4DDA1DB2-8607-4716-8B66-6BB5DB03C209 (1)

Apostila de Aulas Práticas

Química Experimental

Curso de Engenharia Mecânica

Professora Responsável: Adriana Canal das VirgensAluno (a):

Vila Velha

2013

Cronograma das aulas práticas

Disciplina: Química Experimental Curso: ENGENHARIA MECÂNICA

Assunto: Data Protocolo n°Apresentação da Disciplina 04/02/13 -Segurança e Normas de Trabalho em Laboratório, Reconhecimento e Manipulação dos Equipamentos de Laboratório.

18/02/13 01

Avaliar e Calibrar Instrumentos de Medida. 25/02/13 02Determinação da Densidade. 04/03/13 03Interações Intermoleculares e seus efeitos na Solubilidade entre as Substâncias.

11/03/13 04

Calorimetria 18/03/13 05Reações Químicas 25/03/13 06Estudo das características Ácidas e Básicas das substâncias e indicadores ácido-base.

01/04/13 07

Avaliação prática do 1º Bimestre. 15/04/13 -Avaliação teórica do 1º Bimestre. 22/04/13 -Cálculos de Soluções e Titulação. 29/04/13 -Preparo de Soluções. 06/05/13 08Padronização de Soluções. 13/05/13 09Análise volumétrica – Volumetria de Neutralização (ácido-base)

20/05/13 10

Extração com Solventes 27/05/13 11Teste Prático: Determinação do teor de uma substância em uma amostra desconhecida.

03/06/13 -

Avaliação prática do 2º Bimestre. 10/06/13 -Avaliação teórica do 2º Bimestre. 17/06/13 -Resultado final e Avaliação de 2ª chamada. 24/06/13 -Avaliação final de recuperação. 01/07/13

Este caderno de roteiros de aulas práticas é parte da disciplina de Química Experimental do Curso

Engenharia Mecânica - UVV.

Autor: Profª. Adriana Canal das Virgens.

Estes roteiros destinam-se ao acompanhamento das aulas práticas da disciplina e devem ser utilizados em

todas as aulas. Contêm os objetivos das aulas, protocolos dos experimentos e o modelo de relatório de aulas

práticas para verificação da aprendizagem. Os relatórios deverão ser entregues na aula prática seguinte. A

avaliação receberá pontuação de acordo com o estabelecido no plano de disciplina.

ORIENTAÇÕES PARA ELABORAÇÃO DE RELATÓRIO

1- Objetivo geral das aulas práticas: A relação teoria-prática, facilitando o processo ensino-

aprendizagem, além de se familiarizar com o trabalho em grupo.

2- Toda aula prática gera um relatório.

3- Aula prática exige como material os seguintes itens: jaleco branco de mangas compridas (com emblema

da UVV), calça comprida, sapato fechado e caneta para retroprojetor. Além disto, o aluno deve

providenciar um cadeado, de modo a guardar seu material nos armários do biopráticas. Sem um destes

itens o aluno não pode fazer a aula prática, ficando assim, impossibilitado de fazer o relatório.

4- Relatório relata o que foi feito. Caso você falte à aula prática, deve participar da confecção do relatório

do seu grupo, pois é importante saber o que você perdeu. Porém, seu nome não deve ser colocado no

relatório, pois você não fez o experimento, ficando sem os pontos relativos àquela aula perdida.

5- Importante : um relatório deve ser feito de tal modo que qualquer pessoa que o leia, possa entender a

experiência realizada e suas implicações.

6 - Sequencia correta do relatório:

RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS

Toda aula prática será acompanhada obrigatoriamente da elaboração de um Relatório, cujo prazo de entrega coincide sempre com a aula prática seguinte. Para efeitos do que se exige na disciplina, sugerimos a sequencia abaixo:

Item ConteúdoCapa IDENTIFICAÇÃO(Folha de rosto)

Contendo cabeçalhoNome:Título da experiência:Integrantes do grupo (nome e sobrenome) Turma: Data:Demais dados de identificação: Disciplina e nome do professor.

CONTRACAPA Facultativo

SUMÁRIO Índice - facultativo (e só se o trabalho contiver numeração de páginas)

INTRODUÇÃO Deverá cobrir aspectos teóricos do assunto objeto da aula prática. Na sua elaboração o aluno deverá recorrer à literatura relativa ao assunto e discutir a teoria que envolve o trabalho realizado em aula.

OBJETIVOS DA EXPERIÊNCIA

Deverá conter o objetivo da aula prática. O que se quer estudar, obter ou determinar com a experiência.

MATERIAL Deverá conter a relação dos materiais e reagentes utilizados, bem como sua descrição sumária e principais utilizações. Quando o material já foi usado em aula prática anterior, dispensa-se essa descrição.

MÉTODOS Descrever sumariamente a metodologia, baseado geralmente no roteiro de aula fornecido. Cabe ao aluno desenvolver a capacidade de resumir a metodologia sem, contudo, comprometer o conteúdo das informações necessárias à compreensão daquilo que foi realizado no laboratório. Este procedimento nem sempre é idêntico ao roteiro, devendo ser fiel às suas anotações. O procedimento deve vir na forma de texto ou em tópicos (com o verbo na forma impessoal e no passado).

RESULTADOS Devem ser apresentados, tanto quanto possível, na forma de tabelas, gráficos, quadros, etc., sempre de forma a facilitar a rápida visualização do trabalho produzido durante os experimentos, e as observações feitas (mudança de cores, formação de substâncias, liberação ou absorção de calor, etc.), dados determinados com a experiência (volume, temperatura, etc.) e cálculos (se houver).

DISCUSSÃO É, provavelmente, o item mais importante de um relatório. Aqui, discutem-se os resultados obtidos, principalmente frente aos dados disponíveis na literatura pertinente, objetivando-se uma conclusão final, onde o aluno poderá relacionar o aprendizado obtido com a prática a ser vivenciada. Aqui devem ser discutidos: os porquês de tal fenômeno ter acontecido; se os resultados são os esperados ou não; se a experiência não foi bem sucedida, o que pode ter acontecido que justifique a falta de sucesso; etc. Ainda nesse item devem constar as respostas das questões propostas nas fichas de laboratório, não

como um questionário, mas sob a forma de um texto lógico que as contenha. BIBLIOGRAFIA Indicar corretamente a(s) fonte(s) de pesquisa utilizada. Relacionar sempre o

autor, a obra, a página e demais informações que permitam uma fácil consulta. Lembrem-se: 1 internet /3 livros, pelo menos.

Observações: 1. No Relatório tudo deve ser escrito com as próprias palavras. Simples cópias do texto ou do livro não serão aceitas. Tente fazer o relatório em grupo discutindo as ideias e depois colocando no papel.2. O Relatório vai valer nota. Somente os alunos presentes na aula prática poderão fazer o relatório. O comportamento individual dentro do laboratório também será levado em conta na nota final. Haverá, portanto, notas diferentes no grupo.3. O relatório deve ser entregue grampeado (ou em pasta ou encadernado) em folha A4. A fonte pode ser times new Roman ou arial 12, ou similar. O texto deve estar formatado no modo justificar. 4. Relatório em grupo não é a junção de partes isoladas (feitas individualmente) e grampeadas para a entrega. 5. Não copie, total ou parcialmente, relatórios de outros grupos. Caso este tipo de procedimento seja percebido, o relatório dos grupos envolvidos não será considerado.6. Lembre-se: eficiência e organização andam juntos. Trabalho em grupo exige muita organização e bom senso. Além disto, a pressa continua sendo a inimiga da perfeição.

