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APOSTILA QUÍMICA GERAL

Apostila Prática Química Geral

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APOSTILA QUÍMICA GERAL

Prof. Marcos Valério Zschornack

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Aula Prática – 01

TESTE DA CHAMA

Objetivo:Identificar alguns metais através de sua radiação visível

Introdução:Uma das mais importantes propriedades dos elétrons é que suas energias são "quantizadas", isto é, um elétron ocupa sempre um nível energético bem definido e não um valor qualquer de energia. Se, no entanto um elétron for submetido a uma fonte de energia adequada (calor, luz, etc.), pode sofrer uma mudança de um nível mais baixo para outro de energia mais alto (excitação). O estado excitado é um estado metal-estável (de curtíssima duração) e, portanto, o elétron retorna imediatamente ao seu estado fundamental. A energia ganha durante a excitação é então emitida na forma de radiação visível do espectro eletromagnético que o olho humano é capaz de detectar. Como o elemento emite uma radiação característica, ela pode ser usada como método analítico.Em geral, os metais, sobretudo os alcalinos e alcalinos terrosos são os elementos cujos elétrons exigem menor energia para serem excitados; por isso foram escolhidos sais de vários destes elementos para a realização deste experimento.

Material: Bico de Bunsen Algodão Vareta de vidro (rosca)

Reagentes: Sol. de cloreto de lítio ( LiCl ) Solução de cloreto de cálcio (CaCl2)

Solução de cloreto de bário (BaCl2)

Sol. de sulf. de cobre pentahid. (CuSO4.5H2O)

Solução de cloreto de sódio ( NaCl ) Solução de cloreto de potássio ( KCl)

4. Procedimento Experimental:

Usando a vareta de vidro disponível em sua bancada e um chumaço de algodão, faça um "cotonete" de aproximadamente 0,5 cm de diâmetro. Umedeça o cotonete na solução do sal do metal a analisar e toque-o na lateral da chama azul do bico de Bunsen. Verifique a cor que a chama adquire e anote. Se houver dúvida quanto à cor, repita o teste quantas vezes achar necessário.Retire o algodão da vareta e limpe-a. Refaça o "cotonete" e repita o teste para cada uma das soluções de sais colocadas em sua bancada. Lembrando sempre que, a cada teste, a vareta deve ser limpa e o "cotonete" refeito com um novo chumaço de algodão. Ao final, reúna os resultados de seus testes em uma tabela como a que segue:

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sal analisado metal presente cor da chama___________ ____________ _______________________ ____________ _______________________ ____________ _______________________ ____________ _______________________ ____________ _______________________ ____________ ____________

Ao concluir o preenchimento da tabela acima, faça o teste com a "solução problema" a fim de identificar o metal presente.

5. Questionário:1. Em que se fundamenta o teste da Chama ?2. O teste da chama pode ser aplicado a todos os metais ?3. Grande parte da iluminação de Teresina é feita com lâmpadas a vapor de sódio. Por que elas apresentam coloração amarela ?4. Qual a diferença entre "espectro eletromagnético" e "espectro atômico" ?

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Aula Prática – 02

REATIVIDADE DE METAIS

Introdução:Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea.

Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au

Maior reatividade, Menor nobreza

Materiais: Tubos de ensaio. Estantes para tubos de ensaio. Pipetas de 10 mL.

Reagentes Ácido clorídrico 10% (HCl). Sulfato de cobre pentahidratado10% (CuSO4 . 5 H2O). Nitrato de prata 2 % (AgNO3). Sulfato de zinco 5% (ZnSO4). Cloreto de sódio 5% (NaCl). Sódio metálico (Na). Magnésio metálico em aparas ou fita (Mg). Alumínio metálico em aparas (Al). Zinco metálico em aparas (Zn). Ferro metálico em fragmentos ou pregos (Fe). Cobre metálico em fragmentos (Cu). Solução de fenolftaleína. Sulfato de magnésio 5% (MgSO4). Ácido nítrico 50% (HNO3).

Procedimento:    Reação de Sódio Metálico Com Água.

a) Numa cuba de vidro colocar água destilada até a metade e adicionar de 5 a 10 gotas de fenolftaleína.b) Cuidadosamente, cortar com uma espátula seca um pequeno fragmento de sódio metálico e colocá-lo

na cuba em local seguro. Anote suas observações. Reação de Metais Com Ácidos.

a) Adicionar HCl 10% em 5 tubos de ensaio até 1/3 do volume de cada um. b) Em cada um dos cinco tubos adicionar, conforme a Figura 1, as seguintes aparas de metais:

Magnésio. Alumínio.

