto de sódio (NaCl) a 5% em massa, cada 100 g de solução contém 5 g

NaCl e 95 g de H2O.

2) Relação massa de soluto/volume de solução, denominada concentração de solução em

massa; é bastante utilizada em indústria, com unidade g/L ou Kg/L.

3) Relação quantidade de matéria de soluto (número de mols)/volume de solução em litros,

denominada concentração de soluto em quantidade de matéria (concentração molar).

Esta relação é a mais utilizada por Químicos. A unidade utilizada é o mol.L-1

e seu uso é

recomendado pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada).

2.1.Técnicas de preparação de solução No preparo de soluções, é muito importante minimizar os erros associados às

medidas de volumes, portanto, utiliza-se o balão volumétrico e a pipeta (a Tabela 1 ilustra

os valores dos limites de erros usualmente associados aos volumes nominais de balões

volumétricos).

22

Tabela 1 - Valores dos limites de erros usualmente associados aos volumes nominais de

balões volumétricos.

Capacidade / mL Limite de erro / mL

1 ± 0,010

2 ± 0,015

5 ± 0,02

10 ± 0,02

25 ± 0,03

50 ± 0,05

100 ± 0,08

250 ± 0,12

500 ± 0,20

1000 ± 0,30

2000 ± 0,50

Ao preparar uma solução, o soluto (sólidos, líquidos ou sua solução concentrada)

deve ser inicialmente dissolvido em um becker utilizando-se um volume de solvente

inferior ao volume final da solução a ser preparada (caso haja desprendimento de calor,

deve-se esperar até que a solução volte à temperatura ambiente). Em seguida, essa solução

deve ser transferida quantitativamente, com o auxílio de um bastão de vidro e um funil, para

um balão volumétrico de volume igual ao que se deseja preparar de solução. Deve-se ter o

cuidado de lavar o becker, o funil e o bastão, com pequenas quantidades de solvente,

transferindo os volumes utilizados para o balão. Adiciona-se solvente até que a parte

inferior do menisco esteja tangenciando a marca indicativa no pescoço do balão

correspondente ao seu volume nominal. Preparada a solução, a mesma deve ser

homogeneizada invertendo-se o balão volumétrico (bem tapado) diversas vezes.

O procedimento de, inicialmente, diluir o soluto em um becker, ao invés de

diretamente no balão volumétrico, tem uma forte justificativa : por exemplo, a diluição de

soluções concentradas de ácidos ou bases (ou a dissolução de bases) é, em geral,

acompanhada por um grande desprendimento de calor (reação exotérmica), o que eleva a

temperatura da solução. Como o volume nominal dos balões volumétricos, é, geralmente,

calibrado a 20ºC, não é recomendado colocar soluções aquecidas em balões, nem expor

balões volumétricos a temperaturas elevadas (por isso, eles não devem ser secos em

estufas). O desprendimento de calor ocasionado pela dissolução de soluções concentradas

de ácidos é tão grande que somente se deve dissolve-los em água, isto é, não se deve

dissolver água neles, pois, nesse caso, a solução pode chegar a ferver no ponto em que a

água é adicionada, podendo espirrar. Portanto, jamais adicione água a uma solução

concentrada de um ácido, sempre adicione o ácido concentrado à água.



soluto sólido

solução aquosa concentrada de ácido

pisseta com água destilada

balões volumétricos de diferentes capacidades

becker

funil

bastão de vidro

pipeta graduada

23

pipetador de borracha ou sistema similar

balança

etiquetas

3.2 – Procedimento

Os solutos, as concentrações molares e os volumes das soluções aquosas a serem

preparados lhe serão comunicados pelo professor.

a) Preparo de uma solução aquosa de um sal, a partir do soluto sólido:

Efetue os cálculos para determinar a massa de soluto necessário para preparar a solução

que lhe foi comunicada. Mostre ao seu professor os cálculos realizados. Prepare a solução

de acordo com as técnicas descritas anteriormente. Ao final, coloque no balão uma etiqueta,

contendo a fórmula e a concentração da solução.

b) Preparo de uma solução aquosa diluída de um sal, a partir da solução preparada no

ítem anterior (diluição):

Inicialmente, efetue os cálculos para determinar o volume de solução a ser usado.

Retire o volume de solução usando uma pipeta adequada com o auxílio de um pipetador de

borracha ou similar. A seguir, proceda de acordo com as técnicas descritas anteriormente.

c) Preparo de uma solução aquosa diluído de um ácido, a partir de uma solução

concentrada em estoque: Efetue os cálculos para determinar o volume de solução concentrada em estoque a

ser utilizado na preparação da solução que lhe foi comunicada. A seguir, proceda como no

caso da solução anterior.

CUIDADOS: ácidos concentrados devem ser manipulados na capela;

nunca pipete com a boca;

sempre adicione o ácido concentrado à água.


SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R . C., Introdução à Química Experimental.



Moderna, 1979.

QUAGLIANO, J.V. & VALLARINO, L.M. ,Química . Trad. Aida Espínola. Rio de

Janeiro, Guanabara Dois, 1979.

VOGEL, A., Análise Inorgânica Quantitativa. Trad. Aida Espínola. 4.º Edição. Rio de

Janeiro, Guanabara, 1981.

Preparação de Soluções:

1) Preparar 100 cm3 de uma solução aquosa do sal CuSO4.5 H2O, pureza de 98%, cuja

concentração seja de 0,1 mol.L-1

.