TABELA DE PONTUAÇÃO DO RELATÓRIO:Aspectos avaliados na pontuação PontuaçãoApresentação (Estética na apresentação do relatório) 0,1Introdução e Objetivo (Fundamentação teórica de todos os assuntos envolvidos na

prática tendo como referência a bibliografia consultada) 0,2Materiais e Métodos: Lista completa com as respectivas especificações dos materiais

e reagentes (grau de pureza, etc.) utilizados na prática. Procedimento: (Texto claro e objetivo do trabalho desenvolvido, de modo que possa ser reproduzido por outra pessoa).

0,1

Resultados (Apresentação de texto explicativo introdutório precedendo apresentação dos resultados experimentais que, quando pertinentes, devem ser apresentados na forma de tabelas e gráficos)

0,1

Discussão (Conforme explicitado no roteiro de relatório) 0,4Bibliografia (Conforme explicitado no roteiro de relatório) 0,1Total 1,0 pontos

UNIVERSIDADE VILA VELHA - UVVENGENHARIA MECÂNICA

(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO).[Margens: 3 cm (superior e esquerda); 2 cm (inferior e direita)]

FULANO ASSIM ASSADOBELTRANO ASSADO ASSIM

CICLANO DE ETC E ETC(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO).

Prática n° X (00/00/00):

TÍTULO DO TRABALHO EM LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 16, CENTRALIZADO, EM NEGRITO.

Disciplina: Química Experimental

Professora: Adriana Canal das Virgens(Letras minúsculas, arial ou times 12, à margem esquerda, sem negrito).(Só utilizado se não houver página de rosto)

VILA VELHADATA - 2013

(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, SEM NEGRITO)

FULANO ASSIM ASSADOBELTRANO ASSADO ASSIM

CICLANO DE ETC E ETC(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO)

TÍTULO DO TRABALHO EM LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 16, CENTRALIZADO, EM NEGRITO.

Relatório do Curso de Graduação em Engenharia Mecânica apresentada a Universidade Vila Velha - UVV, como parte das exigências da Disciplina de Química Experimental sob orientação da Professora Adriana Canal das Virgens.(Arial 11, sem negrito).

VILA VELHA FEVEREIRO - 2013

(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, SEM NEGRITO)

PRÁTICA Nº 01: Segurança e Normas de Trabalho em Laboratório, Reconhecimento e

Manipulação dos Equipamentos de Laboratório.

INTRODUÇÃO

O que você precisa saber sobre as aulas de laboratório:

A - Objetivos

O curso prático de Química Experimental tem como objetivo criar condições para que o estudante ao final

do curso seja capaz de: Conhecer e manipular aparelhagem de laboratório, realizar técnicas experimentais

básicas, desenvolver capacidade de observação experimental e correlacionar com os conteúdos teóricos.

Desenvolver capacidade de dissertar sobre os experimentos realizados, avaliar e discutir os resultados

obtidos.

B - O Laboratório de Química

Os estudantes serão organizados em grupos que ocuparão sempre o mesmo lugar no Laboratório.

À falta a algum experimento impossibilita o aluno na avaliação do relatório correspondente.

Cada mesa no laboratório será equipada com o material necessário à execução do trabalho

programado.

Em dia e horário destinado aos trabalhos práticos os estudantes terão à disposição o professor

encarregado de orientá-los na execução e interpretação dos exercícios de laboratórios.

Após o uso de bico de gás ou torneira de água, não deixar os mesmos abertos.

Ao lançar nas pias algum produto de reação, fazê-lo simultaneamente com descarga abundante de

água a fim de evitar a corrosão do encanamento.

Não lançar fósforos acesos nos locais destinados, à coleta·de lixo.

Fotômetros, centrífugas, balanças ou outros aparelhos, somente deverão ser usados pelo aluno depois

de instruído nas respectivas manipulações, evitando-se assim danos irrecuperáveis.

C - O Material do Estudante

Cada estudante deverá trazer para os trabalhos práticos o material abaixo relacionado:

Avental - necessário à proteção da roupa e proporciona maior desembaraço na execução de tarefas. É

requisito indispensável.

Lápis, borracha, caderno de anotações, tabela periódica, caneta de retroprojetor (preta ou azul).

Observação - o cumprimento de horário é pré-requisito fundamental.

D - Do Material Recebido e sua Conservação e Limpeza

Cada grupo de estudante receberá o material necessário à execução de cada trabalho prático,

conforme relacionado no roteiro próprio.

O aluno não deverá retirar o material de outro grupo mesmo quando os mesmos estiverem ausentes.

Será exigido dos estudantes o máximo cuidado com o seu lugar e respectivo material. Em caso de

quebra ou o não funcionamento de algum material recebido, o estudante deverá dar conhecimento ao

professor ou técnico responsável pela aula a fim de se providenciar a sua substituição.

Terminados os trabalhos, o estudante deverá proceder à limpeza de seu lugar e a vidraria usada será

colocada cuidadosamente em local próprio para lavagem.

E - Dos Reagentes

Para cada trabalho prático haverá à disposição dos estudantes uma provisão dos reagentes

relacionados no roteiro.

Após o uso, cada frasco de reagente deverá ficar no lugar onde foi encontrado no início da aula.

Não trocar as rolhas ou tampas dos frascos.

Uma mesma pipeta não poderá ser introduzida em 2 frascos diferentes sem ser devidamente

lavada.

F - Da Execução dos Trabalhos Práticos

Exigem-se para todos os trabalhos práticos a mesma atenção, rigor técnico e disciplina.

O aluno só alcançará a eficiência desejado sendo pontual, assíduo, ordeiro, asseado e com

conhecimento prévio do trabalho prático a ser executado.

G - Normas de segurança

O laboratório de química é um lugar seguro de trabalho, desde que se trabalhe com prudência, para evitar

acidentes. Respeite rigorosamente as seguintes precauções recomendadas:

1. Não coma nem beba no laboratório, também não coloque as mãos, dedos e unhas na boca ou nos

olhos sem antes lavá-las muito bem.

2. Use sempre avental de manga comprida para evitar derrubar algum reagente nos braços, não entre no

laboratório sem previamente vestir o avental.

3. Coloque todo seu material no lugar indicado, fique apenas com um bloco de anotações, caneta ou

lápis por mesa.

4. Neste bloco anote todas as observações que achar importante para confecção do relatório, todos

integrantes do grupo devem sugerir e verificar as anotações.

5. Nunca fume no laboratório.

6. Não mistures reagentes sem prévio consentimento do professor, isso pode ser muito perigoso.

7. Se algum reagente atingir sua pele ou olhos, lavar imediatamente com água e avisar o professor.

8. Nunca provar nem cheirar qualquer composto químico sem prévia autorização.

9. Nunca comece um experimento sem explicação prévia do professor e na dúvida sempre pergunte,

nunca teste nada por conta própria.

10. Não converse durante a explicação do professor sobre a prática, sua falta de atenção pode colocar

você e seus companheiros em risco, bem como prejudicar o andamento do experimento.

11. Trabalhe com seriedade, método e calma.

Antes de começar a fazer os experimentos é necessário que você conheça os equipamentos e saiba

utiliza-los da forma correta:

1- Os diferentes equipamentos do laboratório.

Para que os alunos possam se familiarizar com os equipamentos de laboratório, antes de iniciar sua

manipulação é necessário que os alunos façam o reconhecimento dos principais equipamentos.

