Experimento 1 - quimica.ufpr.br · Experimento 2 Estrutura atômica: Teste da chama e Luminescência 4 Observe a coloração de cada amostra com a luz negra apagada e anote. A seguir,

Experimento 1 Densidade e Separação de misturas

1

Densidade é a razão entre massa e volume. Nesse experimento você verá como essa grandeza pode

ser alterada quando há mistura de um material com outras substâncias1.

Um dos grandes desafios da Química tem sido a obtenção de substâncias puras a partir de misturas,

já que a maioria dos materiais presentes na natureza é formada por misturas de substâncias 2. Há vários

métodos de separação de misturas e nesta prática você terá acesso aos seguintes métodos:

a) Separação magnética: método de separação de misturas heterogêneas onde um dos componentes

sólidos possui propriedades magnéticas (ferro, cobalto e níquel). Utiliza-se um imã (pequena escala)

ou um eletroímã (larga escala) para separar a substância magnética do resto da mistura.

b) Decantação com funil de separação: método de separação de misturas heterogêneas líquido/líquido.

c) Filtração: método de separação de misturas heterogêneas sólido/líquido onde o sólido fica retido no

filtro.

d) Dissolução fracionada: método de separação de misturas heterogêneas de sólidos. Usa-se um

solvente adequado de modo a solubilizar um dos sólidos num solvente e o outro não.

e) Destilação simples: método de separação de misturas homogêneas sólido/líquido onde o líquido é

separado da fase sólida por evaporação.

f) Cromatografia: método de separação de misturas homogêneas sólido/líquido que isola e identifica

os componentes através da coloração dos mesmos. Na cromatografia em papel ocorre a migração

diferencial de tais componentes, que possuem diferentes interações com as fases móvel (ex.: álcool)

e estacionária (ex.: papel).

Materiais

naftalina

2 provetas de 100 mL

água

vinagre

bicarbonato de sódio

colher

papel cromatográfico ou papel

de filtro

Canetas esferográficas

Cuba de vidro

Álcool

Areia

Limalha de ferro

Ímã

Funil de separação

Óleo vegetal

CuSO4 (aq)

Erlenmeyer de 250 mL

Filtro

Papel de filtro

2 béqueres de 100 mL

Sistema de destilação

Manta de aquecimento

Procedimento

Parte I - Densidade

a) Adicione aproximadamente 90 mL de água numa proveta. Adicione 3 bolinhas de naftalina na proveta

com água. Observe.

b) Adicione agora, em outra proveta, 70 mL de água, 20 mL de vinagre e 1 colher de bicarbonato de sódio

e 3 bolinhas de naftalina. Observe.

Parte II – Separação de misturas.

a) Use canetas esferográficas e faça marcas bem fortes no papel cromatográfico a aproximadamente 2 cm

de distância da borda do papel. Mergulhe esse papel no béquer contendo álcool de modo que o álcool não

molhe as marcas. Para isso, o álcool deve estar a 1 cm de altura no recipiente. Anote à parte a sequência de

cores usadas. Deixe esse sistema montado e inicie as outras experiências3.

Experimento 1 Densidade e Separação de misturas

2

b) Separe a limalha de ferro da areia usando um imã.

c) Coloque no funil de separação óleo e solução aquosa de sulfato de cobre. Separe a fase aquosa da fase

oleosa.

d) Separe a mistura areia e solução aquosa de sulfato de cobre através da filtração. Guarde o filtrado.

e) Realize a destilação simples do filtrado recolhido. Para isso, adicione a solução no balão do aparelho de

destilação, feche o recipiente com rolha e inicie o aquecimento.

f) Volte ao experimento inicial e observe o que ocorreu.

Interpretação dos resultados:

1- Sabendo que a densidade da naftalina é 1,14 g/mL e a da água é 1,0 g/mL, por que as bolinhas de

naftalina afundam na água?

As bolinhas de naftalina afundam na água porque a densidade da naftalina é maior que a da água.

2- Por que as bolinhas de naftalina realizam um movimento de sobe e desce (elevador de naftalinas)

quando são colocadas numa proveta com a mistura água/vinagre/bicarbonato de sódio?

A explicação para esse fenômeno é que a reação entre o ácido acético presente no vinagre e o

bicarbonato de sódio libera CO2 (CH3COOH(aq) + NaHCO3(aq) → CH3COONa(aq) + H2O(l) + CO2(g)) que se

adere às bolinhas de naftalina. Com isso a densidade dessas bolinhas diminui e elas sobem. Ao chegar à

superfície, o gás é liberado e a bolinha volta a descer.

3- Por que foi possível separar o ferro da areia, usando um imã?

Porque o ferro tem propriedades magnéticas sendo atraído pelo imã.

.

4- No funil de separação, qual fase ficou no fundo? Por quê?

A fase aquosa ficou no fundo pois é a mais densa.

5- Durante a destilação simples, o que foi possível coletar? Por quê?

Foi possível coletar água pura pois nesse método de separação, o líquido (água) foi separado da fase

sólida (sulfato de cobre) por evaporação seguida de condensação.

6- Por que ocorreu a separação dos pigmentos no papel cromatográfico?

Porque, nesse método de separação, os pigmentos que têm alta interação com a celulose migram pouco,

os que têm baixa interação com a celulose migram mais.

Referências Bibliográficas

1 – http://www.soq.com.br/conteudos/ef/misturas/

2 – http://manualdaquimica.uol.com.br//experimentos-quimica/experimento-sobre-densidade-com-

bolinhas-naftalina.htm

3 - TITO, Miragaia Peruzzi e CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do Cotidiano. Volume 1. São

Paulo: Editora Moderna Plus, 2009.

4 – http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/separac.html

http://manualdaquimica.uol.com.br/experimentos-quimica/experimento-sobre-densidade-com-bolinhas-naftalina.htm

http://manualdaquimica.uol.com.br/experimentos-quimica/experimento-sobre-densidade-com-bolinhas-naftalina.htm

http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/separac.html

Experimento 2 Estrutura atômica: Teste da chama e Luminescência

3

A configuração eletrônica normal de átomos ou íons de um elemento é conhecida como estado

fundamental. Neste estado mais estável, todos os elétrons estão nos níveis de energia mais baixos

disponíveis. Quando os elétrons absorvem energia eles se movem para os estados excitados. Esta

configuração é instável e os elétrons voltam ao seu estado fundamental liberando a energia na forma de luz.

Nesse experimento usaremos três técnicas de excitação dos elétrons: a chama, a irradiação UV e uma reação

química.

Os testes de chama têm importância histórica porque foram usados na detecção de certos elementos

em amostras de minerais. Atualmente há técnicas bem mais modernas com maior precisão e sensibilidade.

Alguns materiais, quando absorvem radiação ultravioleta ou outras formas de radiação, emitem de

volta luz visível. Esse fenômeno é chamado de luminescência. Quando o fenômeno ocorre após a incidência

da radiação ultravioleta, é chamado de fluorescência; mas se a emissão demorar segundos ou horas, temos

a fosforescência. Quando a emissão ocorre após uma reação química que libera energia sob a forma de luz,

temos a quimiluminescência1.

Materiais

Bico de Bunsen ou lamparina a álcool

Fio de níquel-cromo extraído de uma resistência

de chuveiro elétrico

Sais diversos: LiCl, NaCl, KCl, CaCl2, SrCl2, BaCl2,

CuSO4,

Solução de HCl a 0,1 mol.L-1

Acetato de etila ou removedor de esmaltes

Solução de HCl a 1 mol.L-1

Água tônica

Ovo de galinha de casca marrom

Comprimido de vitaminas do complexo B

Almofariz e pistilo ou amassador para caipirinha

Filtro de papel

Béqueres de 250 mL

Lâmpada de luz negra de 28 W inserida em uma

caixa de madeira

Procedimento

PARTE 1 – TESTE DE CHAMA2

1 - Mergulhe o fio de níquel-cromo na solução de HCl a 0,1 mol.L-1 e a seguir em água destilada para limpá-

lo bem.

2 - Pegue um pouco de um dos sais com a ponta do fio e coloque-a na chama. Observe a coloração da mesma

e anote.

3 - Limpe o fio novamente conforme descrito no item 1 e repita o procedimento para todos os sais.

PARTE II – LUMINESCÊNCIA

Coloque no compartimento contendo a luz negra as seguintes amostras3:

1 – Béquer com cascas do ovo contendo acetato de etila e solução de HCl a 1 mol.L-1

2 – Béquer contendo água tônica

3 – Béquer contendo comprimidos de vitamina B triturados e dissolvidos em água

4 – Béquer contendo o líquido extraído das “pulseiras de neon”.


4

Observe a coloração de cada amostra com a luz negra apagada e anote. A seguir, acenda a luz negra, veja o

que acontece e anote. Evite olhar diretamente para a lâmpada, pois a radiação UVA pode causar danos à

retina.

Interpretação dos resultados

1– Por que as cores observadas são diferentes para cada elemento?

Segundo o modelo de Bohr, quando os átomos de um elemento são colocados na chama, o calor excita

os elétrons, isto é, faz com que passem para níveis de maior energia. Ao voltarem aos níveis iniciais, liberam

energia na forma de luz. Cada elemento é formado por um átomo diferente, que possuem órbitas com níveis

de energia diferentes. A luz liberada em cada caso será em um comprimento de onda também diferente, o

que corresponde a cada cor. A tabela abaixo relaciona a cor observada com alguns elementos.

Elemento químico Cor

Lítio Vermelho

Sódio Amarelo

Potássio Violeta

Cálcio Laranja

Estrôncio Vermelho

Bário Verde

Ferro Laranja dourado

Cobre Verde

Cobalto Azul

Magnésio Branco brilhante

Manganês Verde amarelado

2 – Quais as substâncias químicas responsáveis pela fluorescência em cada uma das amostras contidas nos

béqueres de 1 a 3?

A cor marrom dos ovos deve-se à presença da protoporfirina IX, responsável pelo transporte de oxigênio.

O HCl foi adicionado ao ovo para dissolver a casca e liberar essa substância para o solvente acetato de etila.

A água tônica possuiu como ingrediente ativo a quinina, que é um alcaloide fluorescente, acrescentado

à bebida sob a forma de sulfato de quinino.

A vitamina B2 presente nos comprimidos de vitamina B é a responsável pela fluorescência.

3 – Por que a amostra contida no béquer 4 brilha mesmo quando a luz negra está apagada?

