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52657758-Apostila-laboratorio-de-Quimica-Geral

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO
DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS
DISCIPLINA: QUÍMICA EXPERIMENTAL
Professores:
Francisco Klebson Gomes dos Santos
Maria Valderez Ponte Rocha
Marta Ligia Pereira da Silva
Zilvam Melo dos Santos
Mossoró/RN
AULA 01
1 - SEGURANÇA NO LABORATÓRIO
Um laboratório de Química é um local onde são manipuladas substâncias tóxicas,
inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no laboratório passa
pela obediência a certas normas. A seguir encontram-se algumas normas que deverão
ser observadas e seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas de
Química Geral:
- O prazo de tolerância para o atraso nas aulas práticas é de 10 minutos, após esse
prazo o aluno não poderá assistir à aula. No início de cada aula prática o professor fará
uma explanação teórica do assunto e discutirá os pontos relevantes, inclusive em relação
à segurança dos experimentos. Um aluno que não tenha assistido a uma parte dessa
discussão irá atrasar seus colegas e até colocar em risco a sua segurança.
- È proibido o uso de “short” e “mini-saias” durante as experimentações. Usar de
preferência uma calça e calçado fechado. Essa é uma norma de segurança, uma vez que
uma calça e sapatos fechados protegem a pele de eventuais contatos com reagentes
danosos.
- O uso de bata é obrigatório durante a aula prática. A bata é um equipamento de
proteção individual indispensável ao experimentador.
- Não serão toleradas brincadeiras durante as aulas práticas, o grupo deve se
concentrar na realização das atividades propostas, pois o tempo é exíguo e a
experimentação exige atenção. Aliás, vários acidentes em laboratórios de ensino advêm
da falta de atenção do aluno experimentador.
- Cada grupo será responsável pelo material utilizado durante a aula prática, ao final
da experiência o material deverá ser lavado, enxaguado com água destilada e ordenado
na bancada, exatamente da forma como foi inicialmente encontrado.
- O aluno deverá apresentar o pós-laboratório da aula prática anterior para efeito da
pontuação referente às aulas práticas.
- Caso o aluno falte a uma aula prática não haverá reposição da mesma. Isso
acarretará a perda da pontuação referente a essa aula.
- Em cada avaliação será atribuída uma pontuação de 6,0 (seis pontos) para a prova
escrita e uma pontuação de 4,0 (quatro pontos) referente à participação do aluno nas
aulas práticas e entrega dos pós-laboratório.
- Sempre usar bata e outros equipamentos de proteção individual necessários (óculos
de proteção, máscara, luvas, etc.), quando estiver realizando uma experiência.
- Nunca realizar experiências que não estejam no roteiro, pois pode ocorrer a
liberação de gases perigosos, explosões, ejeção violenta de líquidos, etc.
- Quando da diluição de um ácido concentrado, adicionar sempre o ácido à água,
lentamente, se possível com resfriamento do recipiente onde se realiza a diluição. Nunca
adicionar água a um ácido concentrado!
- Quando do aquecimento de uma substância em um tubo de ensaio, observar que a
boca do tubo não esteja direcionada para alguém, pois pode ocorrer uma ejeção de
líquido quente.
- Os frascos contendo reagentes devem ser identificados sempre. Indicar o nome da
substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação.
- Nunca aquecer uma substância inflamável em chama direta, usar sempre um
aquecedor elétrico ou uma manta de aquecimento.
- Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre o frasco
que o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o olfato do
experimentador.
2 - SELEÇÃO E MANUSEIO DE REAGENTES E PRODUTOS QUÍMICOS
2.1 - Classificação dos Produtos Químicos
2.1.1 - Grau do Reagente
Os produtos químicos de grau reagente estão de acordo com os padrões mínimos
estabelecidos pelo Comitê de Reagentes Químicos da American Chemical Society
(ACS) e são utilizados onde for possível no trabalho analítico. Alguns fornecedores
rotulam seus produtos com os limites máximos de impureza permitidos pelas
especificações da ACS; outros mostram nos rótulos as concentrações verdadeiras para
as várias impurezas.
2.1.2 - Grau-Padrão Primário
Os reagentes com grau padrão primário foram cuidadosamente analisados pelo
fornecedor e a dosagem está impressa no rótulo do frasco. O Instituto Nacional de
Padrões e Tecnologia dos Estados Unidos (National Institute of Standards and
Technology - NIST) é uma fonte excelente de padrões primários.
2.1.3 - Reagentes Químicos para Uso Especial
Os produtos químicos que tenham sido preparados para uma aplicação específica
também estão disponíveis. Entre eles estão incluídos os solventes para
espectrofotometria e para cromatografia líquida de alta eficiência. As informações
pertinentes ao uso pretendido são fornecidas juntamente com esses reagentes.
AULA 02
EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO DE
QUÍMICA
Vários equipamentos e vidrarias são utilizados em um laboratório de Química e o
manuseio adequado destes é fundamental para o analista. Porém, o completo domínio
de sua manipulação advém da experiência adquirida com sua utilização. O quadro
abaixo relaciona alguns equipamentos de uso comum no laboratório e suas aplicações.
Tubo de ensaio:
Usado
principalmente testes
de reação.
Becker:Usado para
aquecimento de
líquidos, reações de
precipitação, etc.
Erlemnmeyer: Usado
para titulações e
aquecimento de
líquidos.
Balão de fundo
chato: Usado para
aquecimento e
armazenamento de
líquidos.
Balão de destilação:
Usado em
destilações. Possui
saída lateral para a
condensação de
vapores.
Pipeta volumétrica:
Usada para medir
volumes fixos de
Pipeta graduada:
Usada para medir
volumes variáveis de
líquidos.
Proveta: Usado para
medidas
aproximadas de
volume de líquidos.
líquidos.
Balão de fundo redondo: Usado
para aquecimento de líquidos e
reações com desprendimento de
gases.
Funil de vidro: Usado em
transferências de líquidos e em
filtrações.
Frasco de reagentes:
Usado para o
armazenamento de
soluções.
Tripé de ferro:
Usado para
sustentar a tela de
amianto.
Estante para tubos
de ensaio: suporte de
tubos de ensaio.
Triângulo de
porcelana: Usado
para sustentar
cadinhos de
porcelana em
aquecimento no
bico de Bunsen.
Almofariz e pistilo:
Usado para triturar e
pulverizar sólidos.
Placa de Petri:
usada para fins
diversos.
Tela de amianto:
Usado para distribuir
uniformemente o calor
em aquecimentos de
laboratório.
Bico de Bunsen:
Usado em
aquecimentos de
laboratório.
Lima triangular:
Usada para cortes de
vidros.
Cadinho de
porcelana:Usado
para aquecimentos à
seco no bico de
Bunsen e Mufla.
Pinça de madeira: Usada para
segurar tubos de ensaio em
aquecimento no bico de Bunsen.
Funil de decantação:
Usado para
separação de
líquidos imicíveis.
Funil de decantação: Usado para
separação de líquidos imicíveis.
Pesa-filtros: Usado
para pesagem de
sólidos.
Pisseta: Usada para lavagens,
remoção de precipitados e outros
fins.
Cuba de vidro:
Usada para banhos
de gelo e fins
diversos.
Cápsula de
porcelana: Usada
para evaporar
líquidos em
soluções.
Balão volumétrico:
Usado para preparar
e diluir soluções.
Frasco lavador:
Usado para os
mesmos fins da
pisseta.
Suporte universal.
Anel para funil
Vidro de relógio:
Usado para cobrir
beckers em
evaporações, pesagens
etc
Dessecador: Usado
para resfriar
substâncias em
ausência de
umidade.