Observe os equipamentos dispostos em sua bancada, em um papel em seu bloco de anotações, coloque os

números indicados nos equipamentos, consulte as folhas anteriores e coloque o nome, para o que é utilizado,

e se tiver volume definido, anote-o também. Faça esse procedimento com todos os membros do grupo

participando. Entregue essa folha individualmente para o professor.

2- Utilização da balança.

A balança é um equipamento extremamente importante dentro do laboratório. Muitos experimentos

dependem da exatidão com a qual a massa das substâncias é medida. Portanto aprender a manipular a

balança corretamente é extremamente importante para todos os membros do grupo. Cada grupo deverá se

dirigir para próximo à balança, (um grupo de cada vez) e todos os alunos deverão ouvir a explicação do

professor e seguir as instruções abaixo para pesar 5,0 g de NaCl como treinamento.

1. Verifique se a balança está com o nível posicionado corretamente.

2. Verifique se a balança está ligada (tomada e botão on-off).

3. Verifique se a balança está limpa, se não estiver comunique ao técnico.

4. Se a balança estiver estabilizada e com a escala "zerada" coloque delicadamente o recipiente que será

utilizado para a pesagem.

5. Espere os números da escala estabilizar e se puder descontar a massa do recipiente, aperte a tecla

"Tara", o desconto será automático.

6. Espere novamente a estabilização da escala e se a escala estiver zerada, adicione cuidadosamente a

substância a ser pesada de forma a não derrubar reagente sobre o prato ou outro qualquer parte da

balança, se cair algum reagente fora do recipiente, chame o professor ou a técnica.

7. Ao atingir a massa desejada, retire cuidadosamente o recipiente da balança.

8. Nunca deixe a balança suja para o próximo grupo.

3- Manipulação de pipetas e buretas.

Certos equipamentos exigem técnicas especiais para serem utilizados, tanto a pipeta como a bureta

apesar de serem considerados equipamentos simples exigem alguns procedimentos para que as medidas

sejam feitas de forma segura e com a maior exatidão possível.

a) Utilizando a pipeta:

Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta no líquido e faz-se a sucção através de um pipetador.

Toma-se o cuidado de manter a ponta da pipeta sempre abaixo do nível do líquido. Caso o contrário ao

se fazer a sucção o líquido alcança o pipetador e isso pode estragá-lo, durante a sucção fique atento para

que o líquido não ultrapasse o volume total da pipeta atingindo o pipetador. Observe a figura 1 e 2. Para

escoar os líquidos coloque o pipetador na posição vertical encostada na parede do recipiente, deixe o

líquido escoar lentamente. Nunca sopre o líquido de uma pipeta.

Treinamento: Através de uma pipeta graduada transfira para diferentes tubos de ensaio 1,0 mL, 2,0 mL,

5,0 mL, 1,5 mL, 2,7 mL, 3,8 mL e 4,5 mL de água Todos os membros do grupo devem treinar.

Observação: O pipetador tem duas válvulas uma para escoamento e outra para sucção, sempre observem

com atenção quais são para você não confundir na hora da manipulação.

b) Utilizando a bureta:

Com a torneira fechada, preencha a bureta com o líquido até um pouco acima do zero da escala. Em

seguida a torneira é aberta, com cuidado, e o líquido escoado até que a parte inferior do menisco coincida

exatamente com o zero da escala. Observe a figura 1.

Treinamento: Através de bureta transfira para um erlenmeyer 5,0 mL, 10,0 mL e 15,0 mL de água.

Todos os membros do grupo devem treinar.

Figura 1. Procedimento correto para leitura de volume nos equipamentos.

PRÁTICA Nº 02: Avaliar e Calibrar Instrumentos de Medida

1. INTRODUÇÃO

Neste experimento além do proposto acima, os alunos também terão a oportunidade de conhecer os

equipamentos mais comuns utilizados no laboratório. A prática da análise volumétrica requer medidas de

volumes de líquidos com elevada precisão. Para realizar tais medidas são empregados vários tipos de

aparelhos, que podem ser classificados em duas categorias:

a) Aparelhos calibrados para dar escoamento a quantidades variáveis de líquido.

b) Aparelhos calibrados para conter ou escoar apenas um determinado volume.

Na primeira classe estão contidas pipetas graduadas, buretas e provetas, na segunda classe estão incluídos os

balões e pipetas volumétricas. A medida de volumes líquidos com qualquer dos aparelhos apresentados, está

sujeita a uma série de erros devido às seguintes causas:

A) Ação da dilatação ou contração provocadas por variações de temperatura.

B) Imperfeição ocorrida durante a calibração dos aparelhos volumétricos.

C) Erros de paralaxe.

A leitura de volumes de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior do menisco e a de líquidos coloridos

se ficar impossível a observação do menisco, observa-se então a parte superior.

2. OBJETIVOS

Comparar a precisão de diferentes instrumentos e verificar o erro experimental durante uma medida.

3. PARTE EXPERIMENTAL

Comparando a precisão de diferentes equipamentos.

A) Comparação entre proveta, béquer, erlenmeyer:

a) Verifique se o equipamento está limpo e seco.

b) Pese os equipamentos, anote o peso de cada um.

c) Volte a sua bancada coloque cuidadosamente 50 mL de água deionizada utilizando a marca de

aferição do próprio equipamento, pese novamente.

d) Determine a temperatura ambiente colocando o termômetro em qualquer recipiente com água

deionizada, verifique a densidade na temperatura observada.

e) Através da diferença de peso do equipamento vazio e do equipamento com água, determine a

massa de água adicionada.

f) Através da massa de água determinada e da densidade da água estimada, calcule o volume real

e compare com o do equipamento.

B) Comparação entre bureta e a pipeta volumétrica de 10 mL:

a) Pese um béquer de 25 mL, anote o peso.

b) Em seguida deixe escoar pela bureta, com máximo de cuidado para não ultrapassar o volume,

exatamente 10 mL de água deionizada para o béquer.

c) Pese novamente o béquer com água e seguindo o mesmo procedimento do experimento

anterior, calcule o volume.

d) Pese um outro béquer de 25 mL, anote o peso.

e) Em seguida deixe escoar pela pipeta volumétrica de 10 mL de água deionizada para o béquer.

f) Pese novamente o béquer com água e seguindo o mesmo procedimento do experimento

anterior, calcule o volume.

Obs.: antes de utilizar a bureta e a pipeta treine várias vezes para não cometer erros de procedimento

durante as medidas.

C) Calibração de 3 balões volumétricos:

a) Marcar os balões volumétricos de 100 mL com as letras A, B e C.

b) Pesar os 3 balões, anotar a massa observada para cada um.

c) Preencher com água deionizada até o menisco e pesar novamente.

d) Determinar a massa de água para cada uma deles.

Tabela 1 - Densidade absoluta da água.

T/ oC d/(g cm-3) T/ oC d/(g cm-3)

10 0,999700 22 0,997770

11 0,999605 23 0,997538

12 0,999498 24 0,997296

13 0,999377 25 0,997044

14 0,999244 26 0,996783

15 0,999099 27 0,996512

16 0,998943 28 0,996232

17 0,998774 29 0,995944

18 0,998595 30 0,995670

19 0,998405 31 0,995370

20 0,998203 32 0,995050

21 0,997992

4 - QUESTIONAMENTOS

1) Em relação ao primeiro experimento (A), faça os cálculos e baseado em seus resultados responda: qual o

equipamento é o mais preciso? Por que?