As pulseiras de neon são compostas por uma ampola de vidro cheia de Peróxido de Hidrogênio (H2O2),

envolta por um bastão de plástico contendo Éster de Fenil Oxalato. Quando a pulseirinha é dobrada você

está quebrando a ampola de vidro e misturando as duas soluções. Quando o Éster de Fenil Oxalato entra

em contato com a Água Oxigenada (H2O2) ele começa a oxidar e a emitir luz num processo

de Quimioluminescência, onde se emite luz sem se emitir calor 4. Por isso, essa foi a única amostra a emitir

luz mesmo com a luz negra apagada, porque a luz foi proveniente de uma reação química.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Quimioluminesc%C3%AAncia


5

Curiosidade

No século X os chineses criaram os fogos de artifício, que quando explodem, emitem uma luz de coloração

branca. Ao acrescentar diferentes sais na sua composição são obtidas as diversas cores que pintam os céus

e fornecem um espetáculo maravilhoso2.


1- TITO, Miragaia Peruzzi e CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do Cotidiano. Volume 1. São


2 - http://manualdaquimica.uol.com.br/experimentos-quimica/teste-chama.htm

3- Ana Luiza Petillo Nery e Carmen Fernandez. Fluorescência e Estrutura Atômica: Experimentos Simples

para Abordar o Tema. Química Nova na Escola, no 19, maio 2004. Acesso web:

qnesc.sbq.org.br/online/qnesc19/19-a12.pdf

4- http://quimicoestudante.blogspot.com.br/2013/09/pulseiras-de-neon.html

http://manualdaquimica.uol.com.br/experimentos-quimica/teste-chama.htm

Experimento 3 Soluções aquosas: condutividade elétrica, ácidos e bases de Arrhenius e escala de pH

6

Para que um material conduza a corrente elétrica, ele deve apresentar cargas elétricas livres para se

movimentarem. Assim, algumas soluções conduzem a corrente elétrica e outras não. Por exemplo, quando

o NaCl é dissolvido em água, os íons presentes no seu retículo cristalino são separados (dissociação iônica)

resultando numa solução contendo íons livres, que conduz a corrente elétrica. Entretanto, quando

dissolvemos açúcar em água, as moléculas desse composto apenas são separadas resultando numa solução

sem íons livres e que portanto, não conduz a corrente elétrica. Mas existem certas substâncias moleculares,

(ex. HCl), que ao se dissolverem em água, produzem íons (ionização) resultando numa solução chamada de

solução eletrolítica que conduz a corrente elétrica1. Nesse experimento verificaremos a condução ou não

da corrente elétrica através do acendimento de uma lâmpada.

Na definição de Arrhenius, ácidos são substâncias que, ao se dissolverem em água liberam H+ (ou

H3O+) como único cátion. Bases, ao se dissolverem em água, liberam OH- como único ânion. Nesse

experimento, identificaremos o caráter ácido ou básico de algumas amostras através do uso de indicadores

ácido-base. O grau de acidez ou de basicidade (alcalinidade) de uma solução pode ser expresso por meio de

uma escala de pH. Uma solução neutra tem pH = 7, uma solução ácida tem pH < 7 e uma solução básica tem

pH > 7.

Materiais

Carregador de celular acoplado a um circuito para

acender um led


Indicador universal de pH (solução)

Suco de limão

Vinagre

Café

Leite

Água destilada

Leite de magnésia

Água sanitária

Sacarose (C12H22O11) - açúcar

NaCl – sal de cozinha

Procedimento

Parte I – Condutividade de soluções aquosas:

- Prepare 7 béqueres contendo os materiais descritos na tabela abaixo. Lembre-se: o símbolo (s) indica que

o material está no estado sólido e o símbolo (aq) indica que se trata de uma solução aquosa.

- Coloque um béquer de cada vez em contato com os fios (conforme esquema a seguir) e observe se a

lâmpada irá acender ou não. Complete a tabela respondendo sim ou não.

material Conduz a corrente elétrica?

NaCl (s)

Sacarose (s)

Água da torneira

Água destilada

NaCl (aq)

Sacarose (aq)

vinagre


7

Parte II – Identificação do caráter ácido, básico ou neutro de alguns produtos do cotidiano:

Nessa parte, usaremos a solução do indicador universal para identificar os produtos que são ácidos,

básicos ou neutros. Para isso, basta adicionar algumas gotas do indicador nas amostras, anotar a cor e

comparar com a figura a seguir para preencher a tabela:

Amostra Suco de limão

café Água destilada

Água da torneira

Vinagre Leite Leite de magnésia

Água sanitária

NaCl (aq)

cor

Classificação

Obs.: Você pode substituir a solução de indicador universal pelo extrato do repolho roxo. Esse extrato é

obtido submetendo-se suas folhas picadas à água fervente por cerca de 5 minutos. Tal extrato é

vermelho/róseo em meio ácido, roxo em meio neutro e verde/amarelo em meio básico1.

Curiosidades

1- Os indicadores ácido-base normalmente são constituídos de um ácido fraco ou uma base fraca que entra

em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente. O ácido fraco possui uma cor,

enquanto sua base conjugada possui outra, conforme mostrado a seguir. O mesmo ocorre com a base

fraca e seu ácido conjugado, ou seja, cada um possui uma cor:

Indicador ácido + H2O H3O+ + Base conjugada

(cor A) (cor B)

A tabela a seguir mostra alguns indicadores ácido-base bem como o intervalo de pH da mudança de cor2,3:


8

Indicador Intervalo de pH de mudança de cor Mudança de cor

Violeta de metila 0,0 – 1,6 Amarelo para azul-púrpura

Azul de timol (meio ácido) 1,2 – 2,8 Vermelho para amarelo

Azul de bromofenol 3,0 – 4,6 Amarelo para violeta

Alaranjado de metila 3,1 – 4,4 Vermelho para amarelo

Azul de bromotimol 6,0 – 7,6 Amarelo para azul

Vermelho de metila 4,4 – 6,2 Vermelho para amarelo

Vermelho de fenol 6,6 – 8,0 Amarelo para vermelho

Fenolftaleína 8,0 – 9,8 Incolor para rosa-carmim

Azul de timol (meio básico) 8,0 – 9,6 Amarelo para azul

Timolftaleína 9,4 – 10,6 Incolor para azul

Amarelo de alizarina R 10,1 – 12,0 Amarelo para vermelho

Carmim de índigo 11,4 – 13,0 Azul para amarelo

2 - A solução de indicador universal que você utilizou foi preparada da seguinte forma4:

- 75 mL de Etanol

- 5 mg de Azul de timol

- 25 mg de Vermelho de metila

- 60 mg de Azul de bromotimol

- 60 mg de Fenolftaleína

- Água destilada ou deionizada para completar 100 mL

- Gotas de Hidróxido de sódio a 0,01 mol.L−1 até a obtenção de uma tonalidade verde

3 - Sangue do diabo1

O hidróxido de amônio (NH4OH) é uma base fraca que foi usada no passado para fazer o “sangue do

diabo”: um líquido róseo que, ao ser borrifado sobre um tecido branco, perde rapidamente sua cor. Esse

líquido era preparado adicionando-se fenolftaleína a uma solução aquosa diluída de hidróxido de amônio.

Por ser uma solução básica, a fenolftaleína deixa a solução rósea. Ao ser borrifado no tecido, a amônia sai

na forma de gás e o meio passa a ficar neutro, o que faz a fenolftaleína voltar a ficar incolor:

NH4OH(aq) NH3(g) + H2O(l)


Parte I – Condutividade de soluções aquosas:

Quais materiais conduzem a corrente elétrica? Por que?

a) Conduzem a corrente elétrica:

- O NaCl (aq) pois possui íons dissolvidos em solução (Na+ e Cl-)

- O vinagre e o suco de limão pois contêm ácidos fracos (ácido acético, C2H4O2 e ácido cítrico, C6H8O7,

respectivamente) que se dissociam em íons.

- A água da torneira conduz eletricidade pois contém vários íons dissolvidos (F-, Cl-, Ca2+, Mg2+, Na+).

b) Não conduzem a corrente elétrica:

- Água destilada. A água é uma substância molecular e, como a água destilada é purificada, não deve

apresentar íons dissolvidos.


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- NaCl (s) é um sólido iônico cuja estrutura cristalina apresenta os íons Na+ e Cl- fortemente ligados e não

estão livres para conduzir a corrente elétrica.

- Sacarose (s) é um composto molecular (C12H22O11), não apresenta íons, e a sacarose (aq) é uma solução

molecular e as moléculas desse composto apenas são separadas resultando numa solução sem íons livres e,

portanto, não conduz a corrente elétrica.

Parte II – Identificação do caráter ácido, básico ou neutro de alguns produtos do cotidiano:

Quais produtos analisados são classificados como ácidos, básicos ou neutros? Por quê?

- Básicos: leite de magnésia e água sanitária. O leite de magnésia é obtido pela dispersão de hidróxido de

magnésio (Mg(OH)2) em água e a água sanitária é uma solução aquosa à base de hipoclorito de sódio (NaClO).

O íon ClO- hidrolisa-se em água tornando o meio básico (ClO- + H2O HClO + OH-).

- Ácidos: suco de limão, vinagre e café. O suco de limão contém o ácido cítrico (C6H8O7), o vinagre o ácido

acético (C2H4O2) e o café o ácido clorogênico (C16H18O9) que são ácidos fracos.

- Neutro: água destilada e NaCl (aq). A água destilada é purificada e não deve apresentar outra substância

além de H2O. No entanto, pode ser ligeiramente ácida se tiver CO2 (dióxido de carbono ou gás carbônico)

dissolvido, pois o CO2 é um óxido ácido que produz ácido em contato com a água (H2CO3). O mesmo ocorre

com NaCl (aq), obtido da dissolução do NaCl (s) em água destilada.

- Ligeiramente básico: água da torneira. Água da torneira contém minerais alcalinos como cálcio e magnésio.

- Ligeiramente ácido: leite. As substâncias presentes são fosfatos e citratos (minerais), caseína e albumina

(proteínas) e gás carbônico dissolvido.


1 TITO, Miragaia Peruzzi e CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do Cotidiano. Volume 1. São


2 http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/indicadores-acido-base.htm

3 http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/acidbase/indicators.shtml

4 Foster, Laurence S. and Irving J. Gruntfest, "Demonstration Experiments Using Universal Indicators", J.

Chem. Ed., 14, 274 (1937)

http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/indicadores-acido-base.htm

Experimento 4 Dispersões e Propriedades Coligativas

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As dispersões químicas1, isto é, as misturas de um soluto em um solvente, podem ser classificadas

como: soluções, suspensões e coloides (ou dispersão coloidal). O que difere de uma para a outra é o

tamanho das partículas dispersas. As partículas do soluto dispersas em uma solução são iguais ou menores

que 1 nm, por isso, são misturas homogêneas e mesmo olhando em um microscópio só podemos ver uma

fase. Além disso, essa mistura não pode ser separada por meio de métodos físicos, como a filtração, pois

suas partículas não são retidas por um filtro e nem por uma membrana semipermeável. Um exemplo de

solução é a água com sal.