Bureta: Usada para medidas
precisas de líquidos.
Funil de Buchner:
Usado para filtração a
vácuo.
Kitassato: Usado
para filtração a
vácuo.
Picnômetro: Usado para
determinar a densidade de
líquidos.
Mufa: Suporte para a
garra de condensador.
Tompa de vácuo:
Usada em conjunto
com o kitassato e o
funil de Buchner.
Garra metálica: Usada em
filtrações, sustentação de peças,
tais como condensador, funil de
decantação e outros fins.
Termômetro: Usado
para medidas de
temperatura.
Vara de vidro:
Usada para
montagens de
aparelhos,
interligações e
outros fins.
Bastão de vidro:
Usado para agitar
soluções, transporte de
líquidos na filtração e
outros.
Furador de rolha:
Usado para furagem
de rolhas.
Kipp: Usado para produção de
gases, tais como H2S, CO, etc.
Tubo em U: Usado,
geralmente em
eletrolise.
Pinça metálica
Casteloy: Usada
para transporte de
cadinhos e outros
fins.
Escova de limpeza:
Usada para limpeza de
tubos de ensaio e
outros materiais.
Escova de limpeza:
Usada para limpeza
de tubos de ensaio e
outros materiais.
Pinça de Mohr : Usada para
impedir ou diminuir fluxos
gasosos.
Condensador: Usado
para condensar os
gases ou vapores na
destilação.
Condensador:
Usado para
condensar os gases
ou vapores na
destilação.
Condensador: Usado para
condensar os gases ou vapores na
destilação.
Pinça de Hoffman:
Usada para impedir
ou diminuir fluxos
gasosos.
Pêra: Usada para
pipetar soluções.
Espátula: Usada para
transferência de
substâncias sólidas.
Espátula: Usada
para transferência
de substâncias
sólidas.
Estufa: Usada para
secagem de materiais
(até 200 °C).
Mufla: Usada para
calcinações (até
1500°C)
Sistema de destilação: Usado na
separação de duas ou mais
substâncias com base em suas
diferentes volatilidades.
Operações no laboratório e aparelhagem
Em experiências químicas, como as realizadas em aulas práticas, são usados
equipamentos específicos de química. A seguir são apresentadas algumas das
aparelhagens utilizadas em laboratório, assim como as principais operações realizadas.
1) Bico de Bunsen e estudo da chama
Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se comumente um aparelho
denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece na Figura 1 abaixo,
a mistura gás-ar é queimada no tubo, gerando uma chama que pode ser de combustão
completa (azulada) ou incompleta (amarelada). A forma correta de usar o bico de
Bunsen é fechar a entrada de ar no anel, abrir a válvula de gás e acender. A chama será
larga e amarela. Então, abre-se a entrada de ar até que a chama fique azul, que é a ideal
para o uso. Na mistura gás-ar, pode-se distinguir dois cones de cores distintas: um mais
interno de cor azul e outro mais externo de cor laranja. A chama laranja é oxidante, a
amarela é redutora e a azul é neutra, sendo o ponto mais quente o ápice do cone azul.
Figura 1: Representação do bico de Bunsen.
2) Balança e pesagem
No laboratório, a massa de substâncias químicas é determinada com o uso de
balanças. Na maioria das análises, uma balança analítica precisa ser utilizada para se
obter massas altamente exatas. As balanças de laboratório menos exatas também são
empregadas para as medidas de massa quando a demanda por confiabilidade não for
crítica. A precisão a ser utilizada depende do trabalho a ser desenvolvido. É importante
salientar que não se deve realizar pesagens de produtos químicos diretamente sobre o
prato da balança. Costuma-se usar um vidro de relógio ou outra vidraria.
Figura 2: Balança analitica com a vidraria adequada para realização de pesagens.
Tipos de Balanças Analíticas
Por definição, uma balança analítica é um instrumento usado na determinação de
massas com uma capacidade máxima que varia de 1 g até alguns quilogramas, com uma
precisão de pelo menos 1 parte em 105 em sua capacidade máxima. A precisão e a
exatidão de muitas balanças analíticas modernas excedem a 1 parte em 106 em sua
capacidade total.
As balanças analíticas mais comumente encontradas (macrobalanças) têm uma
capacidade máxima que varia entre 160 e 200 g. Com essas balanças, as medidas podem
ser feitas com um desvio-padrão de ±0,1 mg. As balanças semimicroanalíticas têm
uma carga máxima de 10 a 30 g com uma precisão de ±0,01 mg. Uma balança
microanalítica típica tem capacidade de 1 a 3 g e uma precisão de ±0,001 mg.
A primeira balança analítica de prato único surgiu no mercado em 1946. A
velocidade e conveniência de pesar com essa balança eram amplamente superiores ao
que se podia realizar com a balança de dois pratos tradicional. Conseqüentemente, essa
balança substituiu rapidamente a anterior na maioria dos laboratórios. A balança de
prato único está sendo substituída atualmente pela balança analítica eletrônica, que não
tem braço nem cutelo. A conveniência, a exatidão e a capacidade de controle e
manipulação de dados por computador das balanças analíticas asseguram que as
balanças mecânicas de prato único vão eventualmente desaparecerem de cena.
A Balança Analítica Eletrônica
A Figura abaixo apresenta o diagrama e a foto de uma balança analítica eletrônica. O
prato situa-se acima de um cilindro metálico oco que é circundado por uma bobina que
se encaixa no pólo interno de um ímã permanente. Uma corrente elétrica percorre a
bobina e produz um campo magnético que segura, ou levita, o cilindro, o prato, o braço
indicador e qualquer massa que esteja no prato. A corrente é ajustada para que o do
braço indicador fique na posição de nulo quando o prato estiver vazio. A colocação de
um objeto no prato provoca um movimento do próprio prato e do braço de controle para
baixo, o que aumenta a quantidade de luz que incide na fotocélula do detector de nulo.
A corrente que atinge a fotocélula é amplificada alimentando a bobina, o que cria um
campo magnético maior, fazendo que o prato retome para a posição original no detector
do zero. Um dispositivo como este, no qual uma pequena corrente elétrica faz que um
sistema mecânico mantenha sua posição zero, é chamado sistema servo. A corrente
requerida para manter o prato e o objeto na posição de nulo é diretamente proporcional
à massa do objeto e é prontamente medida, transformada em sinal digital e apresentada
no visor. A calibração de uma balança analítica envolve o uso de uma massa-padrão e
ajuste da corrente de forma que o peso-padrão seja exibido no mostrador.
Figura 3: Balança analítica eletrônica. (a) Diagrama de blocos. (b) Foto de uma balança eletrônica.
A Figura 4 mostra as configurações de duas balanças analíticas eletrônicas. Em cada
uma delas, o prato é ligado a um sistema confinado conhecido coletivamente como
célula. A célula incorpora vários flexores que permitem movimentos limitados do prato
e previne que forças de torção (resultantes de cargas localizadas fora do centro)
perturbem o alinhamento do mecanismo da balança. Na posição nula, o braço fica
paralelo ao horizonte gravitacional e cada pivô flexor permanece em uma posição
relaxada.
A Figura 4-a exibe uma balança eletrônica com o prato localizado abaixo da célula.
Uma precisão maior é obtida com esse arranjo, em relação àquela do sistema de prato
localizado acima da célula (prato superior), apresentado na Figura 4b. Mesmo assim, as
balanças eletrônicas deste último tipo têm uma precisão que se iguala ou excede àquelas
das melhores balanças mecânicas e, além disso, garantem fácil acesso ao prato da
balança.