2) Em relação ao segundo experimento (B), faça os cálculos e responda: qual equipamento é o mais preciso?

Por que?

3) Em relação ao terceiro experimento (C), calcule o erro relativo para cada balão:

% erro = [(Vexp – Vfab) / Vfab] x 100

Onde:

Vexp. é o volume que você determina através da densidade da água.

Vfab. é o volume que está indicado pelo fabricante.

O balão volumetrico é um equipamento muito ou pouco preciso? O resultado encontrado é o esperado? Por

que?

PRÁTICA Nº 03: Determinação da Densidade

1 - INTRODUÇÃO

Uma propriedade específica de uma substância é uma propriedade definida pela natureza da substância e que

independe da quantidade da substância analisada. A densidade é uma propriedade específica e é definida

como a razão da massa pelo volume por ela ocupado. Em trabalhos científicos a densidade de líquidos e

sólidos é expressa em gramas (g) por cm3 ou mL, já a densidade dos gases geralmente é expressa em gramas

(g) por litro (L) ou dm3. Existem vários métodos para determinar densidade, o tipo do método depende do

estado físico da substância.

2 - OBJETIVO

Conhecer diferentes métodos existentes para determinação da densidade de diferentes tipos de substâncias.

3 - PARTE EXPERIMENTAL

1- Determinação da densidade de um sólido.

a) Determine a massa do parafuso. m = ____________ g.

b) Colocar em uma proveta de 100 mL, 80 mL de água deionizada. V1 = __________ mL.

c) Colocar o parafuso, com cuidado, dentro da proveta com água e ler o volume.

V2 = _____________ mL.

d) Calcular o volume do material. V = V2 – V1 = _______________ mL.

e) Determinar a densidade do parafuso. d = m/V.

f)Repetir o procedimento para testar a reprodutibilidade da medida. Não se esqueça de secar muito

bem o objeto antes de repetir a medida.

d1 = _______________; d2 = _________________; d Média = _____________ .

2- Determinação da densidade de um líquido.

a) Determine a massa de um picnômetro. m1 = ____________ g.

b) Encher o picnômetro com água deionizada.

c) Pesar novamente o picnômetro. m2 = ______________ g.

d) Determinar a massa de água. m2 – m1 = __________________ g.

e) Determinar a temperatura ambiente, e verificar a densidade da água nesta temperatura em uma

tabela.

f)Calcular o volume real do picnômetro. Vp = ___________ mL.

g) Lavar o picnômetro com um pouco de etanol.

h) Encher o picnômetro com etanol, seguindo o mesmo procedimento utilizado para a água

deionizada.

i)Pesar o picnômetro com etanol. m3 = ____________ g.

j)Determinar a massa de etanol contida no picnômetro. m3 – m1 = _______________ g.

k) Calcular a densidade do etanol.

3- Determinação da densidade de uma solução e estudo da variação da densidade de uma solução com aumento da temperatura.

Verifique a temperatura ambiente colocando o termômetro em uma proveta de 100 mL com 80 mL de

solução, espere algum tempo para estabilizar T1 =_______ºC. Retire o termômetro e meça com auxilio de um

densímetro a densidade da solução de cloreto de sódio (NaCl) à temperatura ambiente d 1 = _______g/mL.

Aquecer toda a solução em um Becker de 600 mL, acompanhar o aquecimento com o termômetro, colocar

cerca de 80 mL da solução aquecida na proveta de 100 mL, verificar a temperatura, colocar o densimetro,

anotar o valor da densidade.

Acompanhe o aumento da temperatura com o termômetro e preencha a tabela a seguir:

CUIDADOS:- Não bater com o densimetro no recipiente, sempre colocá-lo em local seguro.- Não bater com o termômetro no recipiente, principalmente a ponta.- Cuidado ao aquecer a solução e ao transportá-la para não se queimar.

Tabela 1 - Densidade absoluta da água.

T/ oC d/(g cm-3) T/ oC d/(g cm-3)10 0,999700 22 0,997770

11 0,999605 23 0,997538

12 0,999498 24 0,997296

13 0,999377 25 0,997044

14 0,999244 26 0,996783

15 0,999099 27 0,996512

16 0,998943 28 0,996232

17 0,998774 29 0,995944

18 0,998595 30 0,995670

19 0,998405 31 0,995370

20 0,998203 32 0,995050

21 0,997992

4 - QUESTIONAMENTOS

1) Qual é a densidade do parafuso? Escrever todos os cálculos envolvidos.

2) Qual é a função da vidraria picnômetro? Essa vidraria tem precisão? Justifique a partir de cálculos.

3) Qual é a densidade do etanol encontrada no terceiro experimento? Escrever todos os cálculos.

4 ) Por que a densidade tem esse tipo de comportamento com o aumento da temperatura?

Leitura – Tempo Temperatura (ºC) Densidade (g/cm3 ou g/mL)

1 ≈ 70

2 ≈ 60

3 ≈ 50

4 ≈ 40

5 T1 - ambiente d1

PRÁTICA Nº 04: Interações Intermoleculares e seus efeitos na Solubilidade entre as Substâncias

1 - INTRODUÇÃO

Geralmente o que determina a solubilidade entre duas substâncias são as interações (forças)

intermoleculares. A frase “semelhante dissolve semelhante” está relacionada com o fato que substâncias

polares possuem interações intermoleculares diferentes das substâncias apolares. Esse tipo de propriedade

também vai influenciar nas propriedades como ponto de fusão e ponto de ebulição. Através dos testes de

solubilidade, tentaremos observar o efeito da estrutura molecular no comportamento da solubilização.

2 - OBJETIVOS

Verificar a polaridade das moléculas e seu efeito nas solubilidades das substâncias.

3 - PARTE EXPERIMENTAL

1. Verificação da solubilidade (semelhanças) entre solventes.

a) Numere dois tubos de ensaio (1 e 2), adicione nos dois tubos, uma ponta de espátula de cloreto de

sódio, em seguida adicione 2 mL de água deionizada no tubo 1 e 2 mL de etanol no tubo 2, agite e

observe. Anote a solubilidade em ambos solventes.

b) Numere dois tubos de ensaio (3 e 4), adicione 2 mL de éter etílico em cada tubo. Ao tubo 3 adicione

1 mL de água deionizada e ao tubo 4, 1 mL de hexano agite e observe. Anote a solubilidade em

ambos solventes.

c) Numere dois tubos de ensaio (5 e 6), adicione 2 mL de tolueno (toluol) em cada tubo. Ao tubo 5

adicione 1 mL de água deionizada e ao tubo 6, 2 mL de hexano agite e observe. Anote a solubilidade

em ambos solventes.

d) Numere três tubos de ensaio (7, 8 e 9), em cada tubo adicione 1 mL de água deionizada. Em seguida

adicione 2 mL etanol no tubo 7, 2 mL de t-butanol (terc-butílico) no tubo 8, 2 mL de n-butanol (n-

butílico) no tubo 9. Agite e observe. Anote a solubilidade.

2. Identificação das fases no sistema água-etanol-gasolina

Alguns testes foram realizados para verificar a solubilidade da gasolina e do etanol na água, utilizando

permanganato de potássio, KMnO4 (composto iônico) e iodo, I2 (substância covalente apolar) como

indicadores de polaridade. Execute os testes 1, 2 e 3 na seqüência indicada na Tabela 1, utilizando 3 mL

das substâncias líquidas e uma pequena quantidade (uma pontinha de espátula) dos sólidos. Verifica-se

que o KMnO4 se dissolve na fase aquosa e que o I2 se dissolve na fase orgânica (Figura 1), permitindo

identificar as fases.

a) Adicione em 3 tubos de ensaio 3 mL de água deionizada, numerando-os de 1 a 3, no tubo 2 adicione

uma pequena quantidade de iodo e ao tubo 3 uma pequena quantidade de permanganato de potássio.