As suspensões são soluções heterogêneas, dessa forma, ao misturarmos o soluto no solvente, as

partículas do soluto ficam em suspensão por um pouco e logo tempo depois se depositam no fundo do

recipiente. Suas partículas possuem o tamanho maior que 1000 nm e são facilmente separadas por

técnicas físicas. Um exemplo de suspensão é a mistura areia com água e o leite de magnésia.

As dispersões coloidais são aquelas que a olho nu parecem ser homogêneas, mas que ao

microscópio percebemos que são na verdade heterogêneas. Suas partículas ficam suspensas na solução,

não se depositam no fundo pela ação da gravidade e seu tamanho fica entre 1 nm e 1000 nm. A sua

separação se dá por meio de uma membrana semipermeável. Exemplos: gelatina, sangue, leite, sorvete.

Mas, uma característica que distingue bem esses três tipos de dispersões é o seu efeito sob ação de

um feixe de luz. As soluções são transparentes, as suspensões são opacas e nos coloides ocorre o chamado

efeito Tyndall2 que é o fenômeno do espalhamento da luz por uma dispersão coloidal. Isso acontece

porque as partículas são pequenas o suficiente para dar ao coloide uma aparência homogênea, mas são

grandes o suficiente para espalhar a luz. Sob o efeito da luz as soluções são transparentes, as suspensões

são turvas e as dispersões coloidais espalham a luz.

Existem quatro propriedades das soluções que dependem da quantidade de partículas de soluto

dissolvidas em uma certa quantidade de solvente, mas não da natureza dessas partículas dissolvidas. Elas

são conhecidas como propriedades coligativas e são: abaixamento da pressão de vapor, aumento da

temperatura de ebulição, abaixamento da temperatura de solidificação e pressão osmótica.

A utilização do sal NaCl nas ruas cobertas de gelo é uma aplicação da propriedade coligativa de

redução do ponto de congelamento das soluções (abaixamento crioscópico). O ponto de congelamento da

água pode ser diminuído a uma temperatura tão baixa como -21 oC. A adição do sal sólido ao gelo resulta

na dissolução do sal em uma pequena quantidade de água liberada do gelo. Então o gelo se funde e por

isso o NaCl é usado para remover o gelo das ruas das cidades. Outra aplicação é no setor automobilístico3:

o motor de um carro aquece muito - afinal, a combustão é a base do seu funcionamento. Para remover o

excesso de calor, o motor de um carro é resfriado por um líquido que circula continuamente, o líquido de

arrefecimento. Esse líquido pode ser água pura, mas há vantagem em utilizar aditivos que modificam as

propriedades dessa água. Isso porque a água pura congela normalmente a 0o C e ferve a 100o C, mas a água

com aditivos apresenta temperatura de congelamento mais baixa e de ebulição mais alta. A adição de 50%

de etileno glicol à água de arrefecimento faz com que a temperatura de congelamento seja inferior a -33o C

e a de ebulição, superior a 163o C!

A osmose1 é o fluxo efetivo de solvente através de uma membrana permeável apenas ao solvente.

Esse fluxo ocorre espontaneamente do meio menos concentrado para o meio mais concentrado.


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Materiais

4 béqueres de 250 mL;

Laser;

Amido de milho;

NaCl ou sal de cozinha;

Gelatina sem sabor;

Água;

Anteparo preto


gelo

termômetro

Frasco de boca larga.

Solução saturada de silicato de

sódio

CoCl2, CuSO4, FeCl3, CaCl2,

NiSO4, MnCl2

Procedimento

PARTE I – Classificação das dispersões químicas

Prepare três soluções diferentes em cada um dos três béqueres. No primeiro, coloque 200 mL de

água morna, dissolva uma colher de gelatina sem sabor e deixe atingir a temperatura ambiente. No

segundo, misture 200 mL de água em temperatura ambiente com uma colher de sal. E no terceiro, misture

200 mL de água em temperatura ambiente com uma colher de amido.

Coloque o anteparo preto em pé sobre um apoio. Posicione os béqueres um na frente do outro e

mire com o laser, acendendo o feixe e fazendo a luz atravessar as soluções até chegar ao anteparo.

Observe o que ocorre e anote se a dispersão estudada é solução, coloide ou suspensão

1 – gelatina dissolvida = __________ 2 – água com sal = __________ 3 – água com amido = _________

Parte II – Abaixamento crioscópico

Adicione gelo num béquer de 100 mL de modo a preencher metade do volume. Adicione 25 mL de

água destilada ao béquer. Use um termômetro e meça a temperatura mais baixa que essa mistura atingiu e

anote. Essa será a temperatura de congelamento da água pura. Temp. = ___________________

Adicione uma espátula de NaCl ao béquer contendo água e gelo. Coloque o termômetro na mistura.

Cuidadosamente, misture com um bastão de vidro até que o gelo flutuante no béquer forme uma fina

camada cobrindo mais da metade da superfície. Neste ponto, leia a temperatura no termômetro sem

retirá-lo da mistura. A temperatura deste ponto é o ponto de congelamento da solução.

Temp.=_____________

Repita o procedimento até que a temperatura não se altere mais e anote o valor dessa

temperatura. Temp. = ___________________

Parte III – Jardim de silicatos (osmose)4

Encha um béquer de 250 mL com a solução de silicato de sódio. Adicione os maiores cristais de cada

um dos sais (pode substituir o sal por outro que tenha o mesmo cátion) e observe.


PARTE I – Classificação das dispersões químicas

Como são classificadas as dispersões analisadas?

Gelatina dissolvida: dispersão coloidal pois espalha a luz (efeito Tyndall).

Água com sal: solução pois sob o efeito da luz é transparente.

Água com amido: suspensão pois sob o efeito da luz é turva.


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Parte II – Abaixamento crioscópico5

Por que há o abaixamento da temperatura de congelamento da água com a adição de sal?

As propriedades coligativas podem ser explicadas pelo efeito entrópico: um líquido puro tem uma estrutura

ordenada e a presença de soluto aumenta a desordem da fase condensada. Assim, a maior desordem da

solução se opõe à tendência ao congelamento, sendo preciso atingir uma temperatura mais baixa para se

conseguir atingir o equilíbrio entre sólido e solução, portanto, a temperatura de congelamento da solução é

mais baixa.

Parte III – Jardim de silicatos (osmose)4

Como se explica a formação do “Jardim de Silicatos”?

O silicato irá reagir com cada um dos íons metálicos formando um precipitado gelatinoso que se forma

inicialmente ao redor dos cristais funcionando como uma membrana semi-permeável. A concentração do

sal dentro da membrana é maior do que do lado de fora. Desta forma a água tende a entrar na membrana

para igualar as concentrações rompendo a mesma (osmose). O silicato de sódio novamente reage repetindo

todo o processo.


1. http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/classificacao-das-dispersoes-quimicas-

pelo-efeito-tyndall.htm

2. TITO, Miragaia Peruzzi e CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do Cotidiano. Volume 1. São


3. http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/anticongelantes-liquidos-de-arrefecimento-e-

aditivos.htm

4. http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/jardim-silicatos.htm

5 ATKINS, P.W. Físico-Química. Volume 1. 8ª edição. Rio de Janeiro. LTC Editora, 2008.

http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/anticongelantes-liquidos-de-arrefecimento-e-aditivos.htm

http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/anticongelantes-liquidos-de-arrefecimento-e-aditivos.htm

http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/jardim-silicatos.htm

Experimento 5 Evidências de reações químicas

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Uma reação química é uma transformação onde novas substâncias são formadas a partir de outras.

Para saber se houve uma reação química, precisamos comparar as propriedades das substâncias presentes

no sistema, no estado inicial e final 1. Geralmente, a ocorrência de reações químicas pode ser verificada

através das seguintes evidências:

- Liberação ou absorção de calor

- Mudança de coloração

- Produção de cheiro

- Formação de um precipitado

- Liberação de gás

Materiais

tubos de ensaio

Recipiente com tampa

Fios de cobre conectados a

grafite

Fonte de tensão

balança

CaO (ou cal virgem)

Água

KMnO4 a 0,005 mol.L- 1

H2O2 a 30%

Vinagre

Zn(NO3)2 a 0,5 mol.L-1

NaOH a 0,5 mol.L-1

CuSO4 a 0,5 mol.L-1

NaOH a 0,25 mol.L-1 (para a

eletrólise)

Procedimento

No tubo de ensaio no 1 adicione um pouco de água e a seguir, uma espátula de CaO. Perceba a

alteração da temperatura.

No tubo de ensaio no 2 adicione um pouco da solução de KMnO4 e observe a coloração desta solução.

A seguir adicione um pouco de peróxido de hidrogênio e observe. A seguir adicione um pouco de vinagre e

observe.2

No tubo de ensaio no 3 adicione um pouco da solução de Zn(NO3)2. Adicione a seguir, um pouco de

solução de NaOH e observe.

No tubo de ensaio no 4 adicione um pouco de solução de NaOH e coloque-o dentro de um recipiente.

Adicione também, nesse recipiente, mas sem deixar que entre em contato com o NaOH um pouco de solução

de CuSO4. Tampe o conjunto e determine sua massa. A seguir, vire o conjunto de cabeça para baixo de modo

que as duas soluções entrem em contato. Observe o que aconteceu e pese novamente a massa desse

conjunto.

Para a eletrólise da água, coloque solução

de NaOH a 0,25 mol.L-1 em um recipiente até ¾

do seu volume. Coloque também solução de NaOH

a 0,25 mol.L-1 em dois tubos de ensaio até a

borda. Tampe cada um dos tubos com a rolha que

contém um furo e um eletrodo de grafite. Inverta

os tubos no recipiente que contém a solução

conforme o esquema a seguir. Ligue a fonte de

tensão à rede elétrica e observe se há liberação de

gás e se a quantidade de gás nos dois tubos é a

mesma ou não.

http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/

eletrolise-agua.htm


14


1- Por que o tubo de ensaio no 1 esquentou?

O tubo de ensaio no 1 esquentou porque a reação entre cal virgem e água é exotérmica, ou seja, libera calor.

Reação:

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + calor

2- O que se observou no tubo de ensaio no 2?