As balanças eletrônicas geralmente realizam um controle automático de tara que leva
o mostrador à leitura igual a zero com um recipiente (como uma "barquinha" ou frasco
de pesagem) sobre o prato. Muitas balanças permitem a tara de até 100% da sua
capacidade.
Uma balança analítica eletrônica moderna provê uma velocidade e uma facilidade de
uso sem precedentes. Por exemplo, um instrumento pode ser controlado por meio de
toques em várias posições ao longo de uma única barra. Uma posição da barra liga ou
desliga o instrumento, outra calibra automaticamente a balança com o uso de uma
massa-padrão ou um par de massas e uma terceira zera o mostrador, com ou sem um
objeto sobre o prato. Medidas de massas confiáveis são obtidas com pouco ou mesmo
sem nenhum treinamento.
Figura 4: Balanças analíticas eletrônicas. (a) Configuração clássica com o prato abaixo da célula. (b)
Configuração com prato acima da célula (prato superior). Observe que o mecanismo fica abrigado em um
gabinete dotado de janelas.
Precauções no Uso de uma Balança Analítica
A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa manusear com
cuidado. Consulte seu professor para obter as instruções detalhadas com relação ao
processo de pesagem em seu modelo específico de balança. Observe as seguintes regras
gerais no trabalho com uma balança analítica, não obstante a marca ou modelo:
1. Centralize tanto quanto possível a carga no prato da balança.
2. Proteja a balança contra a corrosão. Os objetos a serem colocados sobre o prato
devem ser limitados a metais inertes, plásticos inertes e materiais vítreos.
3. Observe as precauções especiais para a pesagem de líquidos.
4. Consulte o professor se julgar que a balança precisa de ajustes.
5. Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos. Um pincel feito de
pêlos de camelo é útil na remoção de material derramado ou poeira.
6. Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retome à temperatura
ambiente antes de pesá-lo. 7. Utilize uma tenaz ou pinça para prevenir a absorção da
umidade de seus dedos por objetos secos.
Utilização de uma Balança Analítica
Existem duas técnicas para pesagens dependendo do tipo de balança. Uma delas é
pesar previamente a vidraria e em seguida o reagente químico, determinando a massa
deste por diferença. A outra consiste em zerar a balança com a vidraria a ser utilizada na
pesagem sobre o prato, obtendo-se diretamente a massa do reagente.
Para se fazer as pesagens adotam-se os seguintes procedimentos:
a) Observa-se se a balança está no nível; caso não esteja, deve-se regular girandose os “pés”.
b) Fecham-se as portas de vidro.
c) Zera-se a balança pressionando o botão “tara”.
d) Abre-se a porta, coloca-se o que se deseja pesar e fecha-se a porta.
e) Espera-se até que o mostrador digital não flutue mais e anota-se a massa. Preste
atenção a unidade de medida (mg, g, ...).
f)
A última casa decimal é a incerteza.
3) Medidas de volume
Os aparelhos para medir volume de líquidos em laboratório, os quais aparecem
descritos na figura abaixo, podem ser classificados em dois grupos:
a) Aparelhos volumétricos, os quais são calibrados para a medida de um único
volume de líquido.
Ex.: Balão volumétrico e pipeta volumétrica.
b) Aparelhos graduados, os quais possuem uma escala graduada, a qual permite a
medida de ddiversos volumes de um líquido.
Ex.: Pipeta graduada, proveta e bureta.
Figura 5: Exemplos de aparelhos volumétricos.
A superfície de um líquido raramente é plana. Dependendo da natureza das forças
intermoleculares existentes no líquido, a sua superfície geralmente apresenta-se curva,
podendo ser côncava ou convexa. Para efetuar a leitura, deve-se comparar o menisco
(ponto de máximo ou de mínimo da curvatura da superfície do líquido) com as linhas no
aparelho, conforme figura abaixo.
Figura 6: Tipos de meniscos. Um menisco é a superfície curva de um liquido na sua interface com a
atmosfera.
Qualquer medida de volume feita com qualquer aparelho está sujeita a erros devido
a:
a) Dilatação e contração do material de vidro provocado pela variação de
temperatura;
b) Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida;
c)
Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos;
d) Erro de paralaxe, o qual se origina no momento da leitura. Para evitar este erro,
deve-se sempre posicionar o aparelho de forma que o nível do líquido esteja na altura
dos olhos.
Figura 7: Leitura de uma bureta. (a) A estudante olha a bureta de uma posição acima da linha
perpendicular a ela e faz uma leitura (b) de 12,58 rnL. (c) A estudante olha a bureta de uma posição
perpendicular a ela e faz uma leitura (d) de 12,62 rnL. (e) A estudante olha a bureta de uma posição
abaixo da linha perpendicular a ela e faz uma leitura (f) de 12,67 rnL. Para se evitar o problema da
paralaxe, as leituras da bureta devem ser feitas consistentemente sobre a linha perpendicular a ela, como
mostrado em (c) e (d).
Na leitura de volumes, o olho precisa estar no nível da superfície do líquido, para se
evitar o erro devido à paralaxe, uma condição que faz que o volume pareça menor que
seu valor verdadeiro, se o menisco for visto de cima, e maior, se o menisco for visto de
baixo.
A paralaxe é o deslocamento aparente do nível de um líquido ou de um ponteiro, à
medida que o observador muda de posição e ela ocorre quando um objeto pode ser visto
a partir uma posição que não seja a do ângulo correto para a sua observação.
4) Sistema de Internacional de medidas
Em 1971, a 14ª Conferência Geral de Pesos e Medidas escolheu sete grandezas como
fundamentais, formando assim a base do Sistema Internacional de Unidades, abreviado
como SI e popularmente conhecido como sistema métrico. As unidades foram
escolhidas de modo que os valores dessas grandezas numa “escala humana” não fossem
excessivamente grandes ou excessivamente pequenos.
Muitas unidades secundárias (ou derivadas) são definidas em termos das unidades
das grandezas fundamentais. Assim, por exemplo, a unidade de potências no SI, que
recebeu o nome watt (abreviação W), é definida em termos das unidades de massa,
comprimento e tempo.
1 watt = 1 W = 1 Kg . m2 / s3
UNIDADES FUNDAMENTAIS DO SI
GRANDEZA
NOME DA
UNIDADE
SÍMBOLO
Comprimento
Metro
m
Tempo
Segundo
s
Massa
Quilograma
kg
Corrente Elétrica
Ampère
A
Kelvin
K
Intensidade Luminosa
Candeia
cd
Quantidade de Matéria
Mol
mol
Temperatura
Termodinâmica
5) Algarismos significativos
Os algarismos significativos são importantes quando é necessário expressar o
valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. Esse valor pode ser obtido
diretamente (ex.: determinação da massa de uma substância por pesagem ou a
determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou bureta) ou indiretamente, a
partir dos valores de outras grandezas medidas (ex.: cálculo da concentração de uma
solução a partir da massa do soluto e do volume da solução).
Quando se fala de algarismos significativos de um número, refere-se aos dígitos
que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último algarismo
seja duvidoso. O número de algarismos significativos expressa a precisão de uma
medida.
A tabela abaixo mostra as regras de arredondamento do número à direita do
último algarismo significativo:
CASO
REGRA
EXEMPLO
MAIOR QUE 5
Aumenta 1 unidade
5,4987 = 5,499
IGUAL A 5
MENOR QUE 5
Se o último algarismo
significativo for par – mantémse igual. Se o último algarismo
significativo for ímpar –
aumenta 1 unidade
Mantém-se igual
Par: 3,2845 = 3,284
Ímpar: 9,135 = 9,14
2,1921 = 2,192
Questionário
1) Represente esquematicamente as principais zonas da chama de um bico de
Bunsen, indicando o ponto mais quente.