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Zinco. Ferro. Cobre.

c) Esperar alguns minutos e observar se ocorreram reações. A reação poderá ou não ocorrer, dependo da tabela de reatividade que segue abaixo: 

Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au

Maior reatividade, Menor nobreza

Reação do Ácido Nítrico Com o Cobre.Colocar HNO3 50% em um tubo de ensaio até ¼ do seu volume e adicionar aparas de cobre.

3Cu(s) +  8HNO3(aq)  3Cu (NO3)2(aq) + 4H2O +  2NO2NO(g) (gás incolor) + O2(g)        2NO2  (gás castanho)

Reação Entre Metais.1. Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de cobre até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de

zinco, aguardar 2 minutos, agitar e observar.2. Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de zinco até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de

cobre, agitar e observar.3. Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de cobre até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de

magnésio, aguardar 2 minutos, agitar e observar.4. Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de magnésio até 1/3 do seu volume. Adicionar

aparas de cobre, agitar e observar.5. Em três tubos de ensaio colocar cloreto de sódio até 1/3 do seu volume.

Em cada um dos tubos adicionar as seguintes aparas de metais: Cobre. Zinco. Alumínio.Observar o que ocorre com cada um deles.

6. Em um tubo de ensaio colocar solução de nitrato de prata até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de magnésio, agitar e observar.

7. Adicionar aparas de zinco ou alumínio a um tubo de ensaio contendo em 1/3 do seu volume solução de nitrato de prata. Agitar e observar.

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Aula Prática – 03

CHUVA ÁCIDA

Introdução Observando a natureza, percebe-se que os materiais estão em constante interação. Muitas vezes, essas interações causam transformações no ambiente. A chuva ácida, uma das manifestações da poluição atmosférica, é formada por causa da interação entre alguns materiais. Para compreender sua formação, vamos iniciar realizando um experimento que reproduz, em laboratório, algumas das interações que lhe dão origem. O objetivo nesse experimento é observar as interações que ocorrem na formação da chuva ácida e levantar o maior número de dados possível acerca de todas as interações que se apresentam nessa experiência.

Material 1 frasco de boca larga com tampa (tipo frasco de maionese) 1 copo (café) plástico 1 conta-gotas 1 vidro de relógio 1 espátula 2 fios de cobre de 20 cm cada um (n0 18) fósforo ou isqueiro (melhor)

Reagentes 1 flor vermelha (hibisco ou azálea) enxofre em pó (S) água destilada tiras de papel de tornassol azul

4. Procedimento Reproduza a tabela de dados que se segue, com espaço suficiente para suas anotações.

Parte A - Estudando algumas características do enxofre

a) Ação sobre o pigmento da flor - Destacar uma pétala da flor e polvilhá-la com um pouco de enxofre em pó. Observar. - Após dois minutos de contato, retirar o enxofre e observar novamente.

b) Ação sobre o papel de tornassol azul - Polvilhar um pouco de enxofre em pó sobre uma tira de papel de tornassol azul e observar. - Após dois minutos de contato, retirar o enxofre do papel e observar.

c) Ação sobre a água - teste com o papel de tornassol azul - Colocar um pouco de água num vidro de relógio. Umedecer uma parte do papel de tornassol azul e observar. - Adicionar à água um pouco de enxofre em pó. - Pegar outra tira de papel de tornassol azul e umedecer na água com enxofre. Observar.

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Parte B - Queima do enxofre - Destacar outra pétala da flor e prendê-la numa ponta de um dos fios de cobre. No mesmo fio, prender um pedacinho de papel de tornassol azul.

- Com o outro pedaço de fio de cobre, construir um cone com cerca de 1 cm de altura, usando como molde a ponta de uma caneta esferográfica, dando voltas bem apertadas, conforme a figura 1.

- Prender os dois fios na borda do frasco, de modo que o cone fique abaixo da flor, conforme a figura 2.

- Remover o cone e enchê-lo com enxofre em pó. - Acender o isqueiro embaixo do cone, iniciando a queima do enxofre. - Rapidamente, colocar o cone dentro do frasco e tampar. Observar o que ocorre. - Aguardar cerca de 10 minutos e observar as interações ocorridas.