Inicialmente, observou-se que a solução de KMnO4 tem coloração violeta. Com a adição de água oxigenada

(H2O2), no tubo de ensaio no 3, a solução tornou-se marrom houve a formação de bolhas. Isso ocorre porque

ânion MnO4- reage com H2O2 e há produção de oxigênio e de Mn(IV) que é marrom. Com a adição de vinagre,

observou-se a perda da coloração da solução. Isso ocorre porque houve redução do Mn(IV) para Mn(II) que

é incolor. Reações envolvidas:

2MnO4-(aq) + 3H2O2(aq) → 3O2(g) + 2H2O(l) + 2MnO2(s) + 2OH-(aq)

2MnO2(aq) + 8H+(aq) → 2Mn2+(aq) + 4H2O(l)

3- O que se observou no tubo de ensaio no 3?

No tubo de ensaio no 3 observou-se a formação de um depósito branco no fundo do tubo de ensaio. Isso

ocorre porque houve formação de um precipitado de Zn(OH)2, segundo a reação:

Zn(NO3)2 (aq) + 2 NaOH(aq) → 2 NaNO3(aq) + Zn(OH)2(s)

4- Qual foi o precipitado formado no tubo de ensaio no 4? O que se pode afirmar sobre a massa do conjunto

antes e após a reação?

No tubo de ensaio no 4 houve formação do precipitado Cu(OH)2, segundo a reação abaixo. Como o sistema

estava fechado, a massa foi a mesma antes e após a reação química. Esta é a chamada Lei de Lavoisier ou Lei

da Conservação das Massas: CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s)

5- No que consiste a eletrólise da água?

A eletrólise da água consiste na decomposição da mesma em hidrogênio e oxigênio através da aplicação de

uma diferença de potencial entre 2 eletrodos.

6- Por que foi usada uma solução de NaOH para a eletrólise da água?

Com a água pura não é possível fazer a eletrólise, porque ela é isolante. Então, foi usada uma solução

eletrolítica como, por exemplo, a solução de NaOH, para tornar a água condutora.

7- Durante a eletrólise, observou-se a liberação de gases? E, na mesma quantidade?

Observou-se a liberação de gases nos 2 tubos, sendo que, em um tubo, houve maior liberação de gás.

Na eletrólise da água, ocorreu a reação abaixo:

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g).

Como o volume de gás hidrogênio produzido é o dobro do volume de oxigênio, fica fácil entender porque a

quantidade de gás produzida num tubo é praticamente o dobro da quantidade produzida no outro tubo.


15

Curiosidade: No experimento de eletrólise foi utilizado um carregador de celular antigo como fonte de

tensão uma vez que ele converte a tensão da rede elétrica alternada de 60 Hz (100 a 240V A.C) para 12 V

C.C. cuja corrente máxima é de 1A.


1 - TITO, Miragaia Peruzzi e CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do Cotidiano. Volume 1. São


2 - Transformações químicas – manual do mundo -

https://www.youtube.com/watch?v=OpO7541XQwo&nohtml5=False

https://www.youtube.com/watch?v=OpO7541XQwo&nohtml5=False

Experimento 6 Reações de Oxirredução

16

As reações químicas em que há transferência de elétrons são as reações de oxirredução, também

denominadas oxi-red ou redox. Nelas, oxidação (perda de elétrons) e redução (recebimento de elétrons)

ocorrem simultaneamente. A oxidação é indicada pelo aumento algébrico do número de oxidação e a

redução é indicada pela diminuição algébrica do número de oxidação1. Ex.:

n (s) = sofreu oxidação, logo é o agente redutor

H+ (aq) = sofreu redução, logo é o agente

oxidante

Mas, nem todos os metais são oxidados em meio ácido. Por exemplo:

Cu (s) + 2H+ (aq) não ocorre reação química

Isso acontece porque os diferentes metais têm diferentes tendências de sofrer oxidação, conforme

pode ser visto na tabela a seguir. Note que a tendência do zinco sofrer oxidação é bem maior que a do

cobre.

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H+ Cu Ag Hg Pt Au

Um exemplo de reação redox é a que ocorre em um tipo de bafômetro que contém uma solução

ácida de dicromato de potássio. Se houver etanol no ar expirado pelo motorista, haverá a oxidação desse

álcool a aldeído e a redução do Cromo VI (alaranjado) a cromo III (verde).

Materiais


Cu(NO3)2 0,1 mol.L-1

Zn(NO3)2 0,1 mol.L-1

HCl 3 mol.L-1

Zinco (ou clipes)

Ferro (prego)

Cobre

K2Cr2O7 0,1 mol.L-1

H2SO4 5 mol.L-1

Canudos plásticos descartáveis

Vidraria do bafômetro

Parte I – Observação da reatividade de alguns metais

Numere 3 béqueres de 1 a 3 e coloque em cada um deles 50 mL das seguintes soluções: Cu(NO3)2,

Zn(NO3)2 e HCl.


17

Mergulhe em cada um deles um fio de cobre e observe. Marque o resultado na tabela a seguir,

onde um X indica que houve reação e um traço indica que não houve reação.

Retire o metal, lave-o, enxugue-o e guarde-o.

Repita o procedimento para o ferro e depois para o zinco

Compare suas anotações com a série de reatividade fornecida no roteiro.

Cu Fe Zn

Cu(NO3)2

Zn(NO3)2

HCl

Parte II – Bafômetro1,2

Para simular o conjunto ébrio-bafômetro, você usará o arranjo experimental mostrado a seguir.

Para isso, adicione 1,0 mL da solução de dicromato no tubo de ensaio e acrescente mais 1,0 mL da

solução de ácido sulfúrico. Coloque aproximadamente 50,0 mL de etanol no erlenmeyer. Certifique-se de

que o sistema está bem tampado. Adapte um canudinho plástico conforme indicado na figura e assopre.

Observe a mudança de coloração.


Parte I – Observação da reatividade de alguns metais

1-Pelas anotações na tabela, quais metais são mais reativos?

Cu Fe Zn

Cu(NO3)2 - x x

Zn(NO3)2 - - -

HCl - x x

Os metais ferro e zinco são mais reativos que o cobre.

2- Comparando os resultados com a série de reatividade fornecida no roteiro, qual é a ordem crescente

da capacidade redutora dos metais, ou seja, a sequência de reatividade dos metais?

Zn (s) > Fe (s) > Cu (s)


18

3- Pelas anotações, coloque em ordem crescente a força dos agentes oxidantes: Cu2+ (aq) e Zn2+(aq).

Cu2+ (aq) > Zn2+ (aq).

4- Pela série de reatividade fornecida no roteiro, em que posição ficaria o H+ (aq) na sequência

apresentada na resposta nº 3?

Cu2+ (aq) > H+ (aq) > Zn2+ (aq).

Parte II – Bafômetro1,2

1-O que indica a mudança de coloração observada no bafômetro?

Indica que ocorreu reação química devido à presença de vapores de etanol (álcool).

2-Quais são as mudanças de coloração observadas na solução? Por quê?

Há mudança de cor da solução de alaranjado, para marrom e depois para verde e talvez para azul. Isso

acontece porque o sopro faz com que vapores de álcool sejam borbulhados para a solução ácida de

dicromato, provocando uma mudança de coloração devido à seguinte reação redox:

Equação completa: +6 -2 +3 -1

K2Cr2O7(aq) + 4H2SO4(aq) + 3C2H6O(g) → Cr2(SO4)3(aq) + 7H2O(l) + 3C2H4O(g) + K2SO4(aq)

redução

oxidação

Equação na forma iônica:

Cr2O72-(aq) + 8H+(aq) + 3CH3CH2OH(g) → 2Cr3+(aq) + 3CH3CHO(g) +7H2O(l)

Alaranjado verde

Obs.: Se a solução ficar azul, é porque o cromo foi posteriormente reduzido a Cr(II) e o aldeído foi oxidado

a ácido acético.


1- TITO, Miragaia Peruzzi e CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do Cotidiano. Volume 1. São


2- http://www.qnesc.sbq.org.br/online/qnesc05/quimsoc.pdf

Experimento 7 Células eletroquímicas galvânicas e eletrolíticas

19

A Eletroquímica é a parte da Química que estuda a relação entre a corrente elétrica e as reações

químicas de transferência de elétrons (reações de oxidrredução). Há dois tipos de células eletroquímicas:

(i) as células voltaicas ou galvânicas (pilhas, acumuladores e baterias), nas quais a energia elétrica é

produzida a partir de reações espontâneas de oxirredução e

(ii) as células eletrolíticas, que utilizam energia elétrica para produzir reações redox1.

Uma célula galvânica ou voltaica é um dispositivo no qual a ocorrência de uma reação espontânea de

oxirredução permite a geração de corrente elétrica. Como a primeira célula galvânica, construída pelo

cientista italiano Alessandro Volta, era uma pilha de discos metálicos intercalados, uma célula galvânica

também costuma ser denominada pilha. As pilhas atuais não têm mais o aspecto de pilha mas mantêm esse

nome. O termo bateria, por sua vez, é reservado para a associação de duas ou mais pilhas1.

Para que se consiga gerar eletricidade a partir da energia liberada numa reação espontânea de

oxirredução, deve-se evitar a transferência direta de elétrons do agente redutor para o agente oxidante. Para

tanto, eles devem ser confinados em recipientes separados (semicélulas) ou devem ter suas mobilidades

restringidas, o que pode ser obtido por misturas com fases (líquidas ou sólidas) nas quais a difusão é lenta.

Assim, os elétrons gerados na semi-reação de oxidação devem passar através de um condutor metálico antes

de promoverem a semi-reação de redução.

Uma das células galvânicas que merece destaque, é a pilha de Daniell, construída pelo cientista inglês

John Daniell em 1836, numa época em que a expansão dos telégrafos com fio exigia fontes de corrente

elétrica para uso nesse meio de comunicação1. A figura a seguir, esquematiza a montagem e o

funcionamento dessa pilha2.

Se, ao invés da lâmpada, fosse inserido um voltímetro, poderíamos medir a diferença de potencial

entre as semicélulas Zn/Zn2+ e Cu/Cu2+. Mas como comparar diversas semicélulas? Para isso, foi

convencionado que o eletrodo padrão de hidrogênio teria potencial igual a zero volts. Usando-o como ânodo,

foi possível montar a tabela de potenciais padrão de redução que está parcialmente reproduzida a seguir3:

Semi-reação Eo (V)

MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O(l) + 1,51

Ag+(aq) + e- Ag(s) + 0,80

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) + 0,34

2H+(aq) + 2e- H2(g) 0,00

Pb2+(aq) + 2e- Pb(s) - 0,13

Sn2+(aq) + 2e- Sn(s) - 0,14

Cd2+(aq) + 2e- Cd(s) - 0,40

Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) - 076

Mg2+(aq) + 2e- Mg(s) - 2,37


20

Assim, esperamos que a diferença de potencial (ΔEo) medida na pilha de Daniell seja próxima de:

+0,34V -(-0,76V) = +1,10V. (ΔEo = ΔEo(cátodo) - ΔEo

(ânodo))

Uma eletrólise é uma reação de oxirredução causada pela passagem de corrente elétrica. Ela pode

ser ígnea, quando o composto iônico está fundido, ou aquosa, quando o composto iônico está dissolvido em

água. Em ambos os casos, os cátions são atraídos para o polo negativo e sofrem redução. Os ânions são

atraídos para o polo positivo e sofrem oxidação.

