Apostila Química - Colegio JMJ BSB
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LABORATÓRIO DE QUÍMICA ALUNO: LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 1 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ ÍNDICE Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento Experimento 01 02 03 04 05 06 07 08 09 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 03 – Presença do oxigênio nos compostos orgânicos – Oxidação dos alcoóis – Montando fórmulas dos compostos orgânicos – Isomeria – Produção de acetona – Ésteres, sabores artificiais – Chama fria – Preparando sabão – Detergentes, sabões e água dura – Polimerização – Polímeros – Preparando soluções – Solubilidade – A reação do vulcão – Propriedades coligativas – Propriedades coligativas II – Reação do ferro com sulfato de cobre – Reação do zinco com ácido clorídrico – Óxidos ácidos e básicos – Pilha de Daniel –. Eletrólise – Reação química com alteração de nox - Eletrodo de sacrifício – Cobreação – Identificando proteínas – Fermentação – Fazendo sabonetes LABORATÓRIO DE QUÍMICA 04 05 07 09 10 12 14 16 18 19 21 22 24 25 26 28 31 33 35 37 39 41 43 45 47 49 Página 2 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 01 ASSUNTO: Presença do oxigênio nos compostos orgânicos I . OBJETIVO Mostrar que podemos identificar compostos orgânicos oxigenados usando o I2. II . MATERIAIS Iodo Álcool etílico Éter etílico Acetona Benzeno Tolueno 5 béqueres ou tubos de ensaio Espátula. III . PROCEDIMENTO 1) Em cada béquer ou tubo de ensaio , coloque uma pequena quantidade de cada um dos compostos orgânicos. 2) A seguir, com o auxílio da espátula, coloque uma pequena quantidade I2 em todos os frascos. Obs.: Não deixe o frasco que contém I2 aberto, porque este sublima facilmente e seus vapores podem ser tóxicos, dependendo da quantidade. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. CONCLUSÕES 01) Quais são os compostos oxigenados? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ ________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 02) Quais são os compostos não oxigenados? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Qual a coloração dos compostos oxigenados? (2,0 ponto) _________________________________ _________________________________ ________________________________ _________________________________ ________________________________ 04) Qual a coloração dos compostos não oxigenados? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 3 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 02 ASSUNTO: Oxidação de alcoóis I . OBJETIVO Mostrar oxidação do álcool etílico. II . MATERIAIS Ácido sulfúrico concentrado Permanganato de potássio Álcool etílico (álcool comum) Algodão. Bastão de vidro. Vidro de relógio. Proveta. Espátula. _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS O permanganato de potássio é um oxidante e na sua decomposição ocorre liberação de oxigênio nascente. A decomposição do KMnO4 em meio ácido pode ser representada por: MnO4- Mn+2 + 4 [O] Estes átomos de [O] vão oxidar o etanol em várias etapas, aumentando sucessivamente o grau de oxidação do C que contém o grupo funcional. III . PROCEDIMENTO VI. CONCLUSÕES 1) No vidro de relógio, coloque H2SO4 e KMnO4 de modo que a distância entre eles seja muito pequena ou que o contato ocorra numa região muito pequena. 2) Amarre uma mecha de algodão ao bastão de vidro e embeba-o em álcool. 3) Com um toque rápido encoste a mecha simultaneamente no H2SO4 e no KMnO4. 01) Escreva as equações químicas da oxidação do etanol até chegar a dióxido de carbono e água. (4,0 pontos) Obs.: Cuidado com respingos! O ácido sulfúrico pode produzir queimaduras. Somente como efeito visual, para prender a atenção dos alunos, você pode assoprar a mecha de algodão, apagandoa. Repetir o processo várias vezes. 02) Dê o Nox do carbono envolvido em cada etapa da oxidação. (4,0 pontos) IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 4 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ Buteno – EXPERIMENTO Nº 03 Etino – ASSUNTO: Montando compostos orgânicos. fórmulas dos I . OBJETIVO Montar as fórmulas espaciais de alguns importantes compostos orgânicos. Propadieno – II . MATERIAIS Modelo molecular. III . PROCEDIMENTO 1) Observe o número de ligações que cada elemento deve fazer para adquirir estabilidade. 2) Montar as fórmulas espaciais dos seguintes compostos , escrever sua fórmula estrutural e dizer qual a hibridização dos carbonos presentes: Ciclobutano – Benzeno – Metano – Cicloexano – Propano – Eteno – LABORATÓRIO DE QUÍMICA Ácido metanoico – Página 5 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ Ácido etanoico – Etanoato de metila – Etanol – Propanoamida Propanona – Etoxietano – Etanal – Fenil amina - LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 6 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 04 ASSUNTO: Isomeria. I . OBJETIVOS Estudar o conceito de isomeria plana que envolve alguns compostos orgânicos. Reconhecer um caso de isomeria espacial e compará-lo com um de isomeria plana. Estudar o conceito de assimetria espacial gerada pela presença de um carbono assimétrico em um composto orgânico. 3) Que tipo de isomeria plana apresenta esses compostos? (0,5 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ Modelo molecular. 4) Por que a isomeria é plana? (0,5 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ III . PROCEDIMENTO Parte B Parte A 1) Monte as fórmulas espaciais de todos os possíveis compostos constituídos de 4 átomos de C, 10 de H e 1 de O. II . MATERIAIS 1) Monte as fórmulas espaciais de todos os possíveis compostos constituídos de 2 átomos de C, 6 de H e 1 de O / 3 átomos de C e 6 de H / 1 átomo de Cl, 3 de C e 7 de H. 2) Escreva as fórmulas estruturais, moleculares e o nome dos compostos formados. (2,0 pontos) 2) Escreva suas fórmulas estruturais e moleculares. (2,0 pontos) LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 7 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ 3) Dos compostos formados, selecione dois que apresentam: (0,5 ponto) a) Isomeria de posição _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ b) Isomeria de função _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ c) Isomeria de cadeia _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ d) Isomeria de compensação _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Parte C 1) Monte as fórmulas espaciais de todos os possíveis compostos constituídos de 4 átomos de C e 8 de H. 2) Escreva as fórmulas moleculares, estruturais e dê os nomes dos compostos. (2,0 pontos) LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 8 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 05 ASSUNTO: Produção de acetona. 3) Aqueça o acetato de cálcio e observe a formação de um líquido no fundo do tubo de ensaio. 