Compare e anote suas observações.

b) Adicione em 3 tubos de ensaio 3 mL de gasolina, numerando-os de 1 a 3, no tubo 2 adicione uma

pequena quantidade de iodo e ao tubo 3 uma pequena quantidade de permanganato de potássio.

Compare e anote suas observações.

c) Adicione em 3 tubos de ensaio 1,5 mL de água deionizada e 1,5 mL de gasolina, numerando-os de 1

a 3, no tubo 2 adicione uma pequena quantidade de iodo e ao tubo 3 uma pequena quantidade de

permanganato de potássio. Compare e anote suas observações.

4 - QUESTIONAMENTOS

1) Quais foram os resultados encontrados no experimento 1? Justifique.

2) Em relação ao primento experimento, explique a seguinte frase: “semelhante dissolve semelhante”.

3) Em relação ao primeiro experimento (tubos de ensaio 3, 5 e 9), responda: qual das substâncias presentes

em cada tubo de ensaio é mais densa?

4) Quais foram os resultados encontrados no experimento 2? Justifique.

5) Em relação ao segundo experimento, responda: por que a água deionizada inserida no tubo 1 (teste 3) fica

turva após a adição de gasolina?

6) Em relação ao segundo experimento, responda: por que o iodo inserido no tubo 2 (teste 3) se dissolveu na

água deionizada e também na gasolina?

PRÁTICA Nº 05: Calorimetria

1. INTRODUÇÃO

Em uma reação química ocorre uma transformação das substâncias, ou seja, ligações químicas entre os

átomos que constituem as substâncias químicas iniciais – reagentes – são quebradas e, consequentemente,

novas ligações são formadas pelos átomos, resultando outras substâncias – produtos. Nesse processo de

quebra e formação de ligações haverá sempre um saldo energético. Quando na reação ocorre uma liberação

de energia na forma de calor, dizemos que esta reação é exotérmica. Por outro lado, as reações que ocorrem

com absorção de calor são chamadas de endotérmica.

A calorimetria é uma técnica que permite determinar a entalpia experimentalmente, através da medida do

calor transferido durante uma transformação. Esta aula terá como objetivo a determinação do calor de

dissolução do hidróxido de sódio e do nitrato de amônio ou cloreto de amônio.

2. EXPERIMENTAL

Determinação do calor de dissolução

A) Calor de dissolução do hidróxido de sódio.

a) Medir em proveta, 50 mL de água deionizada e transferir para o béquer de 150 mL. Com o auxílio de

um termômetro determine a temperatura da água. ATENÇÃO À ESCALA DO TERMÔMETRO.

b) Anotar o valor obtido T inicial = __________

c) Pesar, rapidamente, 2,0 g de hidróxido de sódio e adicionar à água contida no béquer. Caso a massa

obtida não tenha sido exatamente o valor indicado, anote o valor obtido mNaOH = ___________

d) Agitar o sistema com um bastão de vidro ou de teflon.

e) Determinar a temperatura máxima observada durante a dissolução do soluto e anotar o valor

encontrado. T final = ____________

B) Calor de dissolução do nitrato de amônio ou cloreto de amônio.

Seguir o procedimento anterior, substituindo os 2 g de NaOH por 10 g de nitrato de amônio ou cloreto de

amônio.

C) Calor de dissolução + calor de neutralização – Lei de Hess

a) Adicionar ao béquer 50 mL de HCl 1,0 mol/L. Com o auxílio de um termômetro determine a

temperatura do ácido (HCl). ATENÇÃO À ESCALA DO TERMÔMETRO. Tinicial = __________

b) Pesar 2,0 g de hidróxido de sódio e adicionar ao ácido contido no béquer. Caso a massa obtida não

tenha sido exatamente igual ao valor indicado, anote o valor obtido. mNaOH = __________.

c) Agite o sistema com um bastão de vidro ou de teflon.

d) Determine a temperatura máxima observada durante o processo. T final = _______

e) Lave bem o béquer e transfira 50 mL da solução de HCl 1,0 mol/L. Determine a temperatura inicial

do sistema. Tinicial = ________

f) Meça em uma proveta 50 mL da solução de NaOH 1,0 mol/L e acrescente ao ácido do béquer.

g) Agite o sistema com um bastão de vidro ou de teflon.

h) Determine a temperatura máxima observada durante o processo. T final_________

3 – QUESTIONAMENTOS

1) As reações que aconteceram no primeiro e segundo experimentos (A e B) são endotérmicas ou

exotérmicas? Justifique.

2) Por que o calor liberado na dissolução do NaOH sólido em solução de HCl é maior do que na mistura

de solução de NaOH e solução de HCl (experimento C)?

3) Escreva todas as informações obtidas na aula prática.

4) Escreva todas as reações químicas estudadas na aula prática.

PRÁTICA Nº 06: Reações Químicas

1 - INTRODUÇÃO

O fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outras é chamada de reação química .

A equação química é uma representação abreviada da transformação ocorrida, envolvendo as substâncias

transformadas (reagentes), as substâncias produzidas (produtos), o estado físico dos reagentes e produtos e

as condições (temperatura, pressão, solventes, etc..) nas quais a reação se processa. A equação deve estar

devidamente balanceada na forma de massa e na forma de cargas.

Exemplo:

Ba2+(aq) + SO4

2-(aq) BaSO4(s)

Cada reação química tem suas condições próprias que devem ser satisfeitas para que a reação seja possível.

A condição comum a todas as reações químicas é que, sendo responsáveis pela transformação da matéria,

todas obedecem ao princípio da conservação das massas. As reações de identificação de solução são feitas

usando, em geral, reações que produzem um efeito macroscópico (mudança de cor, formação de precipitado,

e formação de gás) facilmente visível ou que afetam o sentido do olfato, como por exemplo:

a) Reações em que há mudança de coloração:

Fe3+(sq) + 6CSN-

(aq) [Fe (SCN)6]3-(aq)

Complexo vermelho

b) Reações em que há formação de precipitado (sólido), ou seja, formação de uma substância insolúvel

no meio em que está (estas reações são chamadas reações de precipitação):

Ag+(aq) + Cl-

(aq) AgCl(s)

Precipitado branco

c) Reações em que há desprendimento de gás:

S2-(aq) + 2H+

(aq) H2S(g)

Cheiro podre

d) Reações que envolvem absorção ou emissão de luz e/ou calor

2 AgCl(s) 2 Ag° + Cl2(g)

As reações químicas pertencem a dois grupos principais:

1) Reações químicas em que há transferência de elétrons (oxi-redução);

2) Reações químicas em não há transferência de elétrons. Neste trabalho prático serão realizadas

reações químicas pertencentes aos dois grupos e pela natureza de cada reação.

Nesta experiência, o aluno terá uma familiarização com alguns tipos mais comuns e verificação da

ocorrência de uma reação química.

2- PARTE EXPERIMENTAL

1 – Reação de nitrato de chumbo com iodeto de potássio.