Cuidado com a semelhança e a diferença da nomenclatura para células galvânicas e eletrolíticas:

Pilha Ânodo Oxidação Polo negativo

Cátodo Redução Polo positivo

Eletrólise Ânodo Oxidação Polo positivo

Cátodo Redução Polo negativo

Numa eletrólise aquosa, há uma competição entre água e os íons do eletrólito. Para prever o produto

de uma eletrólise usando eletrodos inertes (platina ou grafite), devemos consultar a tabela de facilidade de

descarga em eletrólise aquosa1:

No cátodo, polo negativo

Zn2+, Fe2+, Cr3+, Ni2+, Cu2+, Ag+ H+ K+, Na+, Ca2+, Ba2+, Al3+

No ânodo, polo positivo

Cl-, Br-, I- OH- F-, SO42-, NO3

-, PO43-

Maior tendência Menor tendência

Consultando a tabela acima, podemos prever que na eletrólise de uma solução aquosa de NiCl2

haverá formação de Ni(s) e de Cl2(g) mas na eletrólise de uma solução aquosa de Na2SO4 haverá formação

de H2(g) e de O2(g). As reações da água que devem ser consideradas são4:

a) H+ 2H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq) em meio neutro ou

2H+(aq) + 2e- H2(g) em meio ácido

b) OH- H2O(l) ½O2(g) + 2H+(aq) + 2e- em meio neutro ou

4OH-(aq) O2(g) + 2H2O(l) + 4e- em meio básico

Materiais


tubo em U

algodão

lixas

LED

Multímetro

Cabos jacaré-banana

1 Placa de cobre

2 Bastões de zinco

3 Bastões de grafite

solução saturada de KCl

ZnSO4 0,5 mol.L-1

CuSO4 0,5 mol.L-1

KMnO4 0,10 mol.L-1 acidulada

com H2SO4 2,0 mol.L-1 na

proporção 4:1

Tubo de vidro em U

KI 0,05 mol.L-1

Solução de amido

Fenolftaleína

Fonte de tensão (carregador de

celular adaptado)


21

Procedimento

I – Construção da pilha de Daniell

- Prepare a ponte salina, preenchendo um tubo em forma de “U” com a solução de cloreto de potássio.

Tampe as extremidades do tubo com pedaços de algodão embebidos na mesma solução. Tome cuidado para

que não se formem bolhas de ar no interior do tubo.

- Coloque 50 mL de solução de sulfato de zinco num béquer.

- Num outro béquer, coloque 50 mL de solução de sulfato de cobre (II).

- Lixe os bastões (ou lâminas) de zinco e de cobre e lave-os com água destilada.

- Mergulhe os bastões nas soluções correspondentes.

- Ligue o eletrodo de zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro.

- Coloque a ponte salina e efetuar a leitura da diferença de potencial.

- Terminada a leitura, retire os eletrodos e a ponte salina das soluções.

II – Construção da pilha de permanganato e zinco metálico

- Coloque, num béquer de 100 mL, cerca de 50 mL da solução acidulada de permanganato de potássio.

- Mergulhe o eletrodo de grafite e o eletrodo de zinco nessa solução, sem deixar que os dois entrem em

contato direto.

- Com auxílio do voltímetro, meça a diferença de potencial produzida por esta pilha.

- Em seguida, retire o voltímetro, ligue a lâmpada de LED aos dois terminais da pilha e observe o que ocorre.

III – Eletrólise de uma solução aquosa de KI

- Com o auxílio de uma garra, prenda um tubo em U num suporte.

- Coloque solução de KI no tubo em U e adicione de cada lado 3 a 5 gotas de solução de amido e 3 a 5 gotas

de fenolftaleína.

- Coloque os eletrodos de grafite e ligue a fonte de corrente e observe a coloração em cada polo.

- Descarte a solução e lave o tubo em U.


I - Pilha de Daniell

1- Quais eletrodos são o ânodo e cátodo da pilha?

Ânodo: Zinco (Zn (s))

Cátodo: Cobre (Cu (s))

2- Escreva as semi-reações de oxidação (que ocorre no ânodo da pilha) e de redução (que ocorre no

cátodo da pilha) e a reação global.

Ânodo (oxidação): Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e-

Cátodo (redução): Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s)

Reação global: Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)


22

3- Qual é o sentido do fluxo de elétrons?

Do ânodo (eletrodo no qual ocorre o processo de oxidação) para o cátodo (eletrodo no qual ocorre o

processo de redução).

4- Qual é a função da ponte salina?

Evitar o acúmulo de cargas elétricas nas soluções. O excesso de íons acumulados nas soluções

rapidamente impede o fluxo de elétrons através da parte metálica do circuito e a pilha não funciona. Assim,

o excesso de cátions na semicélula da esquerda é compensado pela migração de íons Cl- provenientes da

ponte salina em direção a essa semicélula. O excesso de ânions na semicélula da direita é compensado pela

migração de íons K+ (da ponte salina) para essa semicélula.

II - Pilha de permanganato e zinco metálico

1- Quais eletrodos são o ânodo e cátodo da pilha?

Ânodo: Zinco (Zn (s))

Cátodo: Grafite (C (s))

2- Escreva as semi-reações de oxidação (que ocorre no ânodo da pilha) e de redução (que ocorre no

cátodo da pilha) e a reação global.

Ânodo (oxidação): Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e-

Cátodo (redução): MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O(l)

Reação global: 5 Zn (s) + 2 MnO4-(aq) + 16 H+(aq) → 5 Zn2+ (aq) + 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)

3- Calcule a diferença de potencial ( Eo) esperada para essa pilha.

ΔEo = ΔEo(cátodo) - ΔEo

(ânodo)

ΔEo = +1,51V - (-0,76V)

ΔEo = 2,27 V

4- Por que é possível acender a lâmpada de LED com essa pilha?

Porque a lâmpada de LED funciona com 1,5V.

III - Eletrólise de uma solução aquosa de KI

As diferentes colorações observadas evidenciam os produtos dessa eletrólise?

Sim. Junto ao polo negativo (cátodo) haverá excesso de OH-, o que é evidenciado pela coloração rosa

carmim da fenolftaleína. Junto ao polo positivo (ânodo) haverá o aparecimento de uma coloração azul

devido à combinação do I2 com o amido.

Reações:

Polo negativo: 2H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq)

Polo positivo: 2I-(aq) I2(s) + 2e________________

2H2O(l) + 2I-(aq) H2(g) + 2OH-(aq) + I2(s) ou:

2H2O(l) + 2KI(aq) H2(g) + 2KOH(aq) + I2(s)


23

Curiosidades:

1- A solução de amido (C6H10O5)n a 1 % (m/v) que você usou é preparada da seguinte forma:

Pesa-se 1 g de amido e transfere-se para béquer de 250 mL. Adiciona-se cerca de 15 mL de água para

formar uma pasta. Acrescenta-se água fervente suficiente para completar 100 mL mantendo em ebulição

até resultar numa solução transparente. Espera-se esfriar. Deve-se usar sempre uma solução recentemente

preparada.

2- A faixa de pH de viragem da fenolftaleína é de 8 a 10 (incolor para rosa).

3- No experimento de eletrólise foi utilizado um carregador de celular antigo como fonte de tensão uma vez

que ele converte a tensão da rede elétrica alternada de 60 Hz (100 a 240V A.C) para 12 V C.C. cuja corrente

máxima é de 1A.




2. http://www.askiitians.com/iit-jee-chemistry/physical-chemistry/daniell-cell.aspx

3. KOTZ, J.C. & PURCELL, K.F. Chemistry and chemical reactivity. New York :Saunders College, 1991. p. A-21

4. ATKINS, P.W. Físico-Química. Volume 1. 8ª edição. Rio de Janeiro. LTC Editora, 2008

http://www.askiitians.com/iit-jee-chemistry/physical-chemistry/daniell-cell.aspx

Experimento 8 Cinética Química

24

A Cinética Química é a parte da Química que estuda a velocidade (ou rapidez) das reações químicas.

A velocidade média de formação de um produto corresponde à quantidade de produto formado num

intervalo de tempo; a velocidade média de consumo de um reagente corresponde à quantidade de reagente

consumido num intervalo de tempo. Existem fatores que podem acelerar ou retardar a velocidade das

reações químicas. Tais fatores são1:

- concentração dos reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes, maior a frequência das colisões

eficazes (ou efetivas) e maior a velocidade da reação;

- temperatura: quanto maior a temperatura, maior a energia cinética das moléculas e maior a velocidade da

reação;

- superfície de contato: quanto maior a superfície de contato entre as fases, maior a frequência das colisões

eficazes (ou efetivas) e maior a velocidade da reação;

- presença de catalisador: acelera a velocidade da reação porque diminui a Energia de ativação da reação.

Ele não é consumido no processo.

O estudo de tais fatores tem aplicações práticas importantes, como por exemplo a determinação das

condições favoráveis à obtenção rápida de um produto desejado ou à diminuição da velocidade de reações

indesejáveis. Assim, esses efeitos serão abordados no procedimento a seguir.

Para a análise do efeito da concentração e da temperatura, foi escolhida a reação relógio de iodo2

que consiste na mistura de duas soluções incolores. Aparentemente nada acontece, mas passados alguns

segundos a solução resultante adquire uma cor azul escura. Isso ocorre porque o iodato reage com os íons

bissulfito e produz iodeto. Quando todos os íons bissulfito tiverem sido consumidos, o iodato (IO3-) reagirá

com o iodeto (I-) e produzirá iodo (I2), que formará um complexo azul com o amido.