Parte C - Interações após a queima do enxofre - Retirar a flor e o cone de dentro do frasco. - Adicionar, imediatamente, um copo de água ( cerca de 300 mL ) ao frasco e tampá-lo rapidamente. - Agitar bem o frasco. - Retirar uma amostra do líquido, com o conta-gotas, e pingar 2 gotas sobre uma tira de papel de tornassol azul. Observar.

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Tabela de Dados

Interação Observação

Enxofre e pétala

Enxofre e papel de tornassol azul

Água e papel de tornassol azul

Enxofre e água

Enxofre, água e papel de tornassol azul

Queima (enxofre e oxigênio)

Dióxido de enxofre e papel de tornassol azul

Dióxido de enxofre e pétala

Dióxido de enxofre e água

Dióxido de enxofre, água e papel de tornassol azul

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Aula Prática – 04

LIGAÇÕES QUÍMICAS

Classificação das substâncias em iônicas e covalentes segundo algumas propriedades físicas

Objetivo Distinguir substâncias iônicas de substâncias covalentes pelo ponto de fusão, condutividade e solubilidade.

Fundamentos Teóricos Os compostos químicos são combinações de átomos unidos por ligações químicas. Algumas propriedades físicas tais como ponto de fusão, solubilidade e condutividade são indicativos do tipo de ligação de um composto. Nesta experiência, você vai realizar testes que lhe permitam identificar substâncias

iônicase covalentes.

Materiais balança analítica vidro de relógio condutivímetro chapa aquecedora bastão de vidro pipeta graduada de 5mL

Reagentes ácido clorídrico (HCl) (1) sacarose (2) carbonato de potássio (K2CO3) (3) cloreto de sódio (NaCl) (4) iodeto de potássio (KI) (5) ácido cítrico (6) óleo cloreto de amônio (NH4Cl) hidróxido de sódio (NaOH) (7) nitrato de prata (AgNO3) (8) álcool etílico (etanol) água destilada

Parte I

Procedimento experimental

a) Coloque uns poucos cristais de cada um dos reagentes em locais separados da placa (prato), não permitindo o contato entre eles. Coloque sobre a chapa aquecedora, previamente aquecida e observe. Registre na tabela a ordem da fusão de cada reagente. Após 2 minutos, indique com “n” na tabela as substâncias que não fundiram. Após este tempo espere até a placa resfriar completamente para continuar a experiência.

b) Meça a condutividade de amostras de água: água potável, água mineral e água deionizada. c) Registre todos os resultados numa tabela:

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DADOScomposto descrição Tm solubilidade em água solubilidade em etanol condutividade da solução

Parte II

Procedimento experimental a) Prepare 10mL de solução a 1% das substâncias indicadas pelo instrutor usando a água como solvente. b) Com um conta-gotas prepare todas as possíveis combinações um a um das soluções indicadas

pelo instrutor, em vidro de relógio. Anote o tipo de reação observada, a solubilidade, se houve precipitação para cada uma delas na sua tabela.

c) Registre todos os resultados numa tabela:

DADOScomposto produtos solubilidade reação observação

NaCl+HCl H2O+ÓleoNH4Cl+NaOH

Perguntas e exercícios

1. Solubilidade: Alguma das substâncias apresenta solubilidade em água e etanol, explique? 2. Separe as substâncias em dois grupos segundo suas propriedades e indique quais são iônicas e

quais são covalentes. 3. Usando seu livro de texto, descreva as propriedades das substâncias iônicas e covalentes. 4. Escreva todas as possíveis equações químicas das reações que possam ter acontecido na

experiência. Escreva os nomes de cada reagente e produto. 5. Pesquise sobre a condutividade elétrica de sólidos, líquidos e gases.

Parte III - Ligações químicas versus estrutura cristalina

O estado sólido da matéria quase sempre consiste de uma disposição regular de átomos, moléculas ou íons dependendo do tipo de ligação química que apresenta. Nesta experiência, utilizando bolinhas de isopor, palitos de dente e espetos de madeira para churrasco, construiremos e estudaremos algumas das formas de empacotamento cristalino de substâncias iônicas, covalentes e metálicas.