Transferir 10 gotas de nitrato de chumbo 0,1 M para um tubo de ensaio. Observar as características da

solução. Adicionar 10 gotas de solução de iodeto de potássio 0,1 M. Observar o resultado.

2 – Reação de nitrato de prata com ácido clorídrico.

Transferir 10 gotas de nitrato de prata 0,1 M para um tubo de ensaio. Observar. Adicionar 10 gotas de ácido

clorídrico 0,1 M. Observar o resultado.

3 – Reação de nitrato de prata com iodeto de potássio

Transferir 10 gotas de nitrato de prata 0,1M para um tubo de ensaio. Em seguida, adicionar 10 gotas de

iodeto de potássio 0,1 M. Observar os resultados.

4 – Reação entre cloreto de bário e cromato de potássio

Colocar 10 gotas de solução de cloreto de bário 0,1 M no tubo de ensaio. Em seguida, adicionar 10 gotas

de cromato de potássio 0,1M. Observar os resultados.

5 – Em um béquer de 50 mL, adicionar 30 mL de solução 0,1M de sulfato de cobre 5H 2O. Em seguida,

colocar o prego em contato com a solução de sulfato de cobre. Observar o resultado. Deixar o prego na

solução até o final da aula.

6 – Transferir para um tubo de ensaio, meia espátula de carbonato de sódio, Adicionar 20 gotas de solução

de HCl 6M. Observar o resultado.

7 – Transferir para um tubo de ensaio, 20 gotas de cloreto de bário 0,1M, e em seguida, adicionar 20 gotas

de Na2CO3 0,1 M. Observar o resultado.

8 – Transferir para um tubo de ensaio, 20 gotas de Na2SO3 0,1M e adicionar 20 gotas de AgNO3 0,1 M.

Observar o resultado.

9 – Colocar em um tubo de ensaio um prego (com a superfície limpa) e ir adicionando H 2SO4 6 N até que o

ácido cubra mais da metade do prego. Observar a superfície do prego submerso.

10 – Transferir 10 gotas de FeCl3 0,1 M para um tubo de ensaio e adicionar 30 gotas de NaOH 0,1 M.

Observar o resultado.

11 – Colocar em um tubo de ensaio 20 gotas de BaCl2 0,1 M e adicionar 20 gotas de CuSO4 5H2O. Observar

o resultado.

12 – Misturar, em um tubo de ensaio, 1 mL de sulfato de cobre 5H2O 0,05 M e 1 mL de hidróxido de

amônio. Observar o resultado.

13 – Transferir para um tubo de ensaio, 1 mL de solução de cloreto férrico 0,05 M, e em seguida adicionar 1

mL de tiocianato de amônio 0,1 M. Observar o resultado.

14 – Transferir para um tubo de ensaio, 20 gotas de solução de NaHCO3 a 0,1 M e, adicionar, cerca de 10

gotas de solução de HCl 6 M. Observar o resultado.

3 - QUESTIONAMENTOS


2) Classifique as reações químicas (precipitação, complexação, óxido-redução, desprendimento de gás).

PRÁTICA Nº 07: Estudo das características ácidas e básicas das substâncias e indicadores ácido-base

1. INTRODUÇÃO

Soluções aquosas podem ser ácidas, neutras ou básicas. A acidez de uma solução aquosa é de importância

fundamental em química, sendo sua determinação e seu controle muitas vezes necessários. Uma solução

ácida pode ser reconhecida por um conjunto de propriedades características, tais como: sabor azedo, muda à

cor de certas substâncias denominadas indicadores ácido-base, possui, a 25 °C, pH abaixo de 7.

Uma solução básica, por sua vez, pode ser reconhecida, também, por um conjunto de propriedades

características, tais como: sabor amargo, escorregadia ao tato, muda a cor de certas substâncias denominadas

indicadores ácido-base, possui, a 25 °C, pH acima de 7.

TABELA 1 – Alguns indicadores ácido-base e intervalos de pH onde é observada a variação de cor.

INDICADOR INTERVALO DE pH PARA A MUDANÇA DE COR

MUDANÇA DE COR CORRESPONDENTE

Azul de timol 1,2 – 2,8 Vermelho – AmareloAzul de bromofenol 3,0 – 4,6 Amarelo – Violeta

Verde de bromocresol 4,0 – 5,6 Amarelo – AzulVermelho de metila 4,4 – 6,2 Vermelho – AmareloAzul de bromotimol 6,2 – 7,6 Amarelo – Azul

Azul de timol 8,0 – 9,6 Amarelo – AzulFenolftaleína 8,0 Incolor – Rosa

2. OBJETIVO

Reconhecer substâncias com caráter ácido e básico, diferenciar o comportamento de ácidos e bases fortes

quando comparados a ácidos e bases fracas. Observar o valor do pH das soluções. Compará-las e verificar a

cor característica do meio para os diversos tipos de indicadores.

3. PROCEDIMENTOS

Comparação entre pH de um ácido fraco com um ácido forte, ambos na mesma concentração.

1) Teste para ácido clorídrico:

a) Numere 4 tubos de ensaio.

b) Adicione 2 mL do ácido em cada tubo.

c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 2 gotas de indicador em cada tubo, agite e anote a cor observada:

Nº. do Tubo HCl 0,1 mol/L e o indicador Cor observada

01 Azul de timol

02 Azul de bromofenol

03 Verde de bromocresol

04 Fenolftaleína

2) Teste para ácido acético:


b) Adicione 2 mL do ácido em cada tubo.


Nº. do Tubo CH3COOH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada

05 Azul de timol



08 Fenolftaleína

3) Comparação entre os ácidos HCl e CH3COOH.

a) Agora meça o pH dos ácidos através do potenciômetro.

b) Colocar cerca de 10 mL de HCl 0,1 mol/L em um béquer de 20 mL e medir o pH = __________.

c) Colocar cerca de 10 mL de CH3COOH 0,1 mol/L em um béquer de 20 mL e medir o pH =

__________.

Faça uma comparação entre o pH medido e o estimado para os dois ácidos, e discuta por que existe

diferença de pH entre os dois ácidos que se encontram na mesma concentração.

Comparação entre pH de uma base fraca com uma base forte, ambas na mesma concentração.

4) Teste para o hidróxido de amônio:


b) Adicione 2 mL de base em cada tubo.


Nº. do Tubo NH4OH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada

09 Azul de timol



12 Fenolftaleína

5) Teste para o hidróxido de sódio:


b) Adicione 2 mL de base em cada tubo.


Nº. do Tubo NaOH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada

13 Azul de timol



16 Fenolftaleína

6) Comparação entre as bases NH4OH e NaOH.

a) Agora meça o pH das bases através do potenciômetro.

b) Colocar cerca de 10 mL de NH4OH 0,1 mol/L em um béquer de 20 mL e medir o pH =

__________.

c) Colocar cerca de 10 mL de NaOH 0,1 mol/L em um béquer de 20 mL e medir o pH =

__________.

Faça uma comparação entre o pH medido e o estimado para as duas bases, e discuta por que existe

diferença de pH entre as duas bases que se encontram na mesma concentração.

4 - QUESTIONAMENTOS

1) Escreva todos os resultados encontrados nos experimentos.

2) A partir das cores observadas nos experimentos, qual é a pH aproximado das soluções? Esses valores

são equivalentes aos encontrados pelo pHmetro?

3) Em relação aos ácidos e bases utilizados na aula prática, responda: qual deles é mais forte? Justifique com

base nos valores de pH determinados pelo pHmetro.

4) Quais são as ferramentas existentes para a determinação do pH de uma solução?