Obs.: Soluções contendo bissulfito são muito instáveis, e por isso, utilizaremos uma solução de

metabissulfito que tem um tempo de vida maior (1 a 2 meses de prateleira) para gerar os íons bissulfito de

acordo com a seguinte reação:

Na2S2O5 (aq) + H2O(l) = 2NaHSO3(aq)

Materiais

KIO3 0,02 mol.L-1

Na2S2O5 0,02 mol.L-1

Solução de amido

10 Tubos de ensaio

7 Béqueres de 100 mL

KMnO4 0,050 mol.L-1

C2O4H2 0,50 mol.L-1 preparada em H2SO4 1,0 mol.L-1

MnCl2 solução saturada

Cronômetro ou celular

Sonrisal

Procedimento

I – Efeito da concentração e da temperatura na reação relógio de iodo

Numere 6 tubos de ensaio de 1 a 6 e adicione a cada um deles as seguintes soluções:

Tubo 1 – 2,5 mL de solução de KIO3 + 2,5 mL de água + 0,5 mL amido

Tubo 2 – 2,5 mL de solução de Na2S2O5 + 2,5 mL de água

Tubo 3 – 2,5 mL de solução de KIO3 + 2,5 mL de água+ 0,5 mL amido

Tubo 4 – 2,5 mL de solução de Na2S2O5 + 2,5 mL de água


25

Tubo 5 – 5,0 mL de solução de KIO3 + 0,5 mL amido

Tubo 6 – 5,0 mL de solução de Na2S2O5

Inicialmente, deixe os tubos 3 e 4 imersos em um banho de água quente para que possamos analisar o efeito

da temperatura. Enquanto isso, faça o seguinte:

Adicione simultaneamente os tubos 1 e 2 a um béquer e anote o tempo que a solução demorou para ficar

azul. Tempo = ___________________

Adicione simultaneamente os tubos 5 e 6 a um béquer e anote o tempo que a solução demorou para ficar

azul. Tempo = ___________________

Agora, adicione simultaneamente os tubos 3 e 4 (que devem estar aquecidos) a um béquer e anote o tempo

que a solução demorou para ficar azul. Tempo = ___________________

II – Efeito da superfície de contato

Pegue um comprimido de sonrisal e divida-o ao meio.

Coloque uma metade num béquer contendo 50,0 mL de água e anote o tempo necessário para a dissolução

do mesmo. tempo = _______________

Pegue a outra metade do comprimido de sonrisal e triture-o. Coloque essa porção triturada num béquer

contendo 50,0 mL de água e anote o tempo necessário para a dissolução do mesmo. tempo =

_______________

III – Presença de um catalisador

Será estudada a oxidação do ácido oxálico pelo permanganato de potássio em presença de ácido

sulfúrico diluído:

5C2O4H2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO2 + 10CO2 + 18H2O

Numere 4 tubos de ensaio de 7 a 10.

No tubo 7 adicione 2,5 mL de solução de ácido oxálico

No tubo 8 adicione 2,5 mL de solução de permanganato de potássio

No tubo 9 adicione 2,5 mL de solução de ácido oxálico e 3 gotas da solução de MnCl2

No tubo 10 adicione 2,5 mL de solução de permanganato de potássio

Adicione simultaneamente os tubos 7 e 8 num béquer e anote o tempo gasto para descoramento

completo da solução. tempo = ___________________

Adicione simultaneamente os tubos 9 e 10 num béquer e anote o tempo gasto para descoramento

completo da solução. tempo = ___________________


1) Escreva as equações químicas envolvidas na reação relógio de iodo:

As reações ocorridas são:

3HSO3-(aq) + IO3

-(aq) I-(aq) + 3SO4--(aq) + 3H+(aq) consumo de íons bissulfito

5I-(aq) + 6H+(aq) + IO3-(aq) 3I2(aq) + 3H2O excesso de iodato reagindo com iodeto

I2(aq) + Amido [I2-Amido](aq) formação de um complexo azul.


26

2) Explique porque a reação com os tubos 3 e 4 foi mais rápida que a reação entre os tubos 1 e 2

Porque as soluções dos tubos 3 e 4 foram aquecidas e quanto maior a temperatura, maior a energia

cinética das moléculas e maior a velocidade da reação.

3) Explique porque a reação com os tubos 5 e 6 foi mais rápida que a reação entre os tubos 1 e 2

Porque as soluções dos tubos 5 e 6 são mais concentradas e quanto maior a concentração dos reagentes,

maior a frequência das colisões eficazes (ou efetivas) e maior a velocidade da reação.

4) Sonrisal triturado se dissolve mais rápido que o sonrisal inteiro? Por que?

Sim, pois o sonrisal triturado apresenta maior superfície de contato e quanto maior a superfície de

contato entre as fases, maior a frequência das colisões eficazes (ou efetivas) e maior a velocidade da

reação.

5) Por que o permanganato se decompôs mais rápido na presença do MnCl2?

Porque o MnCl2 atuou como catalisador dessa reação.

Curiosidades:

A solução de amido (C6H10O5)n a 1 % (m/v) que você usou é preparada da seguinte forma:

Pesa-se 1 g de amido e transfere-se para béquer de 250 mL. Adiciona-se cerca de 15 mL de água para

formar uma pasta. Acrescenta-se água fervente suficiente para completar 100 mL mantendo em ebulição

até resultar numa solução transparente. Espera-se esfriar. Deve-se usar sempre uma solução recentemente

preparada.




2. http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/reacao-relogio-de-iodo/114

http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/reacao-relogio-de-iodo/114

Experimento 9 Equilíbrio Químico

27

O equilíbrio químico é um estado dinâmico onde coexistem produtos e reagentes com concentrações

constantes no transcorrer do tempo. Isso ocorre porque a velocidade da reação direta é igual à velocidade

da reação inversa1. É possível alterar um equilíbrio químico por meio de algumas ações externas. Tal tipo de

ação é chamado de perturbação e sua consequência é o deslocamento do equilíbrio. O Princípio de Le

Chatelier permite prever o efeito de uma perturbação: “Se uma perturbação é aplicada a um sistema em

equilíbrio, o sistema irá se alterar para reduzir o efeito da perturbação. ” Assim, o equilíbrio pode ser

perturbado pelos seguintes fatores:

- concentração: adição de um reagente desloca o equilíbrio para a direita e a adição de um produto desloca

o equilíbrio para a esquerda.

- temperatura: o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica.

Uma aplicação prática do deslocamento do equilíbrio químico são os “galinhos do tempo” 2,3. Quando

o tempo está úmido, ele fica rosa; quando o tempo está seco ele fica azul. Isso acontece porque ele possui

em sua superfície uma solução aquosa de cloreto de cobalto II, que estabelece o seguinte equilíbrio químico:

Obs.: Não confunda equilíbrio químico com cinética. O aumento da temperatura SEMPRE aumenta a

velocidade da reação mas pode deslocar o equilíbrio para a direita ou para a esquerda.

Um catalisador SEMPRE aumenta a velocidade da reação mas não desloca o equilíbrio químico. Ele

apenas diminui o tempo necessário para atingí-lo.

Materiais

Solução de [CoCl4]2-

5 tubos de ensaio

Béquer de 250 mL

K2CrO4 0,2 mol.L-1

K2Cr2O7 0,1 mol.L-1

HCl 0,5 mol.L-1

NaOH 0,5 mol.L-1

NH4OH 0,02 mol.L-1

NH4Cl 0,1 mol.L-1

Fenolftaleína

Procedimento

I – Equilíbrio do cloreto de cobalto

Numere 2 tubos de ensaio. Adicione a cada um deles 3,0 mL da solução de [CoCl4]2-.

Ao tubo número 1, não adicione nada; ele servirá como tubo de comparação. Anote a cor da solução

presente no tubo 1: ____________

Ao tubos 2 adicione 1,0 mL de água e observe. Anote a cor: ______________

Coloque o tubo número 2 em um béquer contendo água quente e observe. Anote a cor: ____________


28

II – Equilíbrio cromato – dicromato4

Numere mais dois tubos de ensaio (tubos 3 e 4). Ao tubo 3 adicione 2,0 mL de K2CrO4, observe e anote a cor:

____________

Adicione a solução de HCl gota a gota até perceber mudança de coloração. Anote a cor:______________

Ao tubo 4, adicione 2,0 mL de K2Cr2O7, observe e anote a cor:__________________

Adicione a solução de NaOH gota a gota até perceber mudança de coloração. Anote a cor:______________

III – Equilíbrio químico da amônia5

Numere mais tubo: tubo 5. Nesse tubo, adicione 3 mL da solução de NH4OH e 1 ou 2 gotas de fenolftaleína.

Observe e anote a cor: _________________

Adicione 1 mL da solução de NH4Cl. Observe e anote a cor: _________________


I – Equilíbrio do cloreto de cobalto:

1 – Por que a coloração da solução mudou de azul para rosa no tubo 2?

Porque a adição de água deslocou o equilíbrio para a direita (rosa).

2 – Por que a solução do tubo 2 retorna à coloração azul, com aquecimento?

Porque a reação é exotérmica (rH < 0) e o aumento da temperatura deslocou a reação no sentido

endotérmico (esquerda).

II – Equilíbrio cromato – dicromato4:

Amarelo alaranjado

1 – Por que a adição de um ácido ao tubo 3 muda a coloração da solução para alaranjada?

Porque a adição de ácido no equilíbrio químico significa a adição do íon comum H+ que desloca o

equilíbrio no sentido de formação de Cr2O72-.

2 – Por que a adição de uma base ao tubo 4 muda a coloração da solução para amarela?

Porque, com adição da base, OH- reage com H+ diminuindo sua concentração e isso faz com que o

equilíbrio se desloque o sentido de formação de CrO42-.

III – Equilíbrio químico da amônia5:

1 – Por que a solução do tubo 5 muda de coloração com a adição de fenolftaleína?

O hidróxido de amônio (NH4OH), ou amoníaco, é a solução aquosa do gás amônia (NH3). Quando a amônia

dissolve-se em água, ioniza-se formando os íons NH4+ e OH-, conforme o equilíbrio descrito acima. A

fenolftaleína é uma substância utilizada como indicador de pH, pois torna-se rósea em meio básico e

incolor em meio ácido ou neutro. Faixa de viragem: 8,2 a 9,8. Observou-se que a solução de hidróxido de

amônio é incolor. Ao adicionar-se algumas gotas de fenolftaleína, essa solução torna-se rósea devido à

presença dos íons OH-.


29

2 – Por que a adição de NH4Cl torna a solução novamente incolor?

A adição de cloreto de amônio à solução acarreta um aumento na concentração de íons NH4+ devido à

dissociação do sal: NH4ClNH4+ + Cl-. Os íons NH4

+ participam do equilíbrio de dissociação da amônia e

um aumento na sua concentração provoca o deslocamento desse equilíbrio no sentido de consumir o

excesso de NH4+ adicionado (efeito do íon comum). Consequentemente, a concentração de OH- também

diminui e a solução deixa de ser alcalina, o que pode ser evidenciado pelo desaparecimento da

coloração rósea.