Procedimento experimental

Construir a estrutura de uma célula unitária de diamante, grafite, NaCl, Fe-, ZnS (wurzita) , uma molécula de metano (CH4) e outras indicadas pelo professor, comparando o tipo de ligação química que apresentam.

Perguntas e exercícios

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1. Agrupe as substâncias segundo suas semelhanças. Indique o tipo de ligação química. Escreva as propriedades das mesmas.

2. Baseando-se na configuração eletrônica, determine a estrutura mais provável do SF6 e NH3, desenhe a forma dessas moléculas e indique o angulo de ligação das mesmas.

3. Escreva as etapas para a construção de uma banda de energia para explicar a ligação metálica do Lítio. Explique de que forma a teoria de bandas permite uma classificação adequada para sólidos condutores, semicondutores e isolantes.

4. Faça uma tabela comparativa das propriedades gerais das substâncias iônicas, covalentes e metálicas, cite exemplos em cada caso

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Aula Prática – 05

EQUILIBRIO QUÍMICO

Materiais

4 tubos de ensaio 2 pipetas graduadas de 10mL - 2 pipetas volumétricas de 10mL - 2 buretas de 25mL 1 espátula (MP) 1 proveta de 50mL

Reagentes

solução de K2Cr2O7

solução de K2CrO4

solução de FeCl3

solução de NH4SCN solução de HCl 1mol/L (MP) solução de NaOH 1mol/L (MP) solução NH4Cl sólido (MP)

Deslocamento do equilíbrio

EXP. 01 - Equilíbrio: Cloreto de ferro III e Tiocianato de amônio - Efeito Concentração

FeCl3(aq) + NH4SCN(aq) ó [Fe(SCN)]+2(aq) + NH4+(aq) + 3Cl-(aq)

I. Preparação: a) Em uma proveta de 50 mL, adicionar 2mL de solução de cloreto de ferro III e 2mL de solução

de tiocianato de amônio. Observar a coloração. b) A seguir, completar a proveta com água até 40 mL e homogeneizar. c) Em quatro tubos de ensaio numerados de 1 a 4, adicionar 10mL da solução resultante.

II. Deslocamento do equilíbrio. a) Ao tubo 01, adicionar 2mL de solução de FeCl3, agitar e comparar com a cor da solução do tubo 04. b) Ao tubo 02, adicionar 2mL de solução de NH4SCN, agitar. Comparar com a cor da solução do tubo 04. c) Ao tubo 03, adicionar NH4Cl sólido (MP), agitar. Comparar com a cor da solução do tubo 04.

Questionário: 1. Quando que uma reação química reversível atinge o equilíbrio?2. Qual espécie química é responsável pela coloração vermelha-sangue? 3. Ao Adicionar FeCl3, o equilíbrio deslocou para a: 4. Ao adicionar NH4Cl, o equilíbrio deslocou para a:

EXP. 02 - Equilíbrio: Dicromato e Cromato - Efeito do íon comum e do íon não-comum.

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Cr2O7 + H2O ó 2CrO4 + 2H+

I. Preparação:

a) Numerar 4 tubos de ensaio de 01 a 04. b) Nos tubos 01 e 02 adicionar, 2mL de solução de cromato de potássio e nos tubos 03 e 04 adicionar 2mL

de solução de dicromato de potássio.

II. Deslocamento do equilíbrio a)No tubo 01 adicionar, 1mL de solução de ácido clorídrico (mesa do professor), agitar e comparar com a

cor solução do tubo 02. b)No tubo 03 adicionar, 1mL de solução de hidróxido de sódio (mesa do professor), agitar e comparar com a

cor solução do tubo 04.

Questionário: 1. Ao adicionar HCl, o equilíbrio deslocou para a ____________ devido ao aumento da concentração de

íons _____________. O deslocamento do equilíbrio esta relacionado com o efeito do íon __________(comum/não-comum).

2. Ao adicionar NaOH, o equilíbrio deslocou para a ______________ devido ao “consumo” de íons _________, por íons ________. O deslocamento do equilíbrio esta relacionado com o efeito do íon ___________(comum/não-comum).