2) Descreva como você procederia para realizar uma pesagem, por diferença, de
5,6643g de NaCl, sendo a massa do recipiente (vidro de relógio) igual a 10,2590g.
3) O que significa erro de paralaxe e como podemos evitá-lo?
4) Para a preparação de uma solução a partir de um reagente líquido, qual o
material utilizado, o procedimento a ser adotado e os cuidados necessários?
5) Faça o arredondamento dos números abaixo, para três casas decimais após a
vírgula.
a) 120, 4784 = __________
b) 83, 1236 = __________
c) 71, 2315 = __________
d) 457,1025 = __________
Aula 03
EXPERIÊNCIA 1: Densidade de sólidos e líquidos
1.
Objetivos
Medir a densidade de líquidos de sólidos utilizando a técnica de picnometria e o
princípio de Arquimedes.
2.
Considerações gerais
Densidade
A densidade absoluta de uma substância é definida como sendo a relação entre a sua
massa e o seu volume:
Picnometria
O principal método de medição de densidade absoluta é a picnometria. Esse método
consiste na determinação de massa e volume de substâncias líquidas e sólidas. O
picnômetro é um recipiente de vidro com tampa esmerilhada, vazada por tubo capilar,
que permite sue completo enchimento com líquidos. A capacidade volumétrica do
instrumento é facilmente determinável pela pesagem de um líquido tomado como
padrão de densidade, na temperatura de operação.
Princípio de Arquimedes
"Todo corpo imerso, total ou parcialmente, num fluido em equilíbrio, dentro de um
campo gravitacional, fica sob a ação de uma força vertical, com sentido ascendente,
aplicada pelo fluido; esta força é denominada empuxo, cuja intensidade é igual à do
peso do fluido deslocado pelo corpo."
Um instrumento que rege esse princípio é o densímetro (Figura
1). Esse instrumento mede a densidade dos líquidos, ou seja, a
massa dividida pelo volume. Trata-se
Trata se de um tubo de vidro com uma
certa quantidade de chumbo na base, responsável pelo seu corpo. Na
parte de cima do tubo há uma escala desenhada. Ao mergulhar
me
o
densímetro no líquido, ele afunda até deslocar um volume de fluido
cujo peso se iguale ao dele. A superfície do líquido indica
Figura 1.
determinado ponto na escala, isto é, sua densidade. Esses
Densímetro.
instrumentos são muito usados em postos de gasolina para verificar
veri
por meio da densidade o grau de pureza do álcool usado como
combustível.
3.
Procedimento experimental
Picnometria
a) Pese o picnômetro (com a tampa) vazio e seco;
b) Coloque água destilada no picnômetro até que o volume do líquido fique acima
do colo;
que a tampa capilar, verifique se ficou cheio e enxugue cuidadosamente o
c) Coloque
excesso de líquido;
d) Pese o picnômetro com água destilada;
e) Esvazie o picnômetro;
f)
Lave inteiramente o picnômetro com a solução a ser analisada (NaOH 0,5
mol/L);
g) Coloque a solução no picnômetro
picnômetro até que o nível do líquido fique acima do colo;
h) Coloque a tampa capilar e enxugue cuidadosamente o excesso de líquido;
i)
Pese o picnômetro com a solução;
Método de Arquimedes
1.
Coloque 50 mL de água em uma proveta de 100 mL;
2.
Em uma balança, pese o material sólido e anote a massa;
3.
Coloque a amostra do material sólido na proveta;
4.
Anote o valor do volume de água deslocado;
5.
Calcule a densidade do material sólido.
4.
Materiais e reagentes
5.
Materiais/Quantidade
Reagentes
•
Picnômetro – 01
•
Hidróxido de sódio 0,5 mol/L
•
Funil simples pequeno – 01
•
Amostra de material sólido
•
Pisseta – 01
•
Proveta de 100 mL – 01
Referências
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p.
BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC,
1999. 702 p.
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed.
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p.
Questionário
1.
Explique a diferença entre densidade absoluta e densidade relativa.
2.
O que é picnometria?
3.
A partir dos dados obtidos na prática calcule o volume do picnômetro e a
densidade da solução analisada.
4.
Descreva o princípio de Arquimedes.
5.
Efetue os cálculos da densidade do sólido determinada pelo princípio de
Arquimedes.
Aula 04
EXPERIÊNCIA 2: Forças intermoleculares
1.
Objetivos
Determinar a porcentagem de álcool na gasolina e exercitar as medições de volume.
2.
Considerações gerais
A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos líquidos inflamáveis e voláteis,
derivados do petróleo. Além de ser utilizada como combustível em motores de
combustão interna, é também usada como solvente, na indústria, para óleos e gorduras.
Inicialmente, a gasolina era obtida pela destilação do petróleo - era simplesmente a
fração mais volátil do petróleo. Após algum tempo, outras técnicas surgiram, numa
tentativa de aumentar o rendimento desta extração. Um deles é o craqueamento, que
consiste numa quebra de moléculas maiores, também presentes no petróleo, em outras
menores, que pertencem à fração da gasolina. O craqueamento térmico foi utilizado até
meados de 1937, quando químicos de catálise inventaram o craqueamento catalítico,
método muito mais econômico e eficaz. Outros métodos incluem: a polimerização, que
é a conversão de olefinas gasosas, tal como propileno e butileno, em moléculas maiores,
dentro da faixa da gasolina; a alquilação, um processo que combina uma olefina e uma
molécula como isobutano e a isomerização, que é a conversão de hidrocarbonetos de
cadeia normal para hidrocarbonetos de cadeia ramificada.
Nas últimas décadas, vários países, incluindo o Brasil, passaram a utilizar uma
mistura de gasolina e etanol, no lugar da gasolina. A intenção é diminuir o impacto
ambiental causado pela queima da gasolina, pois o etanol, além de ser renovável, o seu
uso propicia uma redução na taxa de produção de CO. Se por um lado existem
vantagens, existem as desvantagens também, como maior propensão à corrosão, maior
regularidade nas manutenções do carro, aumento do consumo e aumento de produção de
óxidos de nitrogênio.
O teor de álcool etílico anidro na gasolina é fixado por Portaria do Ministério da
Agricultura, conforme Decreto Nº 3.966/2001. O percentual máximo de álcool etílico
anidro adicionado à gasolina é de 25% desde 07/2007.
3.
Procedimento experimental
a) Colocar 50ml da amostra de gasolina na proveta de 100 mL previamente limpa,
desengordurada e seca, observando a parte inferior do menisco;
b) Adicionar a solução de cloreto de sódio até completar o volume de 100mL,
observando a parte inferior do menisco;
c) Tampar de forma adequada a proveta;
d) Misturar as camadas de água e gasolina através de 5 inversões sucessivas da
proveta, evitando agitação enérgica;
e) Deixar a proveta em repouso por 15 minutos de modo a permitir a separação
completa das duas camadas;
f) Anotar o aumento da camada aquosa em mililitros. Para calcular o teor de álcool,
faça a seguinte regra de três:
%=
Válcool
Vinicial _ gasolina
*100
mL Válcool
=
0,05
L
4.
5.
Materiais e reagentes
Materiais
Reagentes
Proveta de 100 mL
Gasolina comum
Papel Filmito
Solução de cloreto de sódio a 10% p/v
Referências
OLIVEIRA, E. A. Aulas Práticas de Química; 3ª ed; Editora Moderna; São Paulo;
1993.