PRÁTICA Nº 08: Preparo de Soluções

1. INTRODUÇÃO

Solução é qualquer sistema homogêneo constituído por um soluto e um solvente. Soluto dissolvido é a fase

dispersa, é aquele que está em menor quantidade. Solvente é o dispersante, é aquele que está em maior

quantidade. A concentração de uma solução pode ser expressa de diversas formas, tais formas são chamadas

de unidades de concentração.

2. OBJETIVO

Compreender a natureza e a importância das soluções e preparar soluções.

3. PROCEDIMENTOS

A. Preparo de 100 mL de solução 0,05 mol/L de Sulfato de cobre II 5 H2O (CuSO4. 5 H2O).

1. Calcule a quantidade de massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 100 mL de uma solução

0,05 mol/L.

2. Pese a massa calculada em um béquer de 50 mL.

3. Anote exatamente o peso observado na balança.

4. Dissolva o CuSO4.5H2O ainda no béquer e vá transferindo a solução para o balão volumétrico de

100 mL, com auxílio de um funil de vidro.

5. Lave várias vezes o béquer e o funil até próximo ao volume de 100 mL.

6. Complete, cuidadosamente, o volume para 100 mL adicionando água até a marca de aferição.

Feche o balão, e agite vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado.

7. Se necessário refaça os cálculos para determinar a concentração em mol/L exata da solução.

B. Diluição de uma solução, para o preparo de 100 mL de solução 0,01 mol/L de Sulfato de cobre

II 5 H2O (CuSO4. 5 H2O), à partir de uma solução 0,05 mol/L de sulfato de cobre II 5 H2O

(CuSO4. 5 H2O).

8. Calcule o volume da solução de sulfato de cobre II 5 H2O (CuSO4. 5 H2O), necessária para preparar

100 mL de uma solução 0,01 mol/L de sulfato de cobre II 5 H2O (CuSO4. 5 H2O).

9. Com auxílio de uma pipeta volumétrica ou uma pipeta graduada (se for o caso), transfira o volume

calculado para um balão volumétrico de 100 mL.

10. Complete, cuidadosamente, o volume para 100 mL até a marca de aferição, feche o balão, e agite

vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado.

C. Preparo de 250 mL de solução 0,1 mol/L de Hidróxido de sódio (NaOH).

11. Calcule a quantidade de massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,1

mol/L.

12. Pese, rapidamente, a massa calculada em um béquer de 100 mL.


14. Dissolva o NaOH ainda no béquer e vá transferindo a solução para o balão volumétrico de 250 mL,

com auxílio de um funil de vidro.




17. Rotule a solução para que ela possa ser usada posteriormente.

4 - QUESTIONAMENTOS

1) Escreva todos os cálculos envolvidos no preparo das soluções A, B e C.

2) Qual é a função do balão volumétrico?

3) Acidentalmente, durante a preparação de uma solução, a quantidade de água inserida no balão

volumétrico (de acordo com o experimento A) ultrapassa a marca de aferição. O que deve ser feito?

Justifique.

PRÁTICA Nº 09: Padronização de Soluções

1. INTRODUÇÃO

Quando uma solução de NaOH é preparada, muitas vezes, sua real concentração não é exatamente a

calculada, pois esta base é higroscópica e passível de contaminação por CO2, o que diminui a concentração

de NaOH na solução. Para a titulação, saber a concentração exata da solução é extremamente importante, por

isso soluções são padronizadas através de reagentes que são altamente estáveis, e que não absorvem água

com facilidade, esses reagentes são denominados de padrões primários. Um padrão primário muito utilizado

para padronização de soluções de NaOH, é o Biftalato de potássio (KHC8H4O4).

2. OBJETIVO

Preparar uma solução padrão e padronizar uma solução de NaOH 0,1 mol/L.

3. PROCEDIMENTOS

A. Preparo de solução padrão de biftalato de potássio (KHC8H4O4).

1. Pese exatamente 2,100 g de biftalato de potássio (KHC8H4O4), em um béquer de 50 mL.


3. Dissolva o KHC8H4O4 ainda no béquer e vá transferindo a solução para o balão volumétrico de 100

mL, com auxílio de um funil de vidro.




6. Faça os cálculos, para determinar a concentração em mol/L exata da solução.

7. Reserve essa solução para a padronização da solução de NaOH.

B. Padronização da solução de Hidróxido de sódio (NaOH).

8. Pipete 10,00 mL da solução padrão de biftalato de potássio (KHC8H4O4), transferindo para um

erlenmeyer de 125 mL.

9. Adicione 2 gotas de solução indicadora de fenolftaleína.

10. Titular com a solução de NaOH 0,1 mol/L, a ser padronizada, até a mudança de cor do indicador

(incolor para rosa).

11. Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação mais 2 vezes.

12. Calcular a concentração exata da solução de NaOH e o fator de correção.

4 - QUESTIONAMENTOS

1) Qual é o objetivo da aula prática?

2) O que é um padrão primário? Qual é a sua importância na aula prática?

3) Escreva todos os cálculos envolvidos no experimento.

4) Qual é real concentração molar (mol/L) da solução de NaOH? Escreva todos os cálculos envolvidos.

PRÁTICA N 10: Análise Volumétrica

1- INTRODUÇÃO

A reação entre um ácido forte e uma base forte pode ser representada pela equação a seguir:

HaX + M(OH)b MaXb + H2O

Conhecendo a concentração da base, pode-se determinar a concentração do ácido, ou vice-versa. Isto é feito

adicionando uma das soluções à outra por intermédio de uma bureta, bastando, então, determinar, por meio

de um indicador ácido-base conveniente, o ponto final da reação que, teoricamente, é aquele em que a

solução se torna neutra, isto é, pH = 7, a 25 C.

Na realidade, não é necessário usar um indicador que mude de cor exatamente em pH = 7, já que uma das

características da neutralização de um ácido forte por uma base forte, ou vice-versa, é que o pH muda

abruptamente, quando faltam apenas gotas para atingir o ponto estequiométrico teórico.

Isto quer dizer que se pode usar uma gama de indicadores que mudam de cor, nos intervalos de pH = 4 a pH

= 10, sem se cometer um erro significativo. O ponto de viragem da cor é denominado “ponto final”, que não

coincide exatamente com o ponto final teórico ou ponto estequiométrico, mas, como já se mencionou, o erro

será insignificante.

2- OBJETIVOS

Mostrar que, por intermédio de uma solução de base forte, de concentração conhecida, é possível

determinar a concentração de uma solução do ácido forte, ou vice-versa;

Mostrar como se reconhece o ponto final de uma reação de neutralização ácido-base por meio de um

indicador;

Determinar o teor de ácido acético em uma amostra de vinagre.

3- PARTE EXPERIMENTAL

Serão realizadas titulações de soluções de HCl, H2SO4 e vinagre de concentrações desconhecidas, por

intermédio de uma solução 0,1 mol/L de NaOH, usando azul de bromotimol como indicador, que apresenta

as seguintes características:

Em meio ácido: Cor amarela

Em meio básico: Cor azul

Em meio neutro: Cor verde

Faixa de viragem: pH = 6,2 – 7,6

A) Determinação da concentração da solução de ácido clorídrico (HCl).

1- Pipetar 10 mL da solução de HCl, de concentração desconhecida, transferindo para um


2- Adicionar 3 gotas de solução indicadora de azul de bromotimol.

3- Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o erlenmeyer

durante a titulação) até a mudança de cor do indicador (amarelo para azul ou verde).

4- Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação duas vezes.

5- Calcular a concentração da solução do ácido.

B) Determinação da concentração da solução de ácido sulfúrico (H2SO4)

6- Pipetar 10 mL da solução de H2SO4, de concentração desconhecida, transferindo para um






10- Calcular a concentração da solução do ácido.

C) Determinação do teor de ácido acético no vinagre comercial.

11- Prepare 100 mL de uma solução utilizando 5,0 mL de vinagre comercial.

12- Pipetar 10 mL da solução preparada e transferir para um erlenmeyer de 125 mL.





16- Calcular o teor (%m/v) de ácido acético no vinagre.

4 - QUESTIONAMENTOS

1) O que é titulação? Quais são as principais vidrarias utilizadas na titulação?

2) Escreva todos os cálculos utilizados na aula prática.

3) Qual é a concentração em mol/L das soluções analisadas na aula prática?


PRÁTICA N 11: Extração com Solventes

1. INTRODUÇÃO

O processo de extração com solventes é muito utilizado em laboratórios de química durante o isolamento e a

purificação das substâncias. A fitoquímica, por exemplo, fundamenta-se nos processos de extração, uma vez

que tem por objetivo o isolamento, a purificação e a identificação de substâncias em plantas. Em síntese

orgânica, também, se utiliza a extração para o isolamento e a purificação do produto desejado de uma reação

efetuada. Impurezas indesejáveis de misturas podem ser removidas por extração, sendo o processo

geralmente denominado lavagem.

A extração pode ser realizada de diferentes maneiras: extração simples e extração múltipla. A extração

simples é aquela realizada em um funil de separação. O procedimento permite o isolamento de uma

substância, dissolvida em um solvente apropriado, através da agitação da solução com um segundo solvente,

imiscível como o primeiro. Após a agitação, o sistema é mantido em repouso até que ocorra a separação

completa das fases. Ao utilizar solventes de alta volatilidade (éter dietílico, por exemplo), deve-se ficar

atento à pressão interna no sistema, que deve ser constantemente aliviada durante a agitação.

No caso da extração múltipla, são realizadas várias extrações sucessivas com porções menores de solvente.

A extração múltipla é mais eficiente que a simples. Por exemplo, é melhor realizar três extrações de 30 mL,

cada uma com um solvente (volume total de 90 mL) em vez de um única extração com volume de 90 mL.

Em sua forma mais simples, a extração baseia-se no princípio da distribuição de um soluto entre dois

solventes imiscíveis. Esta distribuição é expressa quantitativamente em termos de um coeficiente de partição

(K) que indica que um soluto S, em contato com dois líquidos imiscíveis (A e O), distribui-se entre estes de

tal forma que, no equilíbrio, a razão da concentração de S em cada fase será constante, em determinada

temperatura:

K = [S] O

[S] A

Sendo: [S] O = concentração do soluto na fase orgânica.

[S] A = concentração do soluto na fase aquosa.

Nesta prática, serão realizadas extrações simples e múltiplas do ácido propiônico, a partir de uma solução

aquosa, utilizando éter dietílico como solvente extrator. A massa de ácido restante na fase aquosa, após cada

extração, será determinada por meio de titulação. Na titulação da solução de um ácido de concentração

desconhecida, um volume medido da solução do ácido é adicionado a um erlenmeyer, e uma solução de

concentração conhecida da base (solução titulante) é adicionada, através de uma bureta, ate que o ponto de

equivalência seja atingido. O ponto final da reação é evidenciado por meio de indicadores, os quais

geralmente são moléculas orgânicas com estruturas complexas, que têm a propriedade de exibir cores

diferentes, conforme o pH do meio.

Nesta prática, a quantidade de ácido propiônico extraída será determinada por meio da titulação da fase

aquosa com uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1 (solução padronizada), em presença de solução

indicadora de fenolftaleína. A faixa de viragem do indicador é de 8 a 10, sendo incolor em pH menor que 8 e

vermelha em pH acima de 10.

2. PROCEDIMENTOS

2.1. Preparo de uma solução aquosa de ácido propiônico (C3H6O2).

a) Em um balão volumétrico de 50 mL, adicione 1 mL de ácido propiônico e complete o volume com

água deionizada. Agite até a homogeneização da solução resultante (solução A)

b) Pipete uma alíquota de 10 mL da solução A e transfira para um erlenmeyer de 125 mL. Adicione 3

gotas de solução indicadora de fenolftaleína.

c) Preencha a bureta com solução padronizada de NaOH e titule a solução. O ponto final da reação é

alcançado quando surge e permanece a cor rósea. Anote o volume consumido de solução de NaOH.

Complete o volume da bureta e titule uma nova amostra de solução de ácido propiônico. Anote o

volume consumido de solução de NaOH. A massa de ácido propiônico presente na solução aquosa

será calculada utilizando-se a média das duas medidas obtidas na titulação.

2.2. Extração simples

a) Pipete 10 mL da solução do ácido (solução A) e transfira para um funil de separação.

b) Adicione 30 mL de éter dietílico. Agite a mistura, tomando o cuidado para aliviar a pressão interna

do funil. Esta operação deve ser realizada no interior de uma capela de exaustão, uma vez que o éter

dietílico é muito volátil. Deixe o sistema em repouso até a separação completa das fases.

c) Recolha a camada aquosa em um erlenmeyer de 125 mL e adicione 3 gotas de solução indicadora de

fenolftaleína.

d) Complete o volume da bureta com solução padronizada de NaOH 0,1 mol L-1 e titule a solução do

ácido até que surja e permaneça a cor rósea. Anote o volume consumido de solução de NaOH.

2.3. Extração múltipla

a) Pipete 10 mL da solução aquosa de ácido propiônico anteriormente preparada (solução A); transfira

para um funil de separação e faça a extração com 15 mL de éter dietílico, conforme realizado em 2.2.

b) Separe a fase aquosa da fase orgânica e retorne-a para o funil de separação. Extraia novamente a fase

aquosa com mais 15 mL de éter dietílico. Recolha a fase aquosa em um erlenmeyer de 125 mL e

adicione 3 gotas de solução indicadora de fenolftaleína.

c) Complete o volume da bureta com solução padronizada de NaOH 0,1 mol L-1 e titule a fase aquosa,

conforme realizado anteriormente. Anote o volume consumido de solução de NaOH. Os extratos

etéreos devem ser reunidos e recolhidos em frascos apropriados para purificação em outra ocasião.

4 - QUESTIONAMENTOS

1) A extração simples e múltipla são técnicas eficientes de separação. Elas podem ser utilizadas na

separação do NaCl (cloreto de sódio) presente na água do mar? Justifique.

2) Calcule a massa de ácido propiônico presente nos 10 mL de solução aquosa titulada no item 2.1.

3) Calcule a massa de ácido propiônico que restou na solução aquosa após a extração realizada nos itens

2.2 e 2.3.

4) De acordo com os experimentos realizados, pode-se afirmar que o ácido propiônico possui mais

afinidade pela água ou pelo éter etílico? Justifique a partir de cálculos que provem que a maior parte do

composto se encontra predominantemente em um dos solventes.

5) Calcule o coeficiente de partição para o ácido propiônico utilizando os resultados obtidos na extração

simples.

O aprimoramento nasce na certeza da vitória.

Professora Adriana Canal das Virgens

Documents

4DDA1DB2-8607-4716-8B66-6BB5DB03C209 (1)