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Aula Prática – 06

TITULAÇÃO

MATERIAIS

1 proveta de 20mL 3 pipetas volumétricas 3 frascos Erlenmeyer de 250 mL

REAGENTES

solução de HCl 0,1mol/L solução de NaOH 0,1 mol/L solução de NH4OH (conc. desc.) solução de CH3COOH (conc.desc.) solução de fenolftaleína

EXP. 01 - Reação de um ácido forte com uma base fraca a) Carregar corretamente a bureta (rotulada A) com a solução de ácido clorídrico e zerá-la. b) Em um Erlenmeyer de 250 mL adicionar com pipeta volumétrica 10 mL de solução de hidróxido de

amônio; a seguir, adicionar aproximadamente 75 mL de água e 2 a 3 gotas do indicador fenolftaleína.

c) Adicionar gota a gota a solução do ácido sobre a base e parar a titulação quando o indicador mudar de cor (entre a cor amarela e a vermelha) indicando que houve a neutralização.

d) Fazer a leitura do volume gasto de ácido e anotar.

Questionário: 1. Escrever a equação da reação de neutralização2. Através da titulação, determinar a concentração, em mol/L, da solução de hidróxido de amônio.

EXP. 02 - Reação de um ácido forte com uma base forte a) Carregar corretamente a bureta (rotulada B) com a solução de hidróxido de sódio e zerá-la. b) Em um Erlenmeyer de 250 mL adicionar com a bureta 10 mL de solução de ácido clorídrico; a seguir,

adicionar aproximadamente 75 mL de água e 2 a 3 gotas do indicador fenolftaleína. c) Iniciar a titulação. Adicionar gota a gota a solução da base sobre o ácido, parar a titulação quando o

indicador mudar de cor (entre a cor amarela e a azul) indicando que houve a neutralização.

Questionário: 1. Escrever a equação da reação de neutralização2. Através da titulação, determinar a concentração, em mol/L, da solução de hidróxido de amônio.

EXP. 03 - Reação de uma base forte com um ácido fraco a) Carregar corretamente a bureta (rotulada B) com a solução de hidróxido de sódio e zerá-la. b) Em um Erlenmeyer de 250 mL adicionar com pipeta volumétrica 10 mL de solução de ácido acético. A

seguir, adicionar aproximadamente 75 mL de água e 2 a 3 gotas do indicador fenolftaleína. c) Iniciar a titulação. Adicionar gota a gota a solução da base sobre o ácido, parar a titulação quando o

indicador mudar de cor (entre incolor e vermelha) indicando que houve a neutralização.

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Questionário: 1. Escrever a equação da reação de neutralização2. Através da titulação, determinar a concentração, em mol/L, da solução de hidróxido de amônio.

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Aula Prática – 07

ELETROQUÍMICA

Materiais 1 Voltímetro 1 fonte de corrente contínua (MP) conjunto de “eletrodo de hidrogênio”(MP) - 1 lâmina de níquel-cromo(MP) 1 lâmina de zinco 1 lâmina de chumbo (MP) 2 lâminas de cobre 2 béqueres de 100mL 2 tubos em “U” algodão (MP.)

Reagentes solução de CuSO4 1,0 mol/L solução de CuSO4 0,001 mol/L - solução de ZnSO4 1mol/L - solução para ponte salina solução de H2SO4 1,0 mol/L (MP) solução de Pb(NO3)2 1,0 mol/L (MP)

Experimento 01 - pilha de cobre e zinco ou pilha de Daniell a) Em um copo de béquer de 100mL colocar, até ¾ de seu volume, solução de cobre e em outro copo

adicionar solução de zinco. b) Mergulhar uma lâmina de cobre, previamente limpa, na solução de cobre, uma lâmina de zinco na

solução de zinco. Cada sistema desses corresponde a uma semi-cela ou semi-pilha ou eletrodo do respectivo metal.

c) Preparar uma ponte salina. Para isto, adicione solução salina (NH4Cl ou NaCl) no tubo em U, até completar o seu volume; em seguida, feche as extremidades do tubo com algodão, evitando deixar

bolhas de ar no interior na solução. d) Coloque as pontes salinas interligando os eletrodos de cobre e de zinco. e) Ligar o terminal negativo do voltímetro à lâmina de zinco e o terminal positivo na lâmina de cobre e

fazer a medida da diferença de potencial entre o eletrodo de cobre e o eletrodo de zinco.