Questionário
1.
Qual dos líquidos tem maior densidade? Como você deduziu sua resposta?
2.
Por que a água extrai o álcool da gasolina?
3.
Por que no Brasil se adiciona álcool à gasolina?
4.
Qual o teor de álcool na gasolina em % e em mL/L?
Aula 05
EXPERIÊNCIA 3: Soluções
1.
Objetivos
Inteirar o aluno com os cálculos e preparo de soluções.
2.
Considerações gerais
Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias.
Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto, e o dispersante é denominado
solvente. Assim, por exemplo, quando dissolvemos açúcar em água, o açúcar é o soluto
e a água, o solvente.
Em geral as substâncias inorgânicas são polares, enquanto as orgânicas são apolares.
Uma substância polar tende a dissolver num solvente polar. Uma substância apolar
tende a se dissolver num solvente apolar.
apola
Principais tipos de concentrações
Concentração comum: indica a massa de soluto presente em cada litro de solução.
Título: é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução.
Molaridade: é a quantidade de mols de soluto presente em cada
cada litro de solução.
Fração molar: é a relação entre o número de mols do soluto (ou de solvente) e o
número de mols da solução.
Molalidade: é a relação entre o número de mols do soluto, e a massa do solvente (em
Kg).
3.
Procedimento experimental
a) Preparo da solução de HCl 0,5 mol/L.
b) Em uma capela, meça numa proveta, 10,4 mL de HCl concentrado;
c) Coloque cerca de 100 mL de água destilada em um balão volumétrico de 250
mL e transfira o volume de ácido medido para este balão;
d) Espere o balão esfriar até a temperatura ambiente e complete, até o menisco,
com água destilada;
e) Faça uma homogeneização por inversão;
f)
Transfira a solução preparada para um frasco de vidro e rotule com os dados da
solução e o número de sua turma;
g) Preparo da solução de HCl 0,1 mol/L.
h) Meça 5,0 mL da solução de HCl, 0,5 mol/L, preparada anteriormente, e transfira
para um balão de 25 mL;
i)
Complete com água destilada até o menisco, seguindo o procedimento de
preparo indicado anteriormente.
j)
Preparo da solução de NaOH 0,5 mol/L.
k) Pese 5,0 g dee NaOH em um Becker limpo e seco;
l)
Dissolva-o,
o, no próprio Becker, com água destilada;
m) Transfira a solução para um balão de 250 mL, e siga os procedimentos de
preparo de soluções;
n) Transfira a solução para um frasco de plástico e rotule.
o) Guarde as soluções preparadas em um armário para utilização nas próximas
experiências.
4.
Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade
5.
Reagentes
•
Balão volumétrico de 25 mL – 01
•
Acido clorídrico (HCl)
•
Balão volumétrico de 250 mL – 01
•
Hidróxido de sódio (NaOH)
•
Bastão de vidro – 01
•
Becker de 100 mL – 02
•
Espátula
•
Funil simples – 02
•
Pipeta – 02
•
Pisseta – 01
Referências
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p.
BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC,
1999. 702 p.
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed.
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p.
Questionário
1.
O que é solução?
2.
Qual o procedimento para preparar uma solução diluída a partir de uma solução
concentrada de uma determinada substância?
3.
Calcule o volume de HCl necessário para preparar 250 mL de solução de HCl
0,5 mol/L, partindo de uma solução de HCl a 37% em massa e d = 1,19 g/mL.
4.
Calcule o volume de HCl necessário para preparar 25 mL de solução de HCl 0,1
mol/L, partindo da solução de solução de HCl 0,5 mol/L.
5.
Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de solução NaOH
0,5 mol/L.
6.
Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é
um sólido.
7.
Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é
um sólido.
Aula 06
EXPERIÊNCIA 4: Análise volumétrica
1.
Objetivos
Familiarizar o aluno com a análise volumétrica, através da padronização da solução
preparada na prática anterior.
2.
Considerações gerais
A análise volumétrica consiste na medida de volumes de duas soluções que reagem
entre si. Uma delas apresenta concentração previamente conhecida, atuando como
padrão de medida; a outra contém a espécie de concentração desconhecida que se deseja
analisar. Geralmente a solução padrão é adicionada gota a gota, por meio de uma bureta,
à solução de concentração desconhecida (contida num erlenmeyer). Este tipo de
operação recebe o nome de titulação.
Como não é possível visualmente perceber o ponto de equivalência, é necessário que
se utilize um indicador, no erlenmeyer, para indicar, através da mudança de cor, o ponto
final da titulação. Indicadores, de um modo geral, são bases ou ácidos orgânicos fracos,
apresentando cores diferentes quando nas formas protonada ou não-protonada.
Consequentemente, a cor do indicador dependerá do pH.
3.
Procedimento experimental
a) Encha a bureta com a solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L, utilizando um
funil;
b) Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução até o desaparecimento de
bolhas:
c) Complete o volume com a solução e zere a bureta;
d) Junte 5 mL de solução padrão de ácido clorídrico e transfira para um erlenmeyer
de 125 mL;
e) Adicione duas gotas de solução de fenolftaleína;
f)
Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a solução da base seja
adicionada gota a gota ao erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea
persistente.
4.
Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade
Reagentes
•
Becker de 50 mL – 02
•
Ácido clorídrico 0,5 mol/L
•
Bureta de 25 mL – 01
•
Hidróxido de sódio 0,5 mol/L
•
Erlenmeyer de 125 mL – 01
•
Fenolftaleína 1%
•
Funil simples – 01
•
Garra para bureta – 01
•
Pipeta conta gotas – 01
•
Pipeta conta gotas – 01
•
Pipeta volumétrica de 5 mL –
•
Pisseta – 01
•
Proveta de 10 mL – 01
•
Suporte para bureta – 01
01
5.
Referências
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p.
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. Ed.
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p.
JEFFERY, G. H. et al. Análise Química Quantitativa. 5a. Ed. Editora Guanabara
Koogan S/A. Rio de Janeiro, 1992.
Questionário
1) O que é titulação?
2) Para que serve um indicador?
3) Explique quando se deve suspender a adição de solução padrão em uma
titulação.
Calcule a concentração verdadeira de HCl.
Aula 07
EXPERIÊNCIA 5: Destilação Simples
1.
Objetivos
Nesta aula o aluno deverá colocar em prática os conhecimentos adquiridos nas aulas
anteriores para realizar uma destilação simples, se inteirando também sobre a vidraria
utilizada para preparação de um sistema de destilação simples; do conceito de ponto de
ebulição e do conceito de pressão de vapor..
2.
Considerações gerais
A destilação é um dos métodos mais utilizados para separação de líquidos devido ser
bastante simples e, se tomado todos os cuidados necessários, apresenta grande qualidade
na separação. A destilação também apresenta boa versatilidade, pois pode ser usada para
separar líquidos de outras substâncias que podem ser sólidas ou líquidas também, desde
que tenham pontos de ebulição bem distintos.
3.