4) Coloque esse líquido sobre o vidro relógio e sinta seu odor característico. I . OBJETIVO Produzir acetona e estudá-la. II . MATERIAIS Erlenmeyer Rolha com vidro em L Tubo de látex Béquer Pinça de madeira Tubo de ensaio Vidro relógio Espátula Acetato de cálcio [Ca(CH3COO)2] Água IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. CONCLUSÃO III . PROCEDIMENTO 1) Coloque duas medidas de acetato de cálcio no erlenmeyer. 2) Prepare a aparelhagem de destilação de acordo com a foto abaixo: 01) Qual foi o composto formado? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 02) A que função orgânica ele pertence? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 03) Escreva a equação de decomposição dessa reação, sabendo-se que a fórmula da acetona é C3H6O. (4,0 pontos) Importante: A extremidade do tubo de látex deve ficar no fundo do tubo de ensaio. LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 9 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 06 _________________________________ ________________________________ _________________________________ ________________________________ ASSUNTO: Ésteres, sabores artificiais. V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS I . OBJETIVO Produzir alguns ésteres. II . MATERIAIS Rolha com tubo em L Béquer Tela de amianto 2 tubos de ensaio Pérola de ebulição Ácido sulfúrico concentrado Etanol Ácido acético glacial (H3CCOOH) Metanol Ácido salicílico (C7H6O3) III . PROCEDIMENTO 1) Coloque 10 gotas de etanol, 15 gotas de ácido acético glacial e 2 pérolas de ebulição. 2) Cuidadosamente, adicione 2 gotas de ácido sulfúrico. 3) Agite-o e tampe-o com a rolha contendo o tubo de vidro. 4) Coloque o tubo em tubo quente num béquer com 40 ml de água. 5) Aqueça o sistema durante 10 minutos. 6) Deixe-o esfriar e sinta o odor do composto formado. 7) Repita essas operações, usando 10 gotas de metanol e 1 medida de ácido salicílico. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Em reações desse tipo são adicionados alguns compostos que servem para desidratar e assim deslocar o equilíbrio no sentido de formação do produto. Algumas peças são usadas como condensador de refluxo, isto é necessário porque os reagentes são voláteis e, a altas temperaturas, viram gases. A condensação os devolve ao recipiente da reação. VI. CONCLUSÃO 01) Qual o cheiro do composto formado? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ ________________________________ 02) A que função orgânica ele pertence? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Escreva a equação das reações envolvidas. (2,0 pontos) 04) Qual a função do ácido sulfúrico? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 10 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ 05) Quais são as funções do tubo de vidro com a rolha e da pérola de ebulição? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 11 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 07 V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS A água não é um combustível, já a acetona é um combustível. A equação da combustão completa da acetona é: ASSUNTO: Chama fria. C3H6O + O2 I . OBJETIVO Mostrar a utilização da energia obtida em uma reação química para produzir um fenômeno físico. II . MATERIAIS Acetona Água Placa de petri III . PROCEDIMENTO (demonstração) 1) Coloque na placa de petri 20 ml da acetona comercial e 20 ml de água. 2) Use um fósforo para atear fogo. 3) Introduza a ponta dos dedos no sistema e, em seguida, retire-os rapidamente. Agora você terá chamas na ponta dos dedos. Fique “em chamas” só por alguns instantes. 4) Agite rapidamente a mão para apagar o fogo. 5) Repita o procedimento algumas vezes. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA CO2 + H2O O calor liberado na combustão foi utilizado para provocar uma mudança de estado da água: H2O(l) H2O(v) VI. CONCLUSÃO 01) Por que os dedos não ficam queimados? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 02) A reação de combustão da acetona é endotérmica ou exotérmica? Justifique.(2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) A vaporização da água é uma reação endotérmica ou exotérmica? Justifique.(2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 12 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ 04) Faça o balanceamento da equação de combustão. (2,0 pontos) LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 13 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 08 TÍTULO: Preparando sabão. I . OBJETIVOS Preparar um sabão e estudar suas propriedades. II . MATERIAIS Erlenmeyer Béquer Baqueta Margarina Etanol Solução de NaOH 12 M Termômetro Pinça de madeira III . PROCEDIMENTO 1) Coloque 10 mL de solução de NaOH 12 M no erlenmeyer com 10 mL de etanol. Agite o sistema. 2) Coloque 20 g de margarina no béquer. 3) Aqueça a margarina até ela atingir o estado líquido. Quando a temperatura atingir 60°C, retire-a do aquecimento. 4) Aqueça a solução do erlenmeyer até 36°C. 5) Transfira a solução do erlenmeyer para o béquer com a margarina fundida e continue agitando até a formação de um composto denso (sabão). Caso esse composto não seja formado, aqueça a mistura, agitando-a continuamente. 6) Transfira esse produto para um copo de plástico e deixe o sistema em repouso. 7) Teste o caráter espumante. Retire uma pequena quantidade do sabão produzido e coloque no erlenmeyer. 8) Adicione água até a metade de seu volume, tampe-o e agite-o. LABORATÓRIO DE QUÍMICA IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS O que ocorre quando adicionamos água no erlenmeyer e agitamos? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS A técnica de preparar sabão vem desde a época de nossas avós, elas juntavam as gorduras de carnes e frituras e adicionava soda cáustica. Aqui utilizamos margarina, que é uma gordura solução de NaOH 12 M (soda cáustica). O álcool é adicionado para aumentar a solubilidade da gordura. Para cada molécula de gordura tem-se a formação de três moléculas de sabão e glicerol. Caso o sabão não seja formado após o aquecimento direto, coloque parte da solução em um béquer com solução saturada de sal. O sabão produzido flutuará nessa solução de NaCl. VI. CONCLUSÕES 01) Qual é o nome da reação envolvida no preparo do sabão? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 02) O que é um glicerol? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 14 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ 03) Escreva a reação ocorrida no preparo do sabão. (2,0 pontos) 04) A que função orgânica pertence a margarina? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 15 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 09 TÍTULO: Detergentes, sabões e água dura. I . OBJETIVO Estudar o comportamento de substâncias limpantes em relação a diversos meios que encontramos. II . MATERIAIS III . PROCEDIMENTO Parte 1: Estudo do caráter emulsificante dos detergentes e sabões. 