Curiosidades:

A Solução de [CoCl4]2- que você usou foi preparada da seguinte forma: dissolveu-se 3,0g de

CoCl2.6H2O em 30,0 mL de água destilada. A seguir adicionou-se 45,0 mL de HCl concentrado3.




2. http://brasilescola.uol.com.br/quimica/como-funciona-galinho-tempo.htm

3. http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/le-chatelier-e-o-cloreto-de-cobalto/892

4. http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/equilibrio-cromato-dicromato/963

5. http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/equilibrio-quimico-da-amonia-efeito-do-ion-

comum/290

http://brasilescola.uol.com.br/quimica/como-funciona-galinho-tempo.htm

http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/le-chatelier-e-o-cloreto-de-cobalto/892

http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/equilibrio-cromato-dicromato/963

http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/equilibrio-quimico-da-amonia-efeito-do-ion-comum/290

http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/equilibrio-quimico-da-amonia-efeito-do-ion-comum/290

Experimento 10 Equilíbrio em Fase Aquosa

(Análise volumétrica)

30

Uma das técnicas mais comuns para a determinação da concentração de um soluto é a titulação1,2. A

solução a ser analisada é chamada de analito, e um volume conhecido é transferido para o frasco. A solução

contendo uma concentração conhecida de reagente é adicionada através de uma bureta até que todo analito

tenha reagido. A solução na bureta é chamada de titulante e o volume adicionado é medido. Essa operação

de adição de titulante, até que a reação se complete, é chamada de titulação. A determinação da

concentração ou da quantidade de substância pela medida de volume é chamada de análise volumétrica.

Em uma titulação ácido-base típica, o analito é uma base e o titulante é um ácido, ou vice-versa. Um

indicador, um corante solúvel em água, nos ajuda a detectar o ponto estequiométrico, o estágio no qual o

volume de titulante adicionado é exatamente aquele requerido pela relação estequiométrica entre titulante

e analito. Há mudança de cor do indicador quando foi atingido o ponto final ou ponto de viragem da

titulação. A mudança de cor é repentina e deve-se tomar cuidado para que o ponto de viragem coincida com

o ponto estequiométrico. Com o volume de titulante necessário para provocar a mudança de cor do

indicador é possível a determinação quantitativa da espécie de interesse.

O vinagre comercial consiste essencialmente de uma solução diluída de ácido acético e é produzido

pela oxidação bacteriana aeróbica do álcool etílico a ácido acético diluído. A determinação do teor de ácido

acético no vinagre comercial pode ser feita por titulação com uma solução de base forte, de concentração

conhecida com precisão, usando fenolftaleína como indicador. A análise do vinagre se baseia na reação entre

íons H3O+ e OH- em meio aquoso:

H3O+(aq) + OH-(aq) 2H2O (l)

Materiais

Pipeta volumétrica de 5 mL

Erlenmeyer de 250 mL

Bureta de 50 mL

Suporte universal com garra

Vinagre comercial

NaOH 0,100 mol.L-1 (solução padronizada)

fenolftaleína

Procedimento

Determinação do teor de ácido acético no vinagre

Usando uma pipeta volumétrica, transfira uma amostra de 3,00 mL de vinagre para um erlenmeyer

de 250 mL. Adicione aproximadamente 75 mL de água destilada e 2 a 3 gotas de fenolftaleína. Titule a

amostra com solução padronizada de NaOH 0,100 mol.L-1 até atingir o ponto final da titulação, evidenciado

pela primeira coloração rósea permanente na mistura de reação.

Repita duas vezes o mesmo procedimento, empregando outras alíquotas de vinagre.



31


1 – Na análise volumétrica, mais conhecida como volumetria de neutralização, que reação está envolvida?

A reação envolvida resulta na formação de água a partir do íon hidrônio ou hidroxônio (H3O+) da solução

ácida e do íon hidróxido (OH-) da solução alcalina, de acordo com a reação:

H3O+(aq) + OH-(aq) → 2 H2O(l)

2 – No ponto estequiométrico de uma titulação o que se pode afirmar?

Pode-se afirmar que a quantidade de matéria (n) de OH- ou H3O+ adicionados como titulante é igual à

quantidade de matéria (n) de H3O+ ou OH- inicialmente presente no analito.

3- Quando uma titulação deve ser interrompida?

Quando a substância de interesse, contida na amostra, tiver sido totalmente consumida pela reação

com o padrão, que pode ser observada pela mudança de cor do indicador usado na titulação.

4 – Nas titulações ácido-base, que indicadores são usados?

São usados indicadores de pH, que são ácidos ou bases orgânicos fracos, que apresentam colorações

diferentes em função da concentração de íons H3O+ na mistura de reação.

5- Calcule a concentração de ácido acético na solução-amostra (vinagre), expressando-a em quantidade

de matéria do soluto (CH3COOH(l)) por litro de solução (por litro de vinagre); em gramas de soluto por

litro de solução e em percentagem (m/V).

São necessários os dados experimentais da titulação realizada, que são o volume da solução-padrão que

reage completamente com uma certa massa ou um certo volume da amostra. Depois, os cálculos da

concentração do reagente de interesse (na amostra) são uma aplicação da estequiometria de soluções.

Exemplo: Em um experimento de determinação do teor de ácido acético (HAc, CH3COOH) no vinagre, um

aluno titulou uma amostra de 3,00 mL de vinagre e gastou 20,00 mL de uma solução de NaOH 0,100

mol.L- 1. Considerando que toda a acidez do vinagre é devida apenas ao ácido acético, calcular a

concentração de ácido acético no vinagre e expressá-la em:

a) Quantidade de matéria por litro de solução

b) Massa por litro de solução

c) Porcentagem massa por volume

Dado: Massa molar do CH3COOH = 60,0 g.mol-1

Cálculos:

Reação: CH3COOH(aq) + NaOH CH3COONa(aq) + H2O(l)

Estequiometria: 1:1

HOH

3-3

OH

nn

mol 10x2L10x0,20L

mol100,0VCn)a



32

1

3

3

HAc L..mol667,0L10x3

mol10x2

V

nC

1HAc L.g40C

g40mol

g0,60xmol667,0Mnm)b

)V/m(%0,4Hac%

g0,4x

mL100x

mL1000g40)c

5- Compare o resultado obtido com o valor de referência fornecido pelo fabricante do produto (no

rótulo do vinagre).

Rótulo do vinagre: Porcentagem de ácido acético no vinagre: 4,2 %. O valor obtido foi de 4,0%, bem

próximo do valor indicado no rótulo (erro relativo de 4,8%).


1. ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química. Porto Alegre. Editora Bookman, 2001.

2. PAWLOWSKY, Alda Maria; SÁ, Eduardo Lemos de, MESSERSCHMIDT, Iara; SOUZA, Jaísa Soares de,

OLIVEIRA, Maria Aparecida; SIERAKOWSKI, Maria Rita e SUGA, Rumiko. Manual Didático

“Experimentos de Química Geral” , Ed. UFPR, 2ª ed,1998

Experimento 11 Funções Orgânicas

33

A Química Orgânica é o ramo da Química que estuda os compostos que contém carbono. Existem

algumas substâncias que, embora contenham carbono, são consideradas substâncias inorgânicas, como por

exemplo, grafite, diamante, monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), ácido carbônico (H2CO3),

ácido cianídrico (HCN), carbonatos (CO32-) e cianetos (CN-). Todas as outras demais substâncias que contém

carbono, são consideradas substâncias orgânicas e podem ser divididas em classes funcionais (ou funções

químicas). Classe funcional é um conjunto de substâncias que têm propriedades químicas semelhantes por

apresentarem, na fórmula estrutural, um mesmo grupo funcional1.

Nesse experimento, serão abordadas as seguintes funções, cujos exemplos estão representados na

Figura 1:

a) Álcool – Apresenta o grupo hidroxila (OH) ligado a carbono saturado

b) Fenol – Apresenta o grupo hidroxila (OH) ligado a carbono de anel aromático

c) Aldeído – Apresenta o grupo formila (CHO)

d) Cetona – Apresenta o grupo carbonila (C = O) ligado a 2 carbonos

e) Ácido carboxílico – Apresenta o grupo carboxila (COOH)

Figura 1 – Alguns compostos orgânicos que exemplificam as funções: álcool, fenol, aldeído,

cetona e ácido carboxílico.

Para a identificação das funções orgânicas, realizaremos os seguintes testes:

a) Teste de Tollens: Usado para determinar se um composto com grupos carbonila é um aldeído ou

uma α-hidroxicetona. É uma solução contendo o complexo catiônico diaminoprata(I) – [Ag(NH3)2]+.

Um teste positivo para aldeído com o reagente de Tollens resulta na precipitação de prata,

produzindo um “espelho de prata” no interior do recipiente2 segundo a reação:

RCHO + 2[Ag(NH3)2]OH(aq) RCO2NH4(aq) + 3NH3(g) + H2O(l) + Ag(s)

b) Teste de Bayer: Usado para diferenciar alcenos de cicloalcanos. Consiste no descoramento da

solução de permanganato de potássio, que é violeta, e aparecimento de um precipitado marrom de

MnO2, indicando a presença de instauração (alceno ou alcino) segundo a reação3:

2KMnO4(aq) + H2O(l) 2KOH(aq) + 2MnO2(s) + 3[O]

R-CH=CH2 + H2O(l) + [O] R-CH(OH)-CH2OH


34

c) Teste de Jones: Usado para diferenciar álcoois primários e secundários de terciários. Baseia-se na

oxidação de álcoois primários e secundários pelo reagente de Jones (K2Cr2O7 + H2SO4) formando

respectivamente, ácido carboxílico e cetona. Um teste positivo resulta na formação de um

precipitado verde de sulfato crômico (Cr2(SO4)3). Se a solução ficar azul, é porque o cromo foi

posteriormente reduzido a Cr(II) 4,5.

d) Teste com cloreto férrico (FeCl3): Usado para diferenciar fenol de álcool. Os fenóis reagem com

cloreto férrico produzindo complexos coloridos, cuja coloração varia do azul ao vermelho 5:

e) Reação com o NaHCO3: Ácidos carboxílicos reagem com o bicarbonato de sódio formando sal, água

e gás carbônico. Um teste positivo é evidenciado pela formação de bolhas de CO2(g).