Procedimento Experimental
Parte I (Destilação)
a)
Adicione ao balão de destilação 3 pedras de ebulição;
b)
Colete 50 mL de uma solução de NaCl para dentro do balão com o auxílio
de uma proveta (para medir o volume);
c)
Com o auxílio de um funil de vidro de haste longa, transfira os 50 mL da
solução de NaCl para o balão de fundo redondo;
d)
Monte um sistema de destilação simples como mostrado na figura seguinte:
Termômetro
Saída
de água
Adaptador de balão
para Condesador
Suporte Universal
Condensador
Entrada
de água
Balão de fundo redondo
Aquecedor
Erlenmeyer
Garra Matélica
Suporte
e)
Inicie o aquecimento do sistema;
f)
Observe atentamente o
sistema enquanto ocorre o
aquecimento,
constantemente observando a temperatura que é registrada no termômetro;
g)
Observe o início da destilação, atentando para o que ocorre, visualmente,
com a amostra;
h)
Numa destilação os primeiros 5% (em relação à quantidade inicial contida
no balão) devem ser descartados por ainda conter impurezas. Os últimos 5% também
devem ser descartados. Assim colete os aproximadamente 2,5 mL num Becker. Em
seguida, troque este Becker outro Becker limpo;
i)
A destilação prosseguirá até que se obtenha de 15 a 20 mL do destilado
Parte II (Teste do Destilado)
Após a destilação se faz necessário um teste para verificar se a destilação foi bem
sucedida. Assim, deve-se testar o destilado a fim de saber se ainda existe a presença do
NaCl. Para tanto siga os passos descritos abaixo:
a)
Adicione 2 mL de solução de AgNO3 (Nitrato de prata) a dois tubos de
ensaio.;
b)
Numere-os como tubo 1 e tubo 2, respectivamente;
c)
Ao tubo 1 adicione 2 mL de solução de NaCl. Observe que ocorre a
formação de um precipitado de coloração branca. O precipitado formado é o AgCl
(cloreto de prata). Assim, o tubo 1 servirá como referência para o tubo 2;
d)
4.
Adicione 2 mL do destilado ao tubo 2. Observe o que acontece.
Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade
5.
Reagentes
•
Balão de fundo redondo – 01
•
Cloreto de sódio NaCl
•
Termômetro – 01
•
Nitrato de prata AgNO3
•
Pérolas de vidro
•
Erlenmeyer de 125 mL – 01
•
Funil simples – 01
•
Garra metálica – 01
•
Aquecedor – 01
•
Adaptador para condensador – 01
•
Condensador – 01
•
Suporte – 01
•
Proveta – 01
•
Suporte para bureta – 01
Referências
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a
vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p.
BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro:
LTC, 1999. 702 p.
Questionário
1.
Em que se baseia o princípio da destilação simplese em quê tipos de amostra
ela pode ser usada?
2.
Qual reação explica a formação do precipitado branco de AgCl?
3.
Se no tubo 2, após adicionar a solução AgNO3, houver a turvação do
destilado o que pode ter ocorrido?
4. Qual a função das pedras de ebulição?
Aula 08
EXPERIÊNCIA 6: Calorimetria
1.
Objetivos
Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, de um metal e o calor de
neutralização de uma reação de um ácido forte com uma base forte.
2.
Considerações gerais
Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa transformação. O
aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro, sendo o mais simples deles, o
calorímetro de água.
Quando uma transformação ocorre no interior de um calorímetro de água, a água que
ele contém sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo-se a elevação ou abaixamento
da temperatura dessa massa de água, é possível calcular a quantidade de calor liberada
ou absorvida na transformação através da expressão:
Q = m.cp.∆t
onde:
Q = quantidade de calor liberado ou absorvido (J ou cal);
m = massa da substância (g);
cp = calor específico da substância a pressão constante (J/g °C ou cal/g °C);
∆t = variação de temperatura (°C).
a.
Determinação da Capacidade Calorífica ou Equivalente em Água do
Calorímetro (C)
Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que
está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração.
A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades
conhecidas de água fria e quente.
A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a
quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em
1°C. Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se
uma certa quantidade de água (mágua fria) a uma determinada temperatura (tágua fria) em seu
interior e mistura-se uma outra quantidade de água (mágua
quente)
a uma outra
temperatura (tágua quente). Mede-se a temperatura final (tequilíbrio), e calcula-se C a partir da
relação entre calor recebido (Qrecebido) e calor cedido (Qcedido).
Qcedido – Qrecebido = 0
Qcedido (água quente) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0
mágua quente.cágua quente.(tequilíbrio–tágua quente)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua fria)+mágua fria.cágua
fria.(tequilíbrio–tágua fria)
=0
Para o mesmo calorímetro → mcalorímetro.ccalorímetro = C
Assim,
Na figura abaixo é mostrado um calorímetro de mistura e os acessórios utilizados no
experimento.
b. Determinação do Calor Especifico de um Metal
Para determinar o calor específico de um metal utilizando o método das misturas, ou
seja, aquece-se o metal a uma temperatura maior que a do ambiente e em seguida ele é
imerso na água contida no calorímetro que está à temperatura ambiente. O metal vai
ceder calor para água e para o calorímetro, até atingir a temperatura de equilíbrio
térmico. Aplicando o princípio da conservação de energia, como no item anterior,
temos:
Qcedido – Qrecebido = 0
Qcedido metal + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0
mmetal.cmetal.(tequilíbrio–tmetal)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio–tágua) = 0
mmetal.cmetal.(tequilíbrio–tmetal)+C.(tequilíbrio–tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio–tágua) = 0
C
mágua . cágua . tequilíbrio – tágua . tequilíbrio – tmetal O calor específico de alguns metais está representado na tabela abaixo.
c.
Metal
c (cal/g °C)
Cobre
0,093
Latão
0,094
Ferro
0,119
Alumínio
0,219
Determinação da ∆H de neutralização de um ácido forte (ácido clorídrico)
por uma base forte (hidróxido de sódio).
A variação de calor que ocorre em uma reação química entre produtos e reagentes, a
pressão constante, é chamada de entalpia de reação (∆H).
A entalpia de uma reação entre um ácido (AH) e uma base (BOH) é denominada
calor de neutralização. Em solução aquosa os ácidos e bases fortes encontram-se
completamente dissociados e o calor de neutralização é igual ao calor de dissociação da
água (com sinal contrário), visto que:
ou resumidamente:
!" # ! $ "
O procedimento descrito no item 2.1 se aplica para a determinação do calor de
neutralização e uma vez conhecida a capacidade calorífica do calorímetro, pode-se
determinar o calor de neutralização, usando-se as relações:
Qcedido – Qrecebido = 0
Qcedido reação + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido pela reação = 0
Qcedido reação + mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio-to) + msolução.csolução.(tequilíbrio-to) = 0
Qcedido reação = -( msolução.csolução + C).( tequilíbrio-to)
∆H = Q cedido reação (J ou cal)
∆H / mol = ∆H /n (J/mol ou cal/mol)
Onde:
msolução = msolução HCl + msolução NaOH
mcalorímetro.ccalorímetro = C
n = número de moles de água formada
to = (tácido + tbase)/2
d. Avaliação do erro.
A validade das equações descritas nos itens anteriores pode ser afetada por vários
fatores tais como:
a) Falta de homogeneidade da temperatura no meio constituído por água e material,
devida a lentidão da troca de calor da água para o material, etc.;
b) Mau isolamento e perda de calor para o exterior.
A homogeneidade pode ser melhorada de diversas formas: (i) decréscimo do
tamanho do material, sobretudo para materiais com baixa condutividade térmica, (ii)
agitação, (iii) aumento do intervalo de tempo até à leitura da temperatura. O tempo de
homogeneização não deverá exceder 1 a 2 minutos quando os materiais são metais,
cerâmicas, rochas ou vidros granulados.
A agitação e o tempo também agravam a perda de calor para o exterior, provocando
decréscimo da temperatura e dando origem a valores de calor específico
sobreestimados. Essa perda de calor poderá ser atenuada com a utilização de recipientes
térmicos ou melhoramento do isolamento.