1) Coloque 2 ml de água e 2 ml de óleo no frasco. Tampe-o, agite-o e deixe-o em repouso. 2) Repita esse procedimento para o tubo 2, porém adicione também 2 gotas de detergente. Parte 2: Estudo do “poder limpante” de espumas dos sabões e detergentes em alguns meios. 1) Prepare os frascos de acordo com a tabela abaixo: tubo 2 2 ml de água + 1 gota de detergente + 1 gota de ácido LABORATÓRIO DE QUÍMICA tubo 5 tubo 6 2 ml de 2 ml de água + 1 água + 1 pedaço de pedaço de sabão + 1 sabão + 1 gota de medida de ácido CaCl2 2) Tampe os frascos e agite-os. IV. CONCLUSÕES 01) Na parte 1, em qual dos frascos houve formação de uma emulsão? Por quê?(3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Bastão de vidro Tubos de ensaio Pisseta Sabão Óleo Detergente CaCl2 H2SO4 tubo 1 2 ml de água + 1 gota de detergente tubo 4 2 ml de água + 1 pedaço sabão tubo 3 2 ml de água + 1 gota de detergente + 1 medida de CaCl2 02) Na parte 2, em quais frascos há formação de espuma? (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 03) Como você classificaria o poder limpante dos sabões e detergentes nos diversos meios estudados? Explique o observado. (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 16 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ 04) Faça um desenho da estrutura do sabão e dos detergentes. (1,0 ponto) LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 17 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 10 TÍTULO: Polimerização. O material formado, conhecido com o nome de poliuretana, pode ser rígido, flexível ou ainda ter a forma de espuma, dependendo das condições de produção. Quando se deseja produzir espuma, a mistura recebe a adição do gás freon, ou de outro agente expansor que provoca a expansão do material, produzindo espaços vazios na estrutura formada. Esse material apresenta muitas aplicações no nosso cotidiano: Espuma: colchões, estofados, forrações, isolantes térmicos e acústicos etc. Rígido: peças automotivas, saltos de sapatos, fibras etc. Um polímero é uma macromolécula formada pela repetição de pequenas e simples unidades químicas (monômeros), ligadas covalentemente. Polímeros biológicos fundamentam a existência da vida, e existem desde o surgimento da primeira célula na superfície da terra. Os polímeros naturais têm sido empregados pelo homem desde os mais remotos tempos: asfalto era utilizado em tempos pré-bíblicos; âmbar já era conhecido pelos gregos e a goma pelos romanos. Os polímeros sintéticos, porém, somente surgiram no último século. Os polímeros são produzidos sinteticamente através da reação de polimerização de seus monômeros. A polimerização consiste na união de moléculas de um dado composto (monômero) para formar um novo composto designado por polímero, cujo LABORATÓRIO DE QUÍMICA peso molecular é um múltiplo inteiro do produto de partida. CONCLUSÕES 01) O que é polimerização?(3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 02) O que são polímeros?(3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Quando se quer produzir espuma, qual o processo que deve ser feito?(3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ Página 18 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 11 TÍTULO: Polímeros I . OBJETIVO Produzir um polímero. termoplásticos, termoendurecíveis (termofixos) e elastômeros (borrachas). Termoplásticos: Termoplástico é um dos tipos de plásticos mais encontrados no mercado. Pode ser fundido diversas vezes, alguns podem até dissolver-se em vários solventes. Logo, sua reciclagem é possível, característica bastante desejável atualmente. II . MATERIAIS 2 béqueres Pisseta Cola “new magic” bórax água corante III . PROCEDIMENTO Prepare a 1ª solução: Junte 50 g de bórax com 200 mL de água em um béquer ou copo descartável, misture bem com o bastão de vidro e reserve. Prepare a 2ª solução: Em um béquer , misture 100 mL de água com 200 mL de cola mexendo bem, e por final adicione o corante alimentício que dará cor à sua amoeba. Podem ser misturadas diversas cores de corantes, para se conseguir tonalidades únicas. Em seguida, junte as duas soluções, mexendo sempre durante a adição. Nesse momento, ficou pronta a sua amoeba, agora é só brincar. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS Os polímeros são compostos químicos de elevada massa molecular, Trata-se de macromoléculas formadas a partir de unidades estruturais menores (os monómeros). Uma das principais e mais importantes características dos polímeros são as mecânicas. Segundo ela os polímeros podem ser divididos em LABORATÓRIO DE QUÍMICA Termorrígidos (Termofixos): São rígidos e frágeis, sendo muito estáveis a variações de temperatura. Uma vez prontos, não mais se fundem. O aquecimento do polímero acabado promove decomposição do material antes de sua fusão, tornando sua reciclagem complicada. Elastômeros (Borrachas):Classe intermediária entre os termoplásticos e os termorrígidos: não são fusíveis, mas apresentam alta elasticidade, não sendo rígidos como os termofixos. Reciclagem complicada pela incapacidade de fusão. Os polímeros se classificam em naturais e artificiais: Polímeros naturais: são aqueles que encontramos na natureza, por exemplo, borracha (extraída da seringueira), celulose, proteínas, polissacarídeos, entre outros. São úteis na fabricação de diversos materiais como papel, pneus, etc. Como se sabe, proteínas e polissacarídeos estão presentes nos alimentos que ingerimos. Polímeros artificiais: os materiais poliméricos produzidos artificialmente surgiram da necessidade de imitar os polímeros naturais. São produzidos pela síntese: processo que surgiu após a descoberta da Química Orgânica (segunda metade do século XIX), e requer tecnologia sofisticada, pois envolve reações químicas em laboratório. Os polímeros sintéticos revolucionaram o século XX, ficaram popularmente Página 19 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ conhecidos como plásticos. Com eles tornou-se possível fabricar vários objetos, dentre eles: sacolas, para-choques de automóveis, canos para água, panelas antiaderentes, mantas, colas, tintas e chicletes. V. CONCLUSÕES 04) A amoeba é um polímero natural ou artificial? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 01) O que são polímeros? (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 02) Quais os tipos dos polímeros de acordo com uma das principais características, a mecânica? (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) A amoeba se enquadra em que tipo de polímeros? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 20 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ IV. CONCLUSÕES DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 12 TÍTULO: Preparando soluções. I . OBJETIVO Preparar soluções a partir de suas concentrações. II . MATERIAIS Balão volumétrico Pisseta Espátula Sulfato de cobre II Hidróxido de sódio Cloreto de cálcio Hidróxido de magnésio III . PROCEDIMENTO Cada grupo vai preparar uma solução diferente. Grupo 1: 100 ml de solução de sulfato de cobre II (1 M) Grupo 2: 100 ml de solução de hidróxido de sódio (0,1 M) Grupo 3: 100 ml de solução de cloreto de cálcio (0,5 M) Grupo 4: 100 ml de solução de hidróxido de bário (0,2 M) 01) Você agitou o balão volumétrico? Por quê? Descreva microscopicamente o que ocorre. (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 02) Essa dissolução ocorreria naturalmente sem essa agitação? Explique.(3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ 03) Deixe aqui os cálculos concentrações. (4,0 pontos) 1) Pese cada substância de acordo com seus cálculos. 2) Coloque a água no balão volumétrico, com precisão. 3) Coloque as substâncias aos poucos na água. Tampe e agite para total dissolução. LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 21 das COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 13 ASSUNTO: Solubilidade I . OBJETIVOS Verificar se um solvente dissolve igualmente diversas substâncias. Verificar se uma substância é dissolvida igualmente a diversos solventes. Verificar se uma substância dissolve-se igualmente em temperaturas diferentes. Julgar se a solubilidade é uma propriedade característica de uma substância. II . MATERIAIS 11 tubos de ensaio Pisseta 2 estantes para tubos de ensaio 1 proveta de 10 ml 4 espátulas 1 pinça de madeira Bico de Bunsen 4 vidros relógio Sulfato de cobre II Água Naftalina Hexano Sal de cozinha Enxofre Talco 2) Anote na tabela 1 suas observações quanto à cor do líquido e à quantidade de sólido que sobrou. 3) Aqueça cada tubo de ensaio e anote na tabela 2 suas observações quanto à cor do líquido e à quantidade de sólido que sobrou após o aquecimento. Parte B: Soluto X Solvente 1) Coloque em um tubo de ensaio aproximadamente 2 ml de água. Adicione ao tubo com água a menor quantidade possível de sal. Agite conforme as instruções do seu professor. Anote na tabela 3 os seguintes dados: D – dissolve ND – não dissolve 2) Repita o item 2 para as seguintes substâncias: talco, enxofre e naftalina. 3) Repita os procedimentos anteriores utilizando o hexano no lugar da água. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS Tabela 1 tubos de ensaio cor do líquido 1 2 1 2 quantidade do sólido que sobrou III . PROCEDIMENTO Parte A: Temperatura X dissolução 1) Observe dois tubos de ensaio contendo 5 ml de água com as seguintes quantidades de sulfato de cobre II: Tubo 1 1,0 g Tubo 2 6,0 g LABORATÓRIO DE QUÍMICA Tabela 2 tubos de ensaio cor do líquido quantidade do sólido que sobrou Página 22 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ Tabela 3 solutos solventes água sal talco enxofre naftalina Hexano 04) Em qual tubo de ensaio referente à parte A obteve-se solução supersaturada após o aquecimento? Justifique. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ V. CONCLUSÕES 01) O que podemos concluir sobre a dissolução de uma mesma substância em diferentes solventes? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ 02) O que podemos concluir sobre a dissolução de várias substâncias em um mesmo solvente? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 03) Em qual tubo referente à parte A obteve-se solução saturada após o aquecimento? (Justifique.2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ ________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA 05) Solubilidade é a quantidade máxima de um soluto que é possível dissolver numa determinada quantidade de solvente. As quantidades de soluto e solvente são, em geral, expressas em gramas. Como a solubilidade varia com a temperatura, é sempre necessário indicar a temperatura em que o valor da solubilidade foi determinado. A tabela abaixo representa a solubilidade de várias substâncias em 100 g de água, à temperatura de 20ºC. substâncias sulfato de cobre II nitrato de potássio bicarbonato de sódio iodo cloreto de sódio solubilidade (g/100 g de água) 20,7 solubilidade (g/1000g de água) 31,6 9,6 0,029 36,0 Se adicionássemos, em frascos diferentes, 100 g de cada uma dessas substâncias em 1 kg de água, a 20ºC, Página 23 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ quais delas formariam saturadas? Justifique por cálculos. (2,0 pontos) LABORATÓRIO DE QUÍMICA soluções meio de Página 24 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 14 TÍTULO: A reação do vulcão. I . OBJETIVO Verificar as cinética química termoquímicas. características da e as reações II . MATERIAIS Vidro relógio Fósforos Dicromato de amônio Aparas de magnésio III . PROCEDIMENTO 1) Colocar num vidro relógio o dicromato de amônio. 2) Adicionar as aparas de magnésio. 3) Acender com um fósforo no centro. Obs: A reação será mais rápida se colocarmos umas gotas de álcool etílico. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. CONCLUSÕES 01) Por que usamos aparas de magnésio ao invés de pedaços maiores? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 02) Quais são os fatores que alteram a velocidade das reações? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) A reação é endotérmica ou exotérmica? Justifique.(2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 04) O álcool etílico tem função de catalisador nesse experimento? Justifique. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ Página 25 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ 6) Resfriar o sistema e observar o início da solidificação do naftaleno. Anotar a temperatura. EXPERIMENTO Nº 15 Temperatura = ___________________ TÍTULO: Propriedades coligativas. I . OBJETIVO Identificar coligativas. as propriedades II . MATERIAIS Tubo de ensaio grande Béquer 500 ml Termômetro Rolha para tubo de ensaio Suporte universal Garra Tela de amianto Tripé Bico de bunsen Naftaleno (C10H8) Enxofre (S8) Balança III . PROCEDIMENTO 1) Colocar cerca de 16 g de naftaleno em um tubo de ensaio, limpo e seco. 2) Colocar água no béquer até cobrir o naftaleno. 3) Montar a aparelhagem tomando os seguintes cuidados: O termômetro deverá ficar com o bulbo dentro do naftaleno após sua fusão. A água do béquer deverá cobrir o naftaleno quando o mesmo tiver no estado líquido. Procurar deixar a escala do termômetro ao redor dos 70°C o mais visível possível. 4) Acender o bico de bunsen e apagá-lo quando mais da metade do naftaleno estiver fundido. 5) Esperar a fusão de todo o sólido do tubo de ensaio. Aquecer mais um pouco, se necessário. LABORATÓRIO DE QUÍMICA 7) Pesar com exatidão 4 g de enxofre e anotar essa massa. Massa = ____________________ 8) Retirar o tubo de ensaio do béquer e transferir o enxofre para seu interior, cuidando para que não se perca nada. Evitar deixar o enxofre nas paredes do tubo. 9) Voltar o tubo de ensaio para o sistema e aquecê-lo até a fusão do naftaleno contendo enxofre. No estado líquido temos uma solução cujo soluto é o enxofre e o solvente é o naftaleno. Essa solução é transparente. 