Materiais

10 tubos de ensaio

Solução de glicose a 5%

Acetona

Solução alcóolica de ácido maleico a 5%

Solução alcóolica de ácido succínico a 5%

KMnO4 0,2 mol.L-1

K2Cr2O7 0,1 mol.L-1

H2SO4 5 mol.L-1

FeCl3 a 3%

NaHCO3 em pó

paracetamol

Procedimento

I – Teste de Tollens

Prepare dois tubos de ensaio. No tubo 1, adicione 2,0 mL de acetona e no tubo 2, adicione 2,0 mL de solução

de glicose. Adicione a cada um deles 2,0 mL do reagente de Tollens. Observe e anote em qual deles houve

formação do “espelho de prata”.

Obs.: acetona: glicose:

II – Teste de Bayer

Prepare dois tubos de ensaio. No tubo 3, adicione 2,0 mL da solução de ácido maleico e no tubo 4, adicione

2,0 mL da solução de ácido succínico. Goteje em cada um deles 5 gotas da solução de KMnO4. Observe e

anote em qual deles houve formação de precipitado marrom.

Obs.: ácido maleico: áci ácido succínico:


35

III – Teste de Jones

Primeiramente, você vai preparar o reagente de Jones. Prepare três tubos de ensaio (tubos 5, 6 e 7) e em

cada um deles, adicione 1,0 mL da solução de dicromato de potássio e 1,0 mL da solução de ácido sulfúrico.

No tubo 5, adicione 2,0 mL de etanol, no tubo 6, adicione 2,0 mL de álcool sec butílico e no tubo 7, adicione

2,0 mL de álcool ter butílico. Observe e anote em qual deles houve o aparecimento de coloração verde ou

azul.

IV - Teste com cloreto férrico:

Pegue o tubo de ensaio número 8 e coloque 2 mL da solução de cloreto férrico. Adicione algumas gotas de

paracetamol. Anote a alteração da cor.

V - Reação com o NaHCO3

Prepare 2 tubos de ensaio. No tubo de ensaio 9 adicione 2 mL da solução de ácido maleico ou do ácido

succínico e no tubo de ensaio 10 adicione 2 mL de etanol. Em cada um deles adicione uma ponta de espátula

de bicarbonato de sódio. Observe em qual tubo houve desprendimento de gás.


1- No Teste de Tollens, foi observada a formação do “espelho de prata” com a acetona ou a solução de

glicose?

Foi observada a formação do “espelho de prata” com o reagente de Tollens na presença de glicose pois,

na presença de um aldeído alifático, o reagente de Tollens oxida este aldeído a um ácido carboxílico e ao

mesmo tempo provoca a formação da prata metálica, que se deposita na parede de vidro, formando o

espelho observado no experimento, conforme a reação abaixo2:

RCHO + 2[Ag(NH3)2]OH(aq) RCO2NH4(aq) + 3NH3(g) + H2O(l) + Ag(s)

Esta reação ocorre apenas na presença de aldeídos, pois estes apresentam hidrogênio ligado ao carbono

da carbonila, o que facilita a oxidação. Já as cetonas, por apresentarem o carbono da carbonila ligado a outro

carbono, se mostram menos reativas que os aldeídos e não irão formar o espelho de prata. Assim, é possível

determinar se um composto com grupos carbonila é um aldeído ou uma α-hidroxicetona.

2- No Teste de Bayer, foi observada a formação de um precipitado marrom no tubo com ácido maleico

ou ácido succínico?

Foi observada a formação de um precipitado marrom com o ácido maleico, que é o ácido butenodióico e

não com o ácido succínico, que é o ácido butanodióico pois esse precipitado é formado apenas na presença

de instauração (alceno ou alcino). O teste consiste no descoramento da solução de permanganato de

potássio, que é violeta, e aparecimento de um precipitado marrom de MnO2, indicando a presença de

instauração (alceno ou alcino) segundo a reação3:

2KMnO4(aq) + H2O(l) 2KOH(aq) + 2MnO2(s) + 3[O]

R-CH=CH2 + H2O(l) + [O] R-CH(OH)-CH2OH


36

3- No Teste de Jones, houve o aparecimento da coloração verde (ou azul) no tubo com etanol, álcool sec

butílico ou álcool terc butílico?

A coloração verde (ou azul) foi observada nos tubos com etanol e álcool sec butílico pois esse teste é

usado para diferenciar álcoois primários e secundários de terciários. Baseia-se na oxidação de álcoois

primários e secundários pelo reagente de Jones (K2Cr2O7 + H2SO4) formando respectivamente, ácido

carboxílico e cetona. Um teste positivo resulta na formação de um precipitado verde de sulfato crômico

(Cr2(SO4)3). Se a solução ficou azul, é porque o cromo foi posteriormente reduzido a Cr(II) 4,5.

4- No teste com cloreto férrico, por que a solução se tornou azul com adição de paracetamol?

Paracetamol é um fármaco com propriedades analgésicas. A molécula de paracetamol é bem complexa,

apresentando vários grupos funcionais, conforme a fórmula estrutural:

Observou-se alteração de cor pois a molécula apresenta o grupo hidroxila ligado ao carbono do anel

aromático (fenol) que reage com cloreto férrico produzindo complexos coloridos, cuja coloração varia do

azul ao vermelho 5. Esse teste é usado para diferenciar fenol de álcool.

5- Na reação com NaHCO3, houve desprendimento de gás com o ácido maleico (ou succínico) ou etanol?

Foi observada a formação de bolhas na reação com maleico (ou succínico) pois o ácido carboxílico reage

com carbonatos produzindo sal e liberando gás carbônico (CO2), conforme a reação abaixo6:

Curiosidades:

O reagente de Tollens que você usou foi preparado da seguinte forma: adicionou-se NH4OH

concentrado gota a gota a 20 mL de solução de AgNO3 0,1 mol.L-1 até surgir um precipitado pardacento que

solubilizou-se em excesso de amônia. A seguir, foi adicionado 1,5 mL de solução de KOH a 30%. Então, foi

gotejado novamente NH4OH concentrado até a solução se tornar incolor. Novamente foi gotejado AgNO3

0,1 mol.L-1 até a solução se tornar ligeiramente turva. A reação que representa o processo é:

2AgNO3(aq) + 2NH4OH(aq) + 2KOH(aq) Ag(NH3)2OH(aq) + AgOH(aq) + 2KNO3(aq) + 2H2O(l)




2. http://www.fciencias.com/2014/10/02/teste-de-tollens-laboratorio-online/

3. http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/teste-baeyer.htm

4. http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/os-nols-em-oxidacao-de-alcoois/902

5. http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc34_1/05-EA-43-11.pdf

6. http://www.infoescola.com/quimica/experimentacao-com-acidos-carboxilicos

http://www.fciencias.com/2014/10/02/teste-de-tollens-laboratorio-online/

http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/teste-baeyer.htm

http://www.pontociencia.org.br/experimentos/visualizar/os-nols-em-oxidacao-de-alcoois/902

http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc34_1/05-EA-43-11.pdf

http://www.infoescola.com/quimica/experimentacao-com-acidos-carboxilicos

Experimento 12 Polímeros sintéticos

37

A reação em que muitas moléculas reagentes produzem uma grande molécula (macromolécula) é

uma polimerização e existem basicamente dois tipos de polímeros: de adição e de condensação1.

Polímeros de adição são macromoléculas resultantes da polimerização de monômeros insaturados

por reação de adição, como por ex, a reação do polietilento, plástico mais usado na atualidade:

Alterando as condições em que ocorre a polimerização, as indústrias conseguem variar bastante a

aparência e as propriedades de um polímero. A Tabela I apresenta alguns polímeros de adição produzidos

industrialmente1.

Tabela I – Monômeros usados para sintetizar alguns polímeros de adição

Monômero Polímero Exemplos de aplicação

etileno Polietileno Brinquedos, sacos plásticos

estireno Poliestireno ou isopor Bóias, isolantes térmicos

cloreto de vinila Policloreto de vinila (PVC) Tubos para encanamento

acetato de vinila Poliacetato de vinila (PVA) Tintas, gomas de mascar, adesivos

Polímeros de condensação são macromoléculas obtidas por meio de reações nas quais há a

eliminação de pequenas moléculas (H2O, HCl, NH3...), como por ex., a obtenção do PET, usado na fabricação

de garrafas descartáveis de água e refrigerante1:

Dentre os polímeros de condensação, podemos citar a poliuretana ou poliuretano (PU), que é obtida

da condensação entre um isocianato e um poliálcool. Apesar de não haver eliminação de moléculas na

polimerização que forma a poliuretana, ela é classificada como polímero de condensação. Ela pode ser

fabricada em condições tais que, além da reação de polimerização, ocorre também outra reação que libera

gás no meio reacional. Isso faz a poliuretana crescer e ficar cheia de bolhas em seu interior, produzindo o

conhecido aspecto das espumas usadas em colchões e travesseiros. A polimerização dos uretanos ocorre

quando se reage uma substância com dois ou mais isocianatos com um álcool polifuncional (poliol) segundo

a equação química:


38

Os diisocianatos e polióis mais usados estão representados nas Figuras 1 e 2, respectivamente2.

No experimento de hoje, você vai sintetizar poliuretano na ausência e na presença de um catalisador.

O catalisador usado será uma amina terciária (trimetilamina) que ativa a ligação C=N do isocianato porque

possui um par de elétrons no átomo de nitrogênio disponível para essa ativação. Após a ativação o complexo

reage imediatamente com o hidrogênio ativo da hidroxila do poliol.3

Figura 1 – Exemplos de diisocianatos usados na síntese das poliuretanas

Figura 2 – Exemplos de polióis usados na síntese das poliuretanas

Materiais

anilina (corante)

poliol (frasco A, líquido claro, provavelmente etilenoglicol)

diisocianato (frasco B, escuro, provavelmente toluenodiisocianato)

trimetilamina

Procedimento

Coloque 5 mL de poliiol (A) em um copo plástico. Adicione anilina à gosto e misture bem. Adicione a seguir,

5 mL de diisocianato (B). Observe a formação da espuma e anote o tempo gasto.


39

Coloque 5 mL de poliiol (A) em um copo plástico. Adicione anilina à gosto e misture bem. Adicione 3 gotas

de trimetilamina. Adicione a seguir, 5 mL de diisocianato (B). Observe a formação da espuma e anote o

tempo gasto.


1-Supondo que o líquido A é etilenoglicol e o líquido B é toluenodiisocianato (TDI), esquematize a reação

de da poliuretana que você sintetizou.

2-Por que a síntese da poliuretana é mais rápida na presença de trimetilamina?

Porque a trimetilamina (uma amina terciária) age como catalisador da reação, ativando a ligação C=N do

isocianato porque possui um par de elétrons no átomo de nitrogênio disponível para essa ativação. Após a

ativação o complexo reage imediatamente com o hidrogênio ativo da hidroxila do poliol.

3- Por que a poliuretana