3.
Procedimento experimental
a.
Determinação da capacidade calorífica do calorímetro
a) Utilizando uma proveta, medir 100 mL de água;
b) Coloque a água no calorímetro de alumínio à temperatura ambiente e agite a
água até a temperatura permanecer constante, isto é, atingir o equilíbrio térmico. Meça e
anote o valor desta temperatura inicial da água (tágua fria) e da massa de água (mágua fria);
c) Utilizando novamente a proveta, medir 100 mL de água (mágua quente) e aqueça em
um becker até cerca de 50°C (tágua quente);
d) Adicione rapidamente a água aquecida à água dentro do calorímetro, tampe-o.
Resfrie o termômetro em água corrente, antes de introduzi-lo no calorímetro. Agite a
água até a temperatura permanecer constante, isto é, até atingir o equilíbrio térmico.
Anote o valor da temperatura final (tequilíbrio).
Vágua fria = 100 mL → mágua fria =
Vágua quente = 100 mL → mágua quente =
tágua fria =
tágua quente =
tequilíbrio =
Dados:
1cal = 4,18J
Calor específico da água = 1cal/g °C
Densidade da água em função da temperatura:
b. Determinação do calor especifico de um metal
a) Coloque 100 mL de água (medidos com a proveta) no calorímetro de alumínio e
meça a temperatura da água (tágua). Meça e anote o valor desta temperatura inicial da
água (tágua) e da massa de água (mágua);
b) Determine a massa do metal (mmetal) em uma balança;
c) Coloque a peça de metal, presa por um fio, em um béquer com água
(aproximadamente 100 mL) e aqueça o conjunto até atingir a temperatura de ebulição.
Meça e anote esta temperatura que será a temperatura inicial da peça de metal (tmetal);
d) Rapidamente retire a peça da água em ebulição e coloque-a no calorímetro e
tampe o calorímetro;
e) Resfrie o termômetro em água corrente antes de introduzi-lo no calorímetro;
f)
Agite a água do calorímetro, até a temperatura ficar constante, ou seja, atingir o
equilíbrio térmico. Meça e anote esta temperatura (tequilíbrio)
Vágua = 100 mL → mágua =
mmetal =
tágua =
tmetal =
tequilíbrio =
c.
Determinação do calor de neutralização
a) Meça 80 mL de solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L na proveta e transfira
para o calorímetro de vidro. Meça e anote a temperatura (tbase);
b) Coloque 80 mL de solução de ácido clorídrico 0,5 mol/L na proveta. Meça e
anote a temperatura (tácido);
c) Misture as duas soluções no calorímetro e verifique a temperatura, anotando o
maior valor observado (tequilíbrio).
Dados:
C = 36 cal/°C
dNaOH (0,5 mol/L) = 1,0190 g/mL
dHCl (0,5 mol/L) = 1,0090 g/mL
csolução ≈ cágua = 1cal/g °C
4.
5.
Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade
Reagentes
•
Calorímetro de alumínio – 01
•
Água destilada
•
Calorímetro de vidro – 01
•
Solução de HCl 0,5 mol/L
•
Termômetro – 02
•
Solução de NaOH 0,5 mol/L
•
Chapa aquecedora e agitador – 02
•
Barra magnética – 01
•
Espátula – 01
•
Becker 250 mL – 02
•
Amostra de metal – 01
•
Piceta – 01
•
Proveta 100 mL – 03
Referências
BUENO, W.; Manual de laboratório de físico-química; McGraw-Hill; /São Paulo;
1980.
MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de
Química; 6ª ed. Editora Guanabara Koogan, Rio de Janeiro, 1990.
Questionário
1.
Calcule a capacidade calorífica do calorímetro de alumínio.
2.
Calcule o calor específico do metal utilizado e compare com o valor da tabela do
item 2.2. Qual o desvio percentual do valor experimental obtido com o de referência?
Explique a causa deste desvio.
3.
Calcule o calor molar de neutralização da reação ocorrida no item 3.3.
4.
Comparando o calor específico do metal com o da água, o metal se aquece ou se
resfria mais ou menos rapidamente que a água? Por quê?
5.
Suponha que se tenham duas peças metálicas, uma de ferro e a outra de
alumínio, de mesma massa, em água em ebulição. Ambas são colocadas em recipientes
iguais com água a 25°C. Em qual caso a temperatura final da água será mais elevada?
Justifique.
Aula 09
EXPERIÊNCIA 7: Fatores que influenciam a velocidade de uma
reação química
1.
Objetivos
Mostrar como a concentração dos reagentes e a temperatura modificam a velocidade
de uma reação química.
2.
Considerações gerais
A observação das reações químicas ao longo do tempo mostra que a rapidez, ou
lentidão, com que se produzem varia de uma para outra; entre o inicio e o término de
uma reação decorre um intervalo de tempo, mais curto ou mais prolongado, mas não
nulo. A duração desse intervalo é extremamente variável segundo varias circunstâncias;
algumas reações são tão rápidas que parecem instantâneas enquanto outras se
desenvolvem tão lentamente que, a uma observação menos atenta, passam
despercebidas.
É para caracterizar a maior ou menor rapidez com que se efetua uma reação que se
introduz o conceito de velocidade de reação.
A Cinética Química tem por objetivo o estudo da velocidade das reações e dos
fatores que podem modificá-la.
A velocidade de reação depende de vários fatores. Alguns dos fatores que influem
sobre a velocidade de uma reação são: o estado físico dos reagentes, a temperatura, a
pressão, a concentração das substancias em reação, bem como os catalisadores, isto é,
substancias que, embora estranhas à reação em si, por mera presença no sistema atuam
modificando sua velocidade.
Existem várias técnicas para estudar as velocidades de reações. O procedimento geral
é o de separar parcelas do sistema reacional, de tempos em tempos, e analisa-las. Podem
ser utilizados também, na analise, procedimentos convencionais, como a titulação de um
ácido ou a formação de precipitado. É mais conveniente, porém, encontrar alguma
propriedade física ou química que se modifique durante a reação. Por exemplo: a cor, o
índice de refração, a atividade ótica, a condutividade elétrica, a concentração de íons
hidrogênio, o potencial de um eletrodo, etc.
3.
Procedimento experimental
a) Em um erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Prepare um relógio para marcar o tempo
(segundos). Acrescente à mistura do erlenmeyers, 4 mL de solução de permanganato de
potássio 0,01 mol/L. Anote o tempo que a solução leva para descolorir totalmente.
b) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Acrescente 10 mL de água destilada e adicione a
mistura restante, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L, controlando
o tempo gasto para a solução descolorir por completo. Compare com o tempo gasto no
erlenmeyer do item a.
c) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Em seguida, coloque 5 gotas de solução de
sulfato de manganês 1 mol/L. Adicione 4 mL de solução de permanganato de potássio
0,01 mol/L e anote o tempo que a solução leva para descolorir. Compare este resultado
com aquele do item a.
d) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Coloque o erlenmeyer em banho-maria 60ºC
durante 5 minutos, agitando-o eventualmente. Adicione ao erlenmeyer, ainda em banho
maria, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L e anote o tempo que a
solução leva para descolorir. Compare este resultado com aquele observado no
experimento do item a.
4.
Materiais e reagentes
Materiais
•
•
•
•
•
•
5.
Erlenmeyer
Pipeta
Cronômetro
Pêra
Pisseta
Banho-maria
Reagentes
•
•
•
•
Acido oxálico
Acido sulfúrico
Permanganato de potássio
Sulfato de manganês
Referências
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral; 2ª ed; Livros Técnicos e
Científicos Editora SA; Rio de Janeiro; 1992.