24

2) Preparar 100 cm3 de uma solução aquosa diluída de concentração 0,010 mol.L

-1, a

partir da solução preparada no ítem anterior.

3) Preparar 100 cm3 uma solução aquosa diluída de ácido clorídrico 1,0 mol.L

-1, a

partir de uma solução concentrada em estoque. Dados: densidade = 1,19 g.cm3 e

porcentagem em peso = 36% .

25

EXPERIÊNCIA 8: Processo de Dissolução e a Condutividade Elétrica

1. Objetivo

O objetivo deste experimento é o de verificar a variação de solubilidade e da condução

de corrente elétrica, em função da natureza do soluto e do solvente.

2. Introdução

Experiências nos têm mostrado que as substâncias em geral, variam seu

comportamento quanto à solubilidade, em diferentes solventes. Por exemplo, o Naftaleno

(C10H8 ), dissolve-se facilmente em gasolina, que é uma mistura de hidrocarbonetos. É

menos solúvel em Etanol (C2H5PH), cujas moléculas apresentam cadeia carbônica curta,

com um grupo hidroxila; e é praticamente insolúvel em água. Por outro lado o ácido bórico

[B(OH)3] é moderadamente solúvel em água e álcool mas, insolúvel em gasolina.

O que explicaria estas diferenças de comportamento? A resposta estaria num exame

cuidadoso das alterações estruturais que ocorrem durante o processo de dissolução além das

forças que atuam entre as partículas do soluto e do solvente. Este novo ambiente, onde

predomina quantitativamente o solvente, é que explicará a solubilidade de uma substância

naquele solvente.

A razão pela qual substâncias tais como a gasolina ou o naftaleno não se dissolvem

em água é que, em solução, suas moléculas não formariam ligações H-O-H com H-O-H, da

água. Por outro lado, naftaleno dissolve-se facilmente em gasolina, pois, ambos são

apolares e experimentam apenas forças de London, relativamente fracas. Assim a

intensidade das forças atrativas entre pares de moléculas de naftaleno e entre pares de

moléculas de hidrocarbonetos que compõe a gasolina são praticamente, de mesma

intensidade; isto explica a solubilidade entre as duas substâncias, e no caso, como são

líquidos utilizamos o termo: MISCÍVEIS.

O ácido bórico é solúvel em água porque a ruptura das Pontes de Hidrogênio, entre

as moléculas de água na água pura, é compensada pela formação de outras Pontes de

Hidrogênio fortes entre as moléculas de água e os grupos hidroxila (OH-) do ácido bórico.

Desta forma nota-se que, substâncias tendem a dissolver-se em solventes quimicamente

semelhantes, devido à proximidade de intensidade das forças intermoleculares. Geralmente,

a eficiência do processo de dissolução envolve a quebra de interações intermoleculares e/ou

de dissociação (quebra de ligações).

Os fragmentos resultantes, se eletricamente carregados, movem-se em solução

conduzindo corrente elétrica, o que pode ser utilizado como medida de condutividade

elétrica da solução. Dependendo da intensidade desta condutividade, pode-se determinar o

grau de dissociação da espécie em solução; conforme o comportamento desta solução

classificamos as substâncias em:

a) Eletrólitos: conduzem corrente elétrica em solução. O processo de formação de

partículas condutoras de eletricidade, íons, pode ocorrer através de dissociação; os íons

podem existir antes do processo de dissolução e seriam separados apenas pela

intensidade das forças soluto-solvente. Pela ionização, resultante das interações soluto-

solvente de uma substância não iônica com o solvente, levando à ionização e separação

das partículas eletricamente carregadas. Vejamos os exemplos:

NaCl(s) + H2O → Na+

(aq) + Cl-(aq) (dissociação)

HCl(g) + H2O → H+

(aq) + Cl-(aq) (ionização)

26

b) Não eletrólitos: não conduzem corrente elétrica em solução, em função da natureza das

partículas geradas pelo processo de dissolução.


Variação da solubilidade de diferentes solutos em água:


cloreto de sódio;

dicromato de potássio;

sulfato de cálcio;

açúcar (sacarose);

pisseta com água destilada;

espátulas;

tubos de ensaio;

pipeta graduada de 5 mL;

becker;

bastão de vidro.

3.2 – Procedimento Colocar uma ponta de espátula (quantidade mínima possível) de cada um dos solutos

citados na Tabela, em tubos de ensaio separados, e adicionar cerca de 3 mL de água

destilada. Agitar e observar a solubilidade de cada soluto. Adicionar mais 3 mL de água em

cada tubo, agitar novamente e comparar as solubilidades.

Tabela1 - Resultados do procedimento 3.2

Solutos sólidos NaCl K2Cr2O7 CaSO4 Açúcar

(C6H12O6)

3 mL de H2O

destilada

+ 3 mL de H2O

destilada

Variação da solubilidade de diferentes solutos em diferentes solventes:


iodo sólido;

clorofórmio;

etanol;

cloreto de sódio;

pisseta com água destilada;

espátula;

tubos de ensaio;

pipeta graduada de 5 mL;

becker;

bastão de vidro.

27

3.4 – Procedimento a) Colocar uma ponta de espátula (quantidade mínima possível) de cloreto de sódio em

três tubos de ensaio, contendo cerca de 3 mL de água destilada, etanol e tetracloreto de

carbono, respectivamente. Agitar e observar a solubilidade em cada caso. Repetir o

procedimento, utilizando alguns cristais de iodo.

Tabela 2 - Resultados do procedimento 3.4 – a) Soluto/

solvente H2O C2H5OH CHCl3

NaCl(s)

I(s)

b) Misturar quantidades iguais (cerca de 2,0 mL) de água destilada e etanol em um tubo;

em outro tubo repetir o procedimento para os solventes água e clorofórmio; repetir o

procedimento para o etanol e clorofórmio. Agitar e observar a solubilidade para os

líquidos.

Tabela 3 - Resultados do procedimento 3.4 – b)

C2H5OH CHCl3

H2O

C2H5OH -----------------------

Variação da condutividade elétrica de substâncias puras e de soluções:

3.5 – Material necessário ácido acético glacial;

etanol;

água destilada;

cloreto de sódio;

hidróxido de sódio;

açúcar (sacarose);

soluções aquosas dos solutos acima;

vidro de relógio;

cadinho de porcelana;

tripé;

triângulo de aquecimento;

becker.

3.6 – Procedimento Testar a condutividade elétrica das soluções e substâncias puras citadas, utilizando o

dispositivo com dois eletrodos metálicos e lâmpadas. Ao mergulhar os eletrodos na solução,

caso a lâmpada venha a acender forte ou fracamente, significa que o circuito elétrico se

fechou pela presença de íons no sistema. A manutenção da área dos eletrodos, bem como a

distância entre eles fixas, nos permitiria relacionar a intensidade do brilho da lâmpada e a

condutividade elétrica.

A) Substâncias puras: Testar a condutividade elétrica das seguintes substâncias, quando puras: água destilada,

28

etanol, ácido acético glacial, sacarose, cloreto de sódio e hidróxido de sódio (sólido e

fundido). Obs.: Para testar o NaOH fundido, utilizar cadinho de porcelana e triângulo de

aquecimento, para fundir o álcali.

B) Soluções aquosas:

Testar a condutividade elétrica de soluções aquosas de sacarose, cloreto de sódio,

etanol, hidróxido de sódio e ácido acético. Obs.: Aproveitar reagentes do teste anterior.

Tabela 4 – Resultados do procedimento 3.6

Substâncias puras Água destilada

Etanol

Ácido acético glacial

Sacarose

Cloreto de sódio

Hidróxido de sódio (sólido)

Hidróxido de sódio (fundido)

Soluções aquosas Sacarose

Cloreto de sódio

Etanol

Hidróxido de sódio

Ácido acético

CUIDADOS:

utilizar sempre tubos limpos e secos, para testes de solubilidade;

limpar sempre os eletrodos ao passar de uma substância ou solução para outra (testes de

condutividade elétrica).


PAULING.L. Química Geral. Tradução De Roza D. Kuppermann. Rio de Janeiro, Ao Livro

Técnico, 1982.

BRADY, J.E., Química Geral. Rio de Janeiro, Livros Técnicos Científicos, 1982.

CHEMICAL EDUCATION MATERIAL STUDY. Química, Uma Ciência Experimental.

São Paulo, Edart, 1976, v.2.

RUSSEL, J.B, Química Geral. São Paulo, Makron Books, 1994.

29

EXPERIMENTO 9: Curva de Solubilidade

1. Objetivo

O problema a ser resolvido nesta experiência é o de elaboração de uma curva de

solubilidade de um sal.

2. Introdução

Sabemos que, na maioria dos casos, existe um limite para a quantidade de soluto que

se dissolve em uma quantidade fixa de solvente a uma determinada temperatura. Por

exemplo, se adicionarmos Cloreto de Sódio a 100 mL de água a 0ºC, apenas 35,7 g do sal se

dissolverá, independentemente da quantidade total que for colocada na água. Uma solução

como esta, que contém a quantidade máxima de soluto dissolvido, em equilíbrio com

excesso de soluto não dissolvido (corpo de fundo), é dita saturada. Assim, definimos

solução saturada como aquela que está em equilíbrio com o excesso de soluto. Assim,

mesmo se separarmos o excesso de soluto, ainda podemos nos referir a esta solução como a

concentração daquele soluto na sua solução saturada.

Se uma solução contém soluto dissolvido em quantidade inferior à máxima possível,

numa dada temperatura, é denominada solução insaturada.

Em condições especiais, pode-se conseguir que uma solução contenha mais soluto

dissolvido do que aquela quantidade usual em sua solução saturada, numa dada

temperatura, neste caso, ela é denominada de solução super-saturada. Uma solução super-

saturada é metaestável e, se perturbada, facilmente deixa de existir, havendo precipitação do

excesso de soluto, o qual forma ou se incorpora a um corpo de fundo, então passa-se a ter

um corpo de fundo coexistindo com uma solução saturada.

A solubilidade de uma substância pode ser alterada ou não com a variação da

temperatura, dependendo da quantidade de calor absorvida ou liberada durante o processo

de dissolução. Por exemplo, sendo endotérmico o processo de dissolução do Cloreto de

Sódio em água, sua solubilidade aumenta com a temperatura, ou seja, a 100 ºC, sua

solubilidade é 39,1 g do sal/100 mL de água. No caso do sulfato de sódio, cujo processo de

dissolução em água é exotérmico, a solubilidade diminui com o aumento da temperatura.