10) Procurar fazer com que todo enxofre caia no naftaleno. 11) Apagar o bico de bunsen e deixar o sistema resfriar, agitando o conteúdo com frequência. 12) Ao se iniciar a solidificação da solução naftaleno-enxofre, anotar a temperatura. (o bulbo do termômetro deve ficar imerso na solução) Temperatura = _______________ IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 ponto) (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 26 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS Propriedades coligativas são propriedades de uma solução que dependem da concentração de partículas Vdo soluto e não da sua natureza . Cada uma dessas propriedades depende da diminuição da tendência de escape das moléculas do solvente pela adição das partículas do soluto. As propriedades coligativas incluem a diminuição da pressão do vapor, elevação do ponto de ebulição, diminuição do ponto de congelamento e pressão osmótica. 03) Qual é a propriedade coligativa estudada no experimento? (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ VI. CONCLUSÕES 01) O que são propriedades coligativas ? (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 02) Quais são as propriedades coligativas? (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 27 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 16 TÍTULO: Propriedades coligativas II. I . OBJETIVO Verificar o abaixamento do ponto de solidificação da água quando em solução. II . MATERIAIS 3 tubos de ensaio 1 béquer de 250 mL sal (de preferência grosso) gelo III . PROCEDIMENTO 1) Identifique três tubos de ensaio. 2) No primeiro, coloque 3 mL de água, no segundo, coloque 3 mL de solução saturada de sal e no terceiro, coloque 1,5 mL da solução saturada e acrescente 1,5 mL de água pura. 3) Prepare um banho de gelo no béquer, com pedaços de gelo e sal na proporção aproximada de 4:1. 4) Introduza os 3 tubos de ensaio neste banho, de forma que o conteúdo dos tubos fique submerso. 5) Deixe em repouso por cerca de 5 minutos e observe. 6) Retorne ao banho e observe a cada 5 minutos.Repita a observação até que possa ser observada a ordem de congelamento da água nos três tubos. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 ponto) (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS Sabe-se que a água pura congela a 0° C e ferve a 100° C, sob pressão de 1 atm. Se adicionarmos sal na água, ela irá congelar abaixo de 0° C e ferver acima de 100° C. O abaixamento do ponto de congelamento do solvente e o aumento da temperatura de ebulição do solvente, são fenômenos denominados Propriedades Coligativas que são propriedades de uma solução que dependem da concentração de partículas do soluto e não da sua natureza. Neste experimento, estamos estudando o abaixamento da temperatura de congelamento de um líquido, provocado pela dissolução de outra substância, no caso, o sal de cozinha (NaCl). Este fenômeno, denominado "Crioscopia", é muito utilizado, principalmente na fabricação de sorvetes, onde o tambor contendo o sorvete a ser fabricado gira dentro de uma solução saturada de sal em água, que permanece no estado líquido estando a uma temperatura em torno de -20° C. VI. CONCLUSÕES 01) Água pura e água com sal solidificam à mesma temperatura? Justifique. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 28 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ 02) No tubo que contém solução saturada de sal em água, o congelamento demora mais para ocorrer e ocorre a uma temperatura mais baixa, isto se dá por quê?(2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Por que nas regiões polares existe água líquida se a temperatura é negativa? (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 04) Por que em países de clima frio a água não congela nos radiadores dos carros? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 29 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 17 TÍTULO: Reação do SULFATO DE COBRE. I . OBJETIVO Observar oxidorredução. FERRO com reação de uma Os fenômenos de oxidação e redução ocorrem ao mesmo tempo, isto é, enquanto uma espécie se oxida, outra se reduz. As reações que apresentam esses fenômenos são denominadas de reações de óxidorredução (oxi-redução ou redox). VI. CONCLUSÕES II . MATERIAIS Sulfato de cobre II Palha de aço Béquer Água. 01) Escreva a equação da reação que ocorreu. (2,0 pontos) III . PROCEDIMENTO 1) Dissolva o CuSO4 em meio copo de água. Basta uma quantidade do sal correspondente a uma colher de café. 2) Coloque na solução um pequeno pedaço de palha de aço. 3) Espere alguns minutos e observe a mudança de cor da solução. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie química. Redução é o ganho de elétrons por uma espécie química. LABORATÓRIO DE QUÍMICA 02) Calcule o número de oxidação dos átomos envolvidos na reação. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ ________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Destaque o elemento que sofreu oxidação e o que sofreu redução. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 04) Indique o oxidante e o redutor. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 30 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 18 TÍTULO: Reação do ZINCO com ÁCIDO CLORÍDRICO. I . OBJETIVO Observar oxidorredução. uma reação de quantidade muito grande de energia, não produz nenhuma substância poluente. A limitação para seu uso, atualmente, está relacionada ao custo elevado de sua obtenção. Neste experimento, vamos produzir o gás hidrogênio através de óxidorredução e comprovar a sua propriedade de sofrer combustão. VI. CONCLUSÕES II . MATERIAIS • 1 tubo de ensaio. • 1 kitassato • 1 rolha. • 1 mangueira plástica de 30 cm. • ácido muriático • zinco. 01) Equacione a reação que ocorreu entre o HCl e o Zn. (1,0 ponto) III . PROCEDIMENTO 1) Faça um furo na rolha com diâmetro igual ao da mangueira e adapte uma à outra. 2) No kitassato, prepare uma solução com 3 mL de água e 1 mL de ácido muriático e, a seguir, adicione um pedaço de zinco de aproximadamente 2 gramas. Observe. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS O gás hidrogênio (H2) é usado na propulsão de foguetes e é considerado uma das reações mais importantes alternativas energéticas. A combustão do hidrogênio, além de liberar uma LABORATÓRIO DE QUÍMICA 02) Determine o Nox de todos os elementos das substâncias envolvidas. (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Quais os elementos que sofrem oxidação e redução? (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 04) Quais são os agentes oxidante e redutor? (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 31 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ 05) Escreva a equação iônica que representa a reação. (1,0 ponto) 06) Escreva as semirreações oxidação e redução. (1,0 ponto) de 08) Equacione a equação de combustão do H2, indicando o redutor e o oxidante. (2,0 ponto) LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 32 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 19 ASSUNTO: óxidos básicos e ácidos I . OBJETIVOS Mostrar o caráter básico e ácido dos óxidos formados por metais. II . MATERIAIS Tubo de ensaio Rolha com furo Tubo de látex Béquer Bastão de vidro Pisseta Espátula Suporte universal Carbonato de magnésio Água Solução de azul de bromotimol Fenolftaleína Álcool etílico Água de cal 3) Adicione água de cal nos tubos 3 e 4 até 1/3 de seus volumes. 