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4ª. ed.
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p.
Questionário
1.
Defina velocidade de reação.
2. Explique, a nível molecular, o efeito da diluição sobre a velocidade das reações
químicas.
Explique a influência da natureza dos reagentes, da temperatura e do catalisador, na
velocidade das reações químicas.
Aula 10
EXPERIÊNCIA 8: Solução Tampão
1. Objetivos
Entender o funcionamento das soluções tampão.
2. Considerações gerais
As soluções tampões são soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas
são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é
resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Um tampão é
constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base
fraca e seu ácido conjugado.
Exemplos de soluções tampões:
a)
Ácido acético + acetato de sódio;
b)
Ácido bórico + borato de sódio;
c)
Ácido cítrico + citrato de sódio;
d)
Ácido fosfórico + fosfato de sódio;
e)
Amônia + cloreto de amônio.
Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos
quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e
fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. Por
exemplo, o sistema tampão HCO3–/H2CO3 é importante fisiologicamente, uma vez que
controla o transporte de CO2 no sangue e o pH do mesmo.
Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto ocorre porque
essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua constituição. Para que
possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos considerar o sistema
tampão ácido acético e acetato de sódio. Desde que o sal (acetato de sódio) é um
eletrólito forte, em solução aquosa estará completamente dissociado:
)* +
% ""!&'( ,-. % ""/ &01(
! 2 &01(
O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons:
)* +
% ""&01( 3. % ""/ &01(
2 &01(
A constante de ionização para o ácido acético é dada por:
2 . % ""/ 40 % ""
É importante ressaltar que, na solução tampão, a principal contribuição para a
concentração de íons acetato, que é a base conjugada do ácido acético, é proveniente do
sal. Portanto, a ionização do ácido acético é negligenciável frente ao excesso de sal
(efeito do íon comum), assim como é negligenciável a hidrólise do íon acetato frente ao
excesso de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a expressão da constante de
equilíbrio para o ácido acético, substituindo- se o termo [CH3COO–] (que representa a
base conjugada do ácido) por [Sal]:
40 2 . 5
% ""
Assim, é possível verificar o que acontece com uma solução tampão, composta
por ácido acético e acetato de sódio, quando a ela for adicionado um ácido ou uma base
forte.
2.1
Adição de Ácido
Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação da
concentração dos íons H+ no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o
princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pela base conjugada do
tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco,
conforme a reação abaixo:
% ""/ &01(
2 &01( 6 % ""&01(
Componente básico
do tampão
2.2
Adição de base
Se uma base for adicionada a um tampão, ocorrerá uma elevação da
concentração dos íons OH– no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o
princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pelo ácido acético do
tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco,
conforme a reação abaixo:
% ""&01(
" / &01( 6 % ""/ &01(
$ "&7(
Componente ácido
do tampão
É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de ácido ou de
base adicionadas a uma solução tampão antes que um dos componentes seja totalmente
consumido. Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução
tampão.
2.3
Equação de Henderson-Hasselbalch
Os sistemas tampões são escolhidos de acordo com a faixa de pH que se deseja
tamponar, utilizando-se a equação de Henderson-Hasselbalch.
De acordo com a teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, um ácido (HA) é
uma espécie química doadora de prótons (H+) e uma base (B) é uma espécie química
aceptora de prótons. Após o ácido (HA) perder seu próton, diz-se existir como base
conjugada (A–). Da mesma maneira, uma base protonada é dita existir como ácido
conjugado (BH+). Segundo a teoria de pares conjugados ácido-base de Brönsted-Lowry,
o íon acetato é a base conjugada do ácido acético. Para a reação de dissociação do ácido
acético em meio aquoso, descrita anteriormente, pode-se escrever a seguinte constante
de equilíbrio:
40 2 . % ""/ % ""
Rearranjando essa expressão, tem-se:
2 40 .
% ""
% ""/ Aplicando-se “-log10” em ambos os lados da expressão acima e como por
definição pKa = -logKa e pH = - log[H+], tem-se:
8 840
9:
% ""/ % ""
Para um tampão feito a partir de uma base:
)* +
; 3. ; 2
" /
Tem-se:
8 840
9:
<
<) = ou
8 14 [email protected]
9:
<
<) = Esta é a equação de Henderson-Hasselbalch, apenas uma forma rearranjada da
expressão da constante de equilíbrio Ka ou Kb, porém extremamente útil no preparo de
tampões, pois além de permitir encontrar a proporção exata dos constituintes para a
obtenção do pH desejado, possibilita estimar variações no pH dos tampões, quando da
adição de H+ ou de OH–. Também permite o cálculo rápido do pH do tampão, quando a
proporção dos componentes é conhecida.
3. Procedimento experimental
3.1
Preparo de uma solução tampão
g) Utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch, calcule a quantidade em
gramas de acetado de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a 100 mL
de uma solução de ácido acético (CH3COOH) 1 mol/L, para que o tampão
tenha pH = 4,75. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; Ka = 1,78x10-5.
3.2
Variação do pH da água em presença de indicadores ácido-base
a) Reserve três tubos de ensaio e identifique-os em A, B e C;
b) Adicione a cada tubo, aproximadamente, a mesma quantidade de água
destilada (3 mL);
c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e
anote o ocorrido;
d) Ao tubo A adicione 1 gota de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L. Anote o
ocorrido e comente.
e) Ao tubo C adicione 1 gota de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L. Anote o
ocorrido e comente.
3.3
Propriedades da solução tampão
a) Reserve mais três tubos de ensaio e enumere-os em 1, 2 e 3;
b) Adicione a cada tubo 2 mL de solução tampão;
c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e
anote o ocorrido;
d) Ao tubo 1 adicione
gotas de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L até a
modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido.
e) Ao tubo 3 adicione gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L até a
modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido.
f) Ao tubo 2 adicione 4 mL de água. Anote o ocorrido e justifique.
4. Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade
Reagentes
•
Tubo de ensaio – 06
•
Ácido clorídrico 1,0 mol/L
•
Pipeta de Pasteur – 02
•
Hidróxido de sódio 1,0 mol/L
•
Estante para tubo de ensaio – 01
•
Indicador ácido-base natural
•
Pisseta – 01
•
Solução tampão
5. Referências
• BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E.; Química – A Ciência Central.
9ª ed.; Pearson ; São Paulo; 2006.
• HARRIS, D.C. Análise química quantitativa. 5a ed. Trad. C.A.S. Riehl e A.W.S.
Guarino. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2001.
Questionário
1. De quê é constituído um tampão?
2. Demonstre a partir da constante de equilíbrio, que para um tampão feito a partir
de uma base a equação de Henderson-Hasselbalch é 8 14 [email protected]
9:
<
<) = .
3. Calcule a concentração em quantidade de matéria e a massa em gramas de
acetado de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a 250 mL de uma
solução de ácido acético (CH3COOH) 0,20 mol/L, para que o tampão tenha pH
= 5. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; Ka = 1,78x10-5. (R = 0,356 mol/L;
7,2980 g) Obs.: Usar todas as casas decimais.
4. Calcule o pH de um tampão obtido pela adição de 2 mol de NH3 a 2,0 L de uma
solução 0,10 mol/L de NH4Cl. O Kb da base é 1,78x10-5. (R = 10,25)
Calcule o pH de um tampão obtido pela adição de 0,03 mol de H2PO4- a 3,0 L de
uma solução 0,02 mol/L de HPO42-. (Ka= 6,32 x 10-8). (R = 7,50)
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