Experimento - 02 - medida do potencial padrão dos eletrodos (eo)1a Parte - PREPARAÇÃO DO ELETRODO DE HIDROGÊNIO - demonstrativa

a) Fixar com garra o corpo do eletrodo de Hidrogênio no suporte universal e sob este colocar um béquer de 100mL

b) Preencher o corpo do eletrodo com solução de ácido sulfúrico 1 mol/l e adaptar a tampa do eletrodo que contém o (fio ou lâmina) de platina. OBS. não deixar bolhas de ar.

c) Completar o béquer com solução de ácido sulfúrico 1mol/L até cobrir aproximadamente 1cm da ponta do eletrodo.

d) Conectar um fio de platina no pólo positivo da fonte de corrente e mergulhar, apenas o fio de platina, na solução de ácido sulfúrico que se encontra no béquer e ligar o pólo negativo da fonte no

terminal do eletrodo de hidrogênio. Ao ligar a fonte, ocorrerá a eletrólise da água; onde no pólo negativo (eletrodo de hidrogênio) formará gás hidrogênio e no pólo positivo, gás oxigênio.

e) Interromper a eletrólise quando o nível da solução cobrir metade do fio de platina. Assim, esta preparado o eletrodo de hidrogênio, que é constituído pelo equilíbrio:

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2a Parte - MEDIDA DO POTENCIAL PADRÃO DO COBRE, ZINCO E CHUMBO - demonstrativa. a) Em um copo de béquer de 100mL colocar, até ¾ de seu volume, solução de cobre e em outros dois

béqueres, adicionar solução de zinco e de chumbo, respectivamente. b) Mergulhar uma lâmina de cobre, previamente limpa, na solução de cobre, uma lâmina de zinco na

solução de zinco e uma lâmina de chumbo na solução de chumbo. Cada sistema desses corresponde a uma semi-cela ou semi-pilha ou eletrodo do respectivo metal.

c) Preparar três pontes salinas. Para isto, adicione solução salina (NH4Cl ou NaCl) no tubo em U, até completar o seu volume; em seguida, feche as extremidades do tubo com algodão, evitando deixar bolhas de ar no interior na solução.

d) Coloque as pontes salinas interligando os eletrodos dos metais ao eletrodo de hidrogênio. e) Com auxilio do voltímetro, fazer a medida da diferença de potencial entre o eletrodo de hidrogênio e o

eletrodo de chumbo, conectando o pólo positivo do voltímetro no eletrodo de hidrogênio e o pólo negativo na lâmina de chumbo. Anotar.

f) Repetir o mesmo procedimento com o eletrodo de zinco e o eletrodo de cobre. Anotar. g)Utilizando a equação: E = EH - EMe , calcular o potencial de redução de cada metal.

Experimento 03 - pilha de concentração a) Fazer uma nova ponte salina. b) Em um béquer de 100mL, coloque aproximadamente ¾ de seu volume, solução de CuSO4 0,001mol/L e

mergulhe uma lâmina de cobre, previamente limpa. c) Tome a semi-cela de cobre do experimento anterior e efetue a ligação com a ponte salina, entre as duas

soluções. d) Ligue o terminal negativo do voltímetro à lâmina de cobre da semi-cela que contém solução de cobre

0,001mol/L e o terminal positivo na lâmina de cobre da solução concentrada e fazer a medida da diferença de potencial.

QUESTIONÁRIO 1. Em relação a cada pilha analisada (Exp. 02), determine:

a) a semi-reação de oxidação. b) a semi-reação de redução. c) a reação global da descarga. d) o sentido do fluxo de elétrons e) o potencial padrão de redução de cada eletrodo.

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Aula Prática – 08

COBREAÇÃO

Material Bateria conectada aos dois fios. Sulfato de cobre. Chave Frasco transparente.

ProcedimentoNo frasco, prepare uma solução de CuSO4 o mais concentrada possível. A seguir, prenda a chave ao fio ligado ao pólo negativo da bateria, introduzindo-a na solução. Finalmente, introduza a ponta do outro fio (pólo positivo) na solução:

+ –

chave solução de CuSO4

Observe a cor da solução no início e no fim do processo e o que corre na chave.

Resolva as questões:

a) Descreva o que ocorreu com o fio imerso na solução.b) Descreva o que ocorreu com a chave.c) A concentração de Cu 2+ sofreu alguma alteração?d) Supondo que na cobreação da chave tenha ocorrido a deposição de 0,64g de cobre, após um tempo de 30 minutos. Determine a quantidade de corrente, em ampères, que circulou nesse processo. (Cu = 64g / mol)