Os relacionamentos entre a solubilidade e a temperatura são comumente

representados por gráficos experimentais, de solubilidade (geralmente expressa em gramas

de soluto dissolvidos por 100 g de solvente) em função da temperatura, chamadas curvas de

solubilidade.

A Figura 1 mostra claramente como a solubilidade, em água, de alguns sólidos varia

com a temperatura.

Entretanto, qual é o significado das curvas contidas nessa Figura? O que significa

um ponto acima de uma curva de solubilidade, abaixo ou sobre ela?

30

Figura 1: Solubilidade de alguns sólidos típicos, em água, em função da temperatura.

Cada ponto sobre a curva de solubilidade representa uma solução saturada do sólido

em água, com a concentração mostrada pela ordenada e a temperatura mostrada na abcissa.

Qualquer região sob a curva representa a concentração de uma solução insaturada com a

concentração e temperatura especificadas. Analogamente, qualquer ponto da região acima

da curva representa uma solução super-saturada, com a concentração e temperatura

especificadas.

Por exemplo, em relação a curva do brometo de potássio, a 50ºC, toda solução

aquosa que tiver 80 g de KBr dissolvido para cada 100 g de água caracterizar-se-á como

uma solução saturada, pois a quantidade de KBr dissolvida é a máxima normalmente

possível para esse sal nessa temperatura. Já uma solução aquosa de KBr que, a 50ºC, tiver

uma quantidade de KBr dissolvida inferior a 80 g caracterizar-se-á como uma solução

insaturada. E uma solução aquosa de KBr que, a 50ºC, tiver uma quantidade de KBr

dissolvida superior a 80 g caracterizar-se-á como uma solução super-saturada.

Desta forma, para atingir o objetivo proposto, basta determinar experimentalmente a

temperatura em que uma solução de concentração conhecida, ao ser resfriada, passa de

insaturada a saturada. Em outras palavras, detectar a temperatura em que aparecem, na

solução, os primeiros indícios de excesso de soluto.

31



sal sólido P.A. (KNO3)

pisseta com água destilada

1 becker de 80 mL

2 beckers de 200 mL

pipeta volumétrica de 10 mL

tubos de ensaio

tripé

tela de amianto

balança digital

termômetro

bico de Bunsen

Vidro de relógio

3.2 – Procedimento

O soluto e as quantidades do mesmo a serem utilizados estão na Tabela 1 a seguir.

Inicialmente, coloque em um copo de becker, de capacidade suficiente para acomodar cinco

tubos de ensaio, uma certa quantidade de água para ferver, a ser utilizada posteriormente no

Banho – Maria.

Pese, em uma balança digital, as quantidades indicadas (pese num tubo de ensaio

apoiado em um becker). Transfira-as, sucessivamente, para cinco tubos de ensaios, numere-

os e adicione 5,0 mL de água destilada a cada um.

Coloque os tubos sob aquecimento, no Banho – Maria, evitando sempre que ocorra

ebulição ou projeção da solução para fora do tubo. Quando o sal estiver totalmente

dissolvido, repita o procedimento a seguir, para cada um dos tubos. Começando pelo que

contém maior quantidade de soluto. Imediatamente quando o soluto dissolver, retire-o do

Banho – Maria para que o solvente não evapore.

Retire o tubo do Banho – Maria, coloque o termômetro na solução e deixe-a esfriar

naturalmente, agitando continuamente com muito cuidado. Meça a temperatura na qual o

sal começa a cristalizar e anote na Tabela 2 (anote também os valores dos outros grupos na

Tabela). Após efetuar o procedimento acima, transfira o conteúdo para um recipiente

indicado, a fim de que o sal possa ser recuperado.

OSERVAÇÕES:

1. Considere a densidade da água igual a 1,00 g/mL.

2. Se acontecer recristalização rápida da amostra, reaqueça-a e preste atenção na formação

do primeiro cristal, para anotar a temperatura correta.

3. Não tente resfriar a solução rapidamente por qualquer meio. Deixe esfriar naturalmente.

Tabela 1 – Completar com as observações feitas após o experimento.

Tubo massa de KNO3 (g) volume de água

(mL)

T (ºC) solubilidade gasto / 100g

de H2O

1 2,00 5

2 3,00 5

3 4,00 5

4 5,00 5

5 6,00 5

32

Tabela 2 – Completar com os valores obtidos pelos outros grupos.

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5

grupo 1

grupo 2

grupo 3

grupo 4

grupo 5

grupo 6



Técnico, 1982.



QUAGLIANO, J.V & VALLARINO, L.M., Química. Trad. Aida Espínola. Rio de Janeiro.

Guanabara Dois, 1979.

33

EXPERIÊNCIA 10 : Reações em Solução Aquosa

1. Objetivo Analisar através de evidências experimentais, o ambiente reacional em soluções

aquosas contendo diferentes eletrólitos.

2. Introdução

A água é um solvente muito eficiente para uma variedade muito grande de compostos e

isso se deve a uma efetividade de participação em interações íon-dipolo, dipolo-dipolo e

ligações de Hidrogênio. Esta é a base da utilização extensiva da água, como um meio

reacional para investigação da natureza das reações químicas. Na presente aula

experimental, realizaremos ensaios com reações em solução aquosa, em especial, reações de

neutralização e de precipitação.

2.1– Reações de Neutralização:

Ácidos e Bases de Arrhenius são substâncias que em solução aquosa, levam a um

aumento de concentração dos íons H+ e OH

-, respectivamente. Uma das propriedades desses

íons é que eles reagem um com o outro, num processo conhecido como

NEUTRALIZAÇÃO. Essa reação é representada pela equação iônica:

H3O+

(aq) + OH-(aq) → 2 H2O(i)

Se após a reação, o número de íons hidroxônio é igual ao número de íons hidroxila,

a solução deixa de ser ácida ou básica, tornando-se neutra, daí o nome de reação de

neutralização. Uma reação típica é aquela entre o ácido clorídrico e hidróxido de sódio:

HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(i)

Assim, temos como produtos de uma reação de neutralização: um sal e a água.

2.2– Reações de Precipitação :

O que ocorre quando duas soluções aquosas, cada uma contendo um eletrólito, são

misturadas?

Quando uma solução aquosa, contendo um mol de Cloreto de Sódio é adicionada a

uma solução aquosa de um mol de Nitrato de Prata, observa-se a formação de um mol de

Cloreto de Prata (ppt) e a solução aquosa final contém um mol de Nitrato de Sódio. Esta

reação é chamada de reação de precipitação, pois um dos produtos formados é pouco

solúvel em água. As equações molecular, iônica e iônica simplificada, para esta reação,

podem ser escritas, respectivamente:

NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)

Na+

(aq) + Cl-(aq) + Ag

+(aq) NO3

-(aq) → AgCl(s) + Na

+(aq) + NO3

-(aq)

Cl-(aquoso) + Ag

+ (aquoso) → AgCl(sólido)

Cada uma dessas formas de expressar as reações possui a sua utilidade e, nenhuma

delas seria a melhor maneira de representar a reação. Vale ressaltar que, quaisquer soluções

que contenham os íons prata e cloreto, comportar-se-ão como no exemplo, se misturarmos

34

Fluoreto de Prata com Cloreto de Potássio, podemos prever a formação de Cloreto de Prata,

sólido, que se precipita. Escreva, como exercício os três modos de representação das

equações conforme o exemplo dado acima.

Parece óbvio que, se o sal Cloreto de Prata fosse solúvel em água, este tipo de

reação não poderia vir a ocorrer. Senão verifique o caso de uma reação entre soluções

aquosas de KCl e de NaNO3. O que ocorreria? Quais seriam os prováveis produtos? Seria

uma reação de precipitação?

A explicação para o fato do AgCl precipitar-se em água, se justifica porque sua

solubilidade neste solvente é de 1,3 . 10-5

mol.L-1

, deste modo não podemos dizer que nada

do sal dissolveu no solvente mas, o que dissolveu é muito pouco e assim a maior parte irá se

precipitar em meio aquoso.

Em princípio, conhecendo-se as solubilidades de todos os compostos, que podem ser

formados entre pares de cátions e ânions, podemos predizer, com base na formação de um

precipitado, quando virão a ocorrer as reações químicas.

A discussão da presente aula é apenas qualitativa e utiliza as regras de solubilidade

descritas no livro de Química Geral de J.B. Russel, como um guia grosseiro para

predizermos o curso das reações de Precipitação. Trataremos do aspecto quantitativo deste

tema, no capítulo: “Equilíbrio envolvendo sais pouco solúveis”.

3.Procedimento Experimental

3.1– Material necessário

soluções aquosas 0,1 mol.L-1

de: ácido clorídrico, ácido sulfúrico, ácido acético,

hidróxido de amônio, hidróxido de bário, hidróxido de sódio, cloreto de bário, cloreto

de ferro III, cloreto de sódio, nitrato de sódio, nitrato de prata, sulfato de cobre;

solução de fenoftaleína;

tubos de ensaio;

becker de 100 mL;

conta-gotas;

pipetas graduadas.

OBS.: - Antes de realizar os experimentos, escrever todas as reações possíveis (molecular,

iônica e iônica simplificada).

- Deve-se lavar bem os tubos de ensaio para uso posterior, pois resíduos de indicador

por exemplo, interferem no resultado.

3.2- Procedimento

a) Reações de neutralização:

Colocar em um tubo de ensaio 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio. Adicionar duas

gotas de indicador fenoftaleína e, em seguida adicionar, gota a gota, solução de ácido

clorídrico até notar alguma mudança. Repetir este procedimento para os pares:

hidróxido de sódio e ácido acético;

hidróxido de amônio e ácido clorídrico.

b) Reações de Precipitação:

Coloque em um tubo 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio e adicione 2,0 mL de

solução de sulfato de cobre. Anote suas observações. Repetir o procedimento anterior,

utilizando solução de cloreto de bário com sulfato de cobre.

35

Coloque, separadamente em outros 3 tubos de ensaio diferentes, 2,0 mL de cada

uma das seguintes soluções : ácido clorídrico, cloreto de sódio, cloreto de ferro III. Em

seguida adicione 2,0 a 3,0 mL de solução de nitrato de prata a cada um dos tubos . Anote

suas observações. Por fim compare seus resultados teóricos com suas observações práticas.

OBS.: Faça pelo menos três séries de cada cuidando para não repetir testes já executados.

c) Reações de Neutralização e Precipitação:

Colocar em um tubo de ensaio 2,0 mL de solução de hidróxido de bário e adicionar

três gotas de fenoftaleína. Em seguida, adicionar, gota a gota, e sob constante agitação,

solução de ácido sulfúrico, até que ocorra alguma modificação. Anote suas observações.




BRADY, J.E., Química Geral. Rio de Janeiro, Livros Técnicos Científicos, 1982.


36

EXPERIÊNCIA 11: Cinética Química

1. Objetivo

O objetivo dessa experiência é a verificação da influência de diferentes fatores sobre

a velocidade das reações químicas.

2. Introdução

A cinética química é o estudo das velocidades e mecanismos das reações químicas.

A velocidade de uma reação é a medida da rapidez com que se formam os produtos e se

consomem os reagentes. O mecanismo da reação consiste na sequência detalhada de etapas,

menos complexas que a reação global, que levam dos reagentes aos produtos. Uma equação

global não exibe nenhuma dessas etapas, mostrando a modificação líquida, resultado final

de todas as etapas que participam do mecanismo. Muito do que conhecemos sobre

mecanismo de reação, provém do estudo da velocidade de reação e da influência de

diferentes fatores sobre a mesma.

O estudo das velocidades das reações químicas mostra que algumas reações se

processam lentamente, enquanto outras se processam rapidamente. Por exemplo, a reação

de neutralização entre um ácido e uma base é tão rápida que basta misturar os reagentes

para que os produtos sejam imediatamente formados. Por outro lado, a oxidação do ferro

(formação de ferrugem), a digestão dos alimentos, a transformação do açúcar em álcool

pela fermentação, são exemplos de reações que ocorrem bem mais lentamente.

PORQUE AS REAÇÕES, ENVOLVENDO MOLÉCULAS SÃO, NA MAIORIA

DAS VEZES, MAIS LENTAS DO QUE AQUELAS ENVOLVENDO ÍONS?

Pela observação experimental, verifica-se que as velocidades das reações químicas

são controladas por alguns fatores. Os fatores mais frequentemente encontrados são:

temperatura, concentração dos reagentes e catalisadores. Através do estudo de muitas

reações químicas, sabe-se que a velocidade de uma reação é proporcional à concentração

dos reagentes. Por exemplo, para a reação de precipitação do cloreto de chumbo,

representada pela equação química:

Pb(NO3 )2 (aq) + 2 NaCl (aq) → PbCl2 (s) ↓ + 2 NaNO3 (aq)

OBS.: soluções mais concentradas de Pb(NO3)2 e de NaCl irão reagir com velocidades

maiores que soluções muito diluídas dessas substâncias. O fato da velocidade depender da

concentração dos reagentes significa que há um aumento da probabilidade de colisões com

orientação adequada para que a reação ocorra.

Quanto ao efeito da temperatura, em geral, o seu aumento provoca um aumento na

velocidade da reação, visto que o calor fornecido aos reagentes faz com que as moléculas

tenham maior energia cinética e, ao colidirem, tenham energia suficiente para romper

ligações químicas (ou um maior número de colisões por unidade de tempo).

Os catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade das reações. Eles são

adicionados à reação em quantidades pequenas e permanecem inalterados após cessar a

reação. Em geral, os catalisadores atuam facilitando a quebra ou a formação de uma ligação

química.

37

3.Procedimento Experimental

3.1- Material necessário

solução aquosa 0,10 mol.L-1

de permanganato de potássio (KMnO4), ligeiramente

acidulada com ácido sulfúrico;


de hidróxido de sódio;


de tiossulfato de sódio;


de ácido clorídrico;


de oxalato de sódio, acidulada com ácido sulfúrico;

sulfato de manganês concentrado;

alumínio em grânulos e alumínio em pó;

“bombril”;

tubos de ensaio;

becker;

pipetas graduadas de 10 mL;

erlenmeyers;

cronômetros.

OBS.: as soluções de KmnO4 e Na2C2O4 já estão aciduladas com H2SO4.

3.2-Procedimento a) Influência da temperatura sobre a velocidade das reações químicas:

coloque em 3 tubos de ensaio, cerca de 3 mL de solução aquosa 0,10 mol.L-1

de KmnO4

acidulada ligeiramente com ácido sulfúrico e, em cada um deles adicione um pedaço de

“bombril”;

deixe um dos tubos na temperatura ambiente, aqueça outro banho maria e outro, aqueça

diretamente na chama;

anota suas observações.

b) Influência da superfície de contato (estado de divisão) sobre a velocidade das reações

químicas:

coloque em um tubo de ensaio alumínio em grânulos e em outro tubo, alumínio em pó;

adicione, a cada tubo, 1 mL de solução aquosa de NaOH 3,0 mol.L-1

;

anote suas observações.

c) Influência da concentração sobre a velocidade das reações químicas:

em 5 erlenmeyers coloque água e solução aquosa de Na2S2O3 0,25 mol.L-1

, conforme a

Tabela abaixo.

erlenmeyer água / Ml Na2S2O3 / mL HCl / mL tempo / segundos

1 0 25 6

2 5 20 6

3 10 15 6

4 15 10 6

5 20 5 6

desenhe, a lápis, uma cruz em uma folha de papel em branco e coloque o erlenmeyer

sobre esta cruz de forma que se possa observar as reações;

acrescente, ao erlenmeyer, a solução de HCl 3,0 mol.L-1

e, no mesmo instante inicie a

cronometragem, encerrando-a quando a cruz não mais ser vista através do líquido do

erlenmeyer;

38

anote o tempo de reação na Tabela anterior.

d) Influência do uso de catalisadores sobre a velocidade das reações químicas:

Coloque em 2 tubos de ensaio 3mL de solução 0,2mol.L-1

de Na2C2O4 acidulada com ácido

sulfúrico. Em um deles coloque 5 gotas de MnSO4(aq) .

Adicione a cada um dos tubos, ao mesmo tempo, 2 gotas de KMnO4(aq) 0,1 mol.L-1

.

Observe as velocidades das reações em cada tubo e anote suas observações.

e) Análise dos resultados:

discuta e explique a influência de cada um dos fatores estudados sobre a velocidade das

reações químicas.

Reações químicas:

A) Feº(s) + 2 H+

(aq) Fe+2

(aq) + H2 (g)

5 Fe+2

(aq) + MnO4–

(aq) + 8 H+

(aq) 5 Fe+3

(aq) + Mn+2

(aq) + 4 H2O(l)

5 Feº(s) + 2 MnO4–

(aq) + 16 H+

(aq) 5 Fe+2

(aq) + 2 Mn+2

(aq) + 8 H2O(l)

EVIDÊNCIA: MnO4– : colorido (violeta)

Mn+2

: marrom

B) 2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 4 H2O(l) 2 NaAl(OH)4 (aq) + 3 H2 (g)

EVIDÊNCIA: liberação do gás H2 .

C) Na2S2O3(aq) + 2HCl(aq) H2S2O3(aq) + 2NaCl(aq)

OBS.: H2S2O3(aq) é instável. Qualquer tentativa para produzí-lo por acidificação da

solução de tiossulfato, forma S como suspensão leitosa.

H2S2O3(aq) S(s) + SO2 (g) + H2O(l).

D) 2 MnO4–

(aq) + 5 C2O4–2

(aq) + 16 H+

(aq) 2 Mn+2

(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O (g)

violeta marrom

OU

5 H2C2O4(aq) + 2 KMnO4(aq) 10 CO2(g) ) + 2 MnO + K2O + 5 H2O (g)





QUAGLIANO, J.V. & VALLARINO, L.M. ,Química. Trad. Ainda Espinola. Rio de

Janeiro. Guanabara Dois, 1979.

VOGEL, A., Química Analítica Qualitativa. São Paulo, Mestre Jou, 1981, pags. 267 e 276.

39

EXPERIÊNCIA 12: Reações Ilustrativas de Equilíbrio Químico

1. Objetivo

O objetivo desse experimento é a demonstração do princípio de Le Chatelier em

algumas reações em equilíbrio.

2. Introdução

Todas as reações químicas podem ser consideradas reversíveis, embora em

alguns casos, o grau de reversibilidade seja muito pequeno. Um exemplo de um sistema

reversível é a reação de ácido acético com a água. Colocando-se ácido acético (HAc) em

água ocorre uma reação com produção de íons hidroxônio (H3O+) e acetato (Ac

-), conforme

representado na equação 1.

HAc (aq) + H2O → H3O+

(aq) + Ac-(aq) (equação 1)

À medida que as concentrações de H3O+ e Ac

- aumentam, estas reagem entre si para

formar HAc e H2O, conforme representado na equação 2.

H3O+

(aq) + Ac-(aq) → HAc (aq) + H2O (equação 2)

A velocidade de uma reação geralmente aumenta, se as concentrações dos reagentes

aumentam, e diminui, se as concentrações dos reagentes diminuem. Com isso, podemos

concluir que a velocidade da reação 1 diminui devido ao consumo de HAc e H2O, enquanto

que a velocidade da reação 2 aumenta, em decorrência do aumento das concentrações de

H3O+ e Ac

-.

Quando as velocidades da reação 1 e 2 se tornam iguais, dizemos que o sistema está

em equilíbrio dinâmico, e representamos os sistemas pela equação:

HAc (aq) + H2O ↔ H3O+

(aq) + Ac-(aq)

Embora as reações 1 e 2 estejam ocorrendo, elas o fazem com a mesma velocidade

e, como resultado, as concentrações de todas as espécies presentes permanecem constantes.

A esse equilíbrio podemos associar uma constante K que é denominada constante de

equilíbrio da reação.

Ka = [H+] . [Ac

-] (mols.L

-1)

[HAc]

Esta equação é a condição de equilíbrio para a reação. Se desejamos obter, com bom

rendimento, o produto de uma reação reversível, é essencial que o equilíbrio esteja ou seja

deslocado no sentido da formação da substância desejada. Nos casos em que temos no

estado de equilíbrio concentrações apreciáveis, é possível muitas vezes, variando

adequadamente as condições, deslocar o equilíbrio no sentido desejado.

A composição de uma mistura no equilíbrio em geral, depende das quantidades de

reagentes que são inicialmente misturados, do volume do recipiente em que eles são

colocados, e da temperatura. Somente a temperatura afeta o valor da constante de equilíbrio.

No entanto, uma mudança em volume, ou adição ou remoção de uma das substâncias

envolvidas na reação, pode variar a composição da mistura, sem, no entanto, modificar o

valor da constante de equilíbrio.