4) Coloque 1 espátula de MgCO3 no tubo 5, água até metade do seu volume e 3 gotas da fenolftaleína. 5) Agite a solução e observe a cor adquirida. Anote e responda: Podemos dizer que essa solução é alcalina? Justifique. _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 6) Coloque num tubo de ensaio maior uma medida de MgCO3, tampe com a rolha e conecte o tubo de látex. Coloque no suporte universal e leve à chama. 7) Coloque a outra extremidade do tubo de látex no tubo 2. Quando houver alguma mudança retire o tubo de látex e mergulhe no tubo 4. III . PROCEDIMENTO 1) Numere 5 tubos de ensaio. 2) Nos tubos 1 e 2 coloque água da torneira até aproximadamente 1/3 do seu volume e 4 gotas de azul de bromotimol. Observe a cor e responda: essa amostra de água é ácida ou alcalina? (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Nota: lembre-se que o azul de bromotimol adquire a cor azul em meio alcalino e amarelo em meio ácido. LABORATÓRIO DE QUÍMICA 8) Observe o tubo 4 e descreva o que acontece. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 9) Deixe o tubo esfriar, retire o sal aquecido, e coloque no béquer, adicione água até 1/3 do seu volume. 10) Agite a solução com o bastão de vidro e adicione algumas gotas de fenolftaleína. Qual a coloração da solução? O que ela indica? (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ Página 33 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ IV. CONCLUSÃO 01) O aquecimento causou alguma mudança na estrutura do sal? justifique. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 02) Explique os fenômenos observados nos tubos 2 e 4. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Explique a possível mudança observada no tubo grande. Compare a coloração da solução no tubo 5 e no béquer. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 34 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 20 TÍTULO: Pilha de Daniel. I . OBJETIVO Observar uma reação de pilhas. II . MATERIAIS 2 béqueres de 100 ml. Lâmina de zinco ( 8 cm x 15 cm) Lâmina de cobre ( 8 cm x 15 cm) 50 ml. de solução de CuSO4 1 mol/l 50 ml. de solução de ZnSO4 1 mol/l 1 lâmpada de 1,2 volts Fios com jacarés presos às pontas Tubo em U Solução salina III . PROCEDIMENTO 1) Pese 8,1 gramas de sulfato de zinco e dissolva em 50 ml de água. 2) Pese 8,0 gramas de sulfato de cobre e dissolva em 50 ml de água. 3) coloque a solução salina no tubo em U até ficar totalmente cheio. 4) Mergulhe a lâmina de zinco na solução de sulfato de zinco e a lâmina de cobre na solução de sulfato de cobre. 5) coloque a ponte salina ligando as duas semi células. 6) Prenda o jacaré do polo positivo da lâmpada na placa de cobre e o jacaré do polo negativo na placa de zinco. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS As barras de zinco e de cobre são denominadas eletrodos e fornecem a superfície na qual ocorrem as reações de oxidação e de redução. Se os eletrodos de zinco e cobre forem ligados entre si, por meio de um circuito externo, haverá um escoamento de elétrons através desse circuito, do eletrodo de zinco para o de cobre, em cuja superfície serão recebidos pelos íons Cu+2. E esses íons serão reduzidos e os átomos de cobre se depositaram na superfície do eletrodo de cobre (eletrodeposição). Nesta célula, o eletrodo de zinco é denominado ânodo. O ânodo é um eletrodo no qual ocorre a oxidação. Zn(s) (reação anódica) Zn+2 + 2e- O eletrodo de cobre é o cátodo, um eletrodo no qual se realiza a redução. 2e- + Cu+2 Cu(s) (reação catódica) ânodo = local onde ocorre oxidação cátodo = local onde ocorre redução A pilha de Daniel tem o seguinte diagrama de célula Zn(s) | ZnSO4(aq) | | CuSO4(aq)|Cu(s) Ânodo ou polo negativo Cátodo ou polo positivo. VI. CONCLUSÕES 01) Sobre as pilhas eletrolíticas, julgue os itens: (4,0 pontos) a. ( C ) ( E ) Transformam energia química em energia elétrica. b. ( C ) ( E ) Cada meia-célula é formada por um metal mergulhado em uma solução de um de seus sais. Página 35 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ c. ( C ) ( E ) O contato entre duas semicélulas é feito por uma membrana porosa (semipermeável), ou por uma ponte salina. d. ( C ) ( E ) No ânodo (polo positivo) ocorre redução e no cátodo (polo negativo) ocorre oxidação. 02) Numa pilha Cu0/Cu2+// Ag+/Ag0, os metais estão mergulhados em soluções aquosas 1M de seus sulfatos, a 250C. Responda às questões, consultando a tabela de potenciais. (3,0 pontos) 3) Qual a função da ponte salina? (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ a) Equacione a semirreação de oxidação. b) Equacione a semirreação de redução. c) Escreva a equação global da pilha. d) Qual o sentido do fluxo de elétrons? _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ e) Qual é o oxidante? _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ f) Qual é o redutor? _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 36 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 21 TÍTULO: Eletrólise de uma aquosa de cloreto de sódio. solução I . OBJETIVOS Estudar a eletrólise de um sal e identificar os compostos formados. II . MATERIAIS Cloreto de sódio (NaCl) Solução de fenolftaleína ( comprimido de lacto –purga) amassado e dissolvido em álcool Solução de bromotimol Iodeto de potássio (KI) Amido (maisena) Proveta Pisseta Colher de café Tubo de plástico na forma de U Béquer 2 eletrodos de grafite (de pilha) Terminais de bateria de 9 V Baqueta Bateria de 9V 3 tubos de ensaio 1 seringa de plástico III . PROCEDIMENTO 1) Em um béquer , coloque 5 mL. de água, 3 colheres de café de NaCl e 3 gotas de solução de fenolftaleína. 2) Agite com o bastão até completa dissolução do NaCl. 3) Coloque o tubo plástico na forma de U dentro de outro béquer. Adicione no tubo a solução preparada. 4) Coloque os eletrodos de grafite até uma profundidade de 6 cm no tubo, preso pelas garras dos terminais da bateria. 5) Ligue os terminais à bateria e observe a formação de gases nos eletrodos. LABORATÓRIO DE QUÍMICA 6) Aguarde 10 minutos e com auxílio de uma seringa, retire um pouco da solução. 7) Em três tubos de ensaio, adicione 3 gotas dessa solução em cada um. 8) Adicione alguns cristais do sal de iodeto de potássio no tubo de ensaio 1. Agite. 9) Adicione um pouco de amido nos tubos de ensaio 1 e 2. Observe. 10) Adicione 2 gotas de azul de bromotimol no tubo 3. Observe. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS A eletrólise é o processo contrário à pilha. ENERGIA QUÍMICAS eletrólise REAÇÕES VI. CONCLUSÕES 01) Explique o que é eletrólise. (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 37 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ 02) Michel Faraday, eletroquímico cujo segundo centenário se comemorou em 1991, comentou que: "uma solução de iodeto de potássio e amido é o mais admirável teste de ação eletroquímica" pelo aparecimento de uma coloração azul, quando da passagem de corrente contínua. (4,0 pontos) a) Escreva a equação que representa a ação da corrente elétrica sobre o iodeto. b) Em que polo surge a coloração azul? Justifique sua resposta. _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Qual foi a evidência que ocorreu a eletrólise? (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 38 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 22 ASSUNTO: Reação alteração de nox I . OBJETIVO Identificar oxirredução. química com Fe + NaClO → Fe2O3 + NaCl VI. CONCLUSÕES uma reação de II . MATERIAIS hipoclorito de sódio (NaClO), presente na água sanitária, e pode ser representada pela seguinte equação não balanceada, que mostra uma reação de oxi-redução: palha de aço água sanitária vidro relógio pinça III . PROCEDIMENTO 1. Coloque um pedaço de palha de aço aberta no prato e cubra com água sanitária. 2. Deixe o sistema em repouso durante 10 minutos e, depois, com o auxílio da pinça, remova cuidadosamente a palha de aço. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS Você poderá observar que, no fundo do prato, apareceu uma nova substância de cor avermelhada, cuja fórmula é Fe2O3. A reação que originou esse composto ocorreu entre o ferro e o LABORATÓRIO DE QUÍMICA 01) Qual o nox do ferro nos compostos mesncionados? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 02) Qual o nox do cloro nos compostos mencionados? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Quais os elementos cujos nox não variam? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 04) Sabendo que a variação do nox de cada átomo de ferro corresponde à perda de 3 elétrons, determine a quantidade de elétrons recebidos por átomo de cloro na reação. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 39 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ 05) Indique os agentes oxidante e redutor. (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 40 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 23 Nº do tubo Aparência inicial Aparência final 1 2 3 4 ASSUNTO: Eletrodo de sacrifício I . OBJETIVO Verificar a existência eletrodo de sacrifício. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (1,0 pontos) de um II . MATERIAIS 4 tubos de ensaio ou copos de água. 4 pregos de ferro (não galvanizados). Fio de naylon. 1 pedaço de zinco. 1 fita de magnésio. 1 fio de cobre. V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS Eletrodo de sacrifício é nome dado a um metal utilizado para evitar a corrosão de outro. Os eletrodos de sacrifício são muito empregados para evitar, principalmente, a corrosão de peças e estruturas de ferro. VI. CONCLUSÕES III . PROCEDIMENTO 01) Responda: TUBO 1:Coloque o prego em água suficiente para cobri-lo até a metade. Este tubo será usado como referencial de comparação para os outros experimentos e é denominado de controle. a) Qual o metal que sofreu oxidação nos tubos 2, 3 e 4? Justifique. (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ TUBO 2: Fixe um pedaço de zinco com um fio de naylon em volta do prego e coloque água até recobrir metade do prego. TUBO 3: Fixe a fita de magnésio ao prego e adicione água até a metade do prego. TUBO 4: Enrole o fio de cobre no prego e adicione água até metade a metade do prego. Deixe o sistema em repouso por 10 dias e ao final desse período construa e complete a tabela abaixo. LABORATÓRIO DE QUÍMICA b) Escreva a equação que representa essa semireação. (1,0 ponto) c) O “Fe” é oxidante ou redutor? (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ Página 41 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ 02) Qual ou quais metais protegeram o ferro da oxidação? (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Qual ou quais metais aceleraram a oxidação do ferro? (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 06) )Dentre os metais Zn, Mg e Cu, qual o melhor para ser utilizado como eletrodo de sacrifício para o ferro? (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 04) )Entre Zn, Mg e Cu, qual deve ter o potencial de redução maior que o do Fe? Justifique sua resposta. (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 05) )Procure, na tabela de potenciaispadrão, os valores de cada metal e verifique se suas respostas anteriores são coerentes com os valores encontrados. (1,0 ponto) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 42 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 24 ASSUNTO: Cobreação I . OBJETIVO Verificar objetos. o revestimento de II . MATERIAIS Bateria conectada aos dois fios. Sulfato de cobre. Chave Béquer III . PROCEDIMENTO 1. No frasco, prepare uma solução de CuSO4 o mais concentrada possível. 2. A seguir, prenda a chave ao fio ligado ao pólo negativo da bateria, introduzindo-a na solução. 3. Finalmente, introduza a ponta do outro fio (pólo positivo) na solução. IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (1,0 pontos) Observe a cor da solução no início e no fim do processo e o que corre na chave. _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS A proteção de uma peça metálica pode ser efetuada através do revestimento da mesma por um metal menos propenso a sofrer o processo de corrosão. Este processo é conhecido como galvanização. No processo e cobreação, uma peça metálica é revestida com uma camada do metal cobre. A peça a ser recoberta é ligada ao pólo negativo da bateria, tornando-se cátodo do processo, pois atrairá os cátions da solução. Um eletrodo de cobre é ligado ao pólo positivo da bateria, tornando-se ânodo. A cobreação é realizada em uma solução de CuSO4. Durante o processo ocorrem as seguintes reações: Ânodo (eletrodo de cobre) Cu0 => Cu2+ + 2e0,34 V - Cátodo (peça) Cu2+ + 2e0,34 V + => Cu0 A oxidação do cobre no eletrodo de cobre fornece os elétrons necessários para a redução do mesmo cobre sobre a superfície da peça a ser protegida. O cobre é oxidado e reduzido durante o processo. O sucesso do processo de galvanização reside na geração de condições que propiciem aderência do metal reduzido sobre a superfície da peça metálica a ser protegida. Os íons presentes na solução são: SO42-, Cu2+ e os devidos ao processo de auto-ionização da água (H1+ e OH1-). As reações concorrentes no ânodo e no cátodo seriam as da participação da própria água no processo, estas não ocorrem por serem desfavoráveis em relação às reações que o Cu0 e Cu2+ pode realizar. Página 43 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ VI. CONCLUSÕES 01) Descreva o que ocorreu com o fio imerso na solução. (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 02) Descreva o que ocorreu com a chave. (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) A concentração de Cu 2+ sofreu alguma alteração? (3,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 44 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ IV. OBSERVAÇÕES MACROSCÓPICAS (2,0 pontos) EXPERIMENTO Nº 25 ASSUNTO: Identificação de proteinas I . OBJETIVO Identificar as proteínas através do teste de biureto. II . MATERIAIS Tubos de ensaio Pipeta Bastão de vidro Solução de hidróxido de sódio – NaOH Solução de sulfato de cobre II – CuSO4 Gelatina Clara de ovo Leite Água de arroz Água de batata Caneta marcadora. III . PROCEDIMENTO 1. Enumerar os tubos de ensaio com a caneta marcadora, como mostra o desenho. 2. Preparar os tubos para análise da presença, ou não, de proteínas de acordo com a tabela abaixo. 3. Adicione 5 gotas da solução de NaOH no tubo 1 e agite-o. Aguarde 15 segundos e em seguida adicione 5 gotas da solução de CuSO4. Agiteo levemente. 4. Espere cerca de 2 minutos e observe se há alguma mudança de coloração. 5. Repita o procedimento acima para as misturas nos tubos 2 até 5. tubos 1 1 pequena medida de gelatina e5 gotas de água quente 2 3 4 5 5 gotas de água de batata (produto do cozimento) 1 gota de clara de ovo e5 gotas de água 5 gotas de água de arroz 3 gotas de leite e 5 gotas de água LABORATÓRIO DE QUÍMICA _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS As proteínas são compostos formados a partir da condensação de milhares de moléculas de amino-ácidos. O termo condensação está relacionado à liberação de água durante a polimerização (formação do polímero). Quando as moléculas de aminoácidos se ligam, liberam água e na região onde ligaram forma-se uma ligação amídica conhecida com o nome de ligação peptídica. Se a proteína se encontra em um meio muito alcalino e acrescentamos íons sobre a mesma, uma cor violeta é formada, devido à formação de um complexo com cobre. Essa reação pode ser representada por: Proteína + Cu2 + meio alcalino complexo de cor violeta VI. CONCLUSÕES 01) O que são proteínas? (4,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ Página 45 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 02) Quais dos materiais analisados são proteínas? (4,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 46 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 26 ASSUNTO: Fermentação I . OBJETIVO Observar fermentação. a ocorrência da II . MATERIAIS Garrafa PET – M Tubo de látex Garrafa PET – P Garapa Fermento Solução de permanganato de potássio –KmnO4 Água de cal Massa de modelar III . PROCEDIMENTO 1. Faça um furo na tampa da garrafa PET média, de tamanho suficiente para que o tubo de látex o atravesse. 2. Coloque garapa (caldo de cana) nessa garrafa, até metade do seu volume e adicione uma colher de medida G do fermento caseiro. 3. Feche essa garrafa com a tampa furada e coloque o tubo de látex. Fixe o tubo de látex com uma porção de massa de modelar. 4. Prepare uma porção de água de cal (de acordo com os procedimentos apresentados na atividade 5) até metade do volume da garrafa PET pequena. 5. Coloque a outra extremidade do tubo de látex imersa na solução de água de cal. 6. Deixe o sistema em repouso por aproximadamente dois dias e observe o que acontece na garrafa contendo água de cal. LABORATÓRIO DE QUÍMICA IV. MACROSCÓPICAS OBSERVAÇÕES _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ V. OBSERVAÇÕES MICROSCÓPICAS Uma das formas de produzir bebidas alcoólicas é a partir da fermentação de determinadas substâncias como cana de açúcar, beterraba, maçã ... No Brasil, a forma mais utilizada para produção de álcool é a partir da fermentação da cana de açúcar. A canade-açúcar é basicamente constituída de um tipo de açúcar conhecido pelo nome de sacarose: C12H22O11. Na presença de água, esse açúcar sofre uma quebra de suas moléculas (hidrólise) formando dois outros tipos: glicose (C12H22O11) e frutose (C6H12O11). Esse fenômeno pode ser representado por: C12H22O11 + H2O + C6H12O6 (sacarose) (glicose) C6H1206 (frutose) Na presença de micro-organismos, a glicose sofre um processo de decomposição dando origem ao etanol liberando gás carbônico que sai da mistura na forma de bolhas (daí o nome Página 47 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ de fermentação). Essa transformação pode ser representada por: C6H12O6 2C2H5OH 2CO2 + _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ VI. CONCLUSÕES 01) Qual reação ocorre na água de cal? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _______________________________ 04) O que é fermentação? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 02) O que essa reação indica em termos da fermentação que ocorreu? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ ________________________________ 03) Sabendo que a fermentação é um processo anaeróbico, qual a função da montagem feita? (2,0 pontos) _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ _________________________________ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 48 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ DATA: ____/_____/____ NOTA: _______ EXPERIMENTO Nº 27 ASSUNTO: Fazendo sabonetes I . MATERIAIS 1 Kg de base de glicerina para sabonetes (branca ou transparente); 30 mL essência para sabonetes; corante alimentício (anelina); álcool de cereais. 1 panela de vidro, ou esmaltada (nunca usar de metal ou alumínio); 1 forma para banho-maria; bastão de vidro; moldes de silicone ou plástico; II . PROCEDIMENTO 1 – Pique a base para sabonete em pedaços pequenos; 2 – Na panela derreter a base em banho-maria (não deixe a temperatura da água muito quente, para evitar que a base ferva); 3 – Retire do fogo quando estiver totalmente derretida, coloque o corante aos poucos até atingir a cor desejada; 4 – Espere esfriar um pouco, até formar uma nata fina em cima da base. Caso não faça isso a essência e o extrato (se estiver usando) irá evaporar e seu sabonete não ficará perfumado; 5 – Adicione a essência e mexa com o bastão de vidro. Evite mexer muito pois poderá fazer espuma, se fizer borrife com álcool de cereais para retirá-la. Segure com o bastão de vidro a película que se forma e despeje o líquido na forma escolhida; 6 – Borrife álcool de cereais pra evitar a formação de espuma; 7 – Espere secar por mais ou menos 30 minutos (depende da quantidade utilizada) e desenforme; 8 – Se necessário retire as rebarbas com uma faca sem serra; 9 – Aguarde umas 2 horas para embalar em filme plástico; 10 – Coloque em cestinhas, caixas ou sacos de celofane. LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 49 COLÉGIO JESUS MARIA JOSÉ LABORATÓRIO DE QUÍMICA Página 50