O princípio de Le Chatelier é uma generalização relativa ao comportamento de

sistemas em equilíbrio: “quando se altera um sistema inicialmente em equilíbrio, pela

40

variação de quaisquer dos fatores que o determinam, o sistema tende a se ajustar por si

mesmo, de maneira a reduzir a um mínimo essa alteração”.


3.1-Estudos do Equilíbrio Cromato-Dicromato No laboratório, muitas vezes, reações de equilíbrio podem ser estudadas quanto à

predominância dos reagentes ou dos produtos, observando-se as mudanças de cor ou

aparecimento de precipitado. Por exemplo, em soluções aquosas, os íons cromato (CrO4-2

)

de cor amarela, podem ser convertidos em íons dicromato (Cr2O7-2

) de cor alaranjada, ou

vice-versa variando o pH da solução, pois a extensão em que ocorre esta reação depende da

concentração de íons H+.

2 CrO4-2

(aq) + 2 H+

(aq) ↔ Cr2O7 -2

(aq) + H2O (l)

Adicionando ou retirando íons H+ , o equilíbrio se desloca para a direita ou para a

esquerda, respectivamente, o que pode ser constatado através de mudanças de coloração. A

equação acima, também permite explicar o efeito do pH sobre o equilíbrio do cromato de

Bário, com uma solução saturada de íons.

BaCrO4 (s) ↔ Ba+2

(aq) + CrO4 -2

(aq)

Material necessário tubos de ensaio;

solução de cromato de Potássio 0,1 mol.L-1

;

solução de HCl 0,6 mol.L-1

;

solução de NaOH 0,6 mol.L-1

;

solução de BaCl2 0,6 mol.L-1

.

Procedimento

A) Adicione a um tubo de ensaio 2 mL de cromato de Potássio. Acrescente a essa

solução 5 gotas de HCl. Agite e observe. Em seguida, adicione 8 gotas de solução de

NaOH, com agitação, até ocorrer alguma mudança. Adicione novamente HCl (algumas

gotas).

B) Em um tubo de ensaio adicione 2 mL de cromato de Potássio e algumas gotas de

solução de BaCl2 . Adicione a seguir HCl, até o precipitado se dissolver. Anote a cor da

solução.

3.2-Estudo do Equilíbrio de Ácidos e Bases fracas Outra aplicação importante do princípio de Le Chatelier é o estudo das reações

envolvendo o chamado efeito do íon comum. Por exemplo, numa solução de hidróxido de

amônio (também chamada solução de amônia) existe o equilíbrio:

NH3 (aq) + H2O ↔ NH4+

(aq) + OH-(aq)

A adição do NH4Cl, (NH4)2SO4 ou qualquer outro sal de amônio solúvel, aumentará

a concentração de NH4+. Consequentemente, o equilíbrio se deslocará para a esquerda e a

concentração dos íons OH- diminuirá. O íon NH4

+, por ser comum ao hidróxido de amônio

e ao sal de amônio adicionado, é chamado de íon comum. Analogamente, sais pouco

solúveis podem se tornar ainda menos solúveis através do efeito do íon comum, se não

ocorrerem reações secundárias. Por exemplo, o equilíbrio entre o sal pouco solúvel CaSO4

e seus íons em solução são representados pela equação:

41

CaSO4 (s) ↔ Ca+2

(aq) + SO4 -2

(aq)

A adição de Ca+2

ou SO4 –2

(adição de um sal solúvel contendo um desses íons)

deslocará o equilíbrio para a esquerda, diminuindo a solubilidade do sulfato de cálcio.

Material necessário

alaranjado de metila;

solução de HCl 0,6 mol.L-1

;

solução de NaOH 0,6 mol.L-1

;

fenoftaleína;

solução de ácido acético 0,1 mol.L-1

;

solução de acetato de sódio 0,1 mol.L-1

;

solução de NH3 0,1 mol.L-1

;

solução de NH4Cl 0,6 mol.L-1

.

Procedimento C) Para observar o efeito de ácidos e bases sobre indicadores, adicione uma gota de

alaranjado de metila a 3 mL de água. Então adicione 2 gotas de HCl e em seguida 4

gotas de NaOH.

D) Repita a experiência usando fenolftaleína no lugar do alaranjado de metila. A

fenolftaleína é um indicador de acidimetria, cuja viragem ocorre na faixa de pH igual a

8,2 – 9,3 , que passa do incolor para o vermelho, e a do alaranjado de metila ocorre na

faixa de pH igual a 3 – 4,5, que passa do vermelho para o laranja

E) Coloque em um tubo de ensaio 2 mL de HAc e uma gota de alaranjado de metila;

adicione lentamente e com a agitação 8 gotas de solução de acetato de sódio.

F) Em dois tubos de ensaio, adicione a cada um, 2 mL de NH3 e uma gota de fenoftaleína.

A um deles adicione com agitação, várias gotas de NH4Cl . Ao outro, adicione 3 gotas

de HCl.


QUAGLIANO, J.V. & VALLARINO, L.M., Química. Trad. Ainda Espinola. Rio de

Janeiro. Guanabara Dois, 1979.


Técnico, 1982.

SIENKO,M.J. & PLANE, R.A., Química .Companhia Editorial Nacional, São Paulo, 1972.

MAHAN, B.H., Química – Um Curso Universitário. Editora Edgard Blucher,São Paulo,

1972.

universidade federal de uberlÂndia · 2 universidade federal de uberlÂndia disciplina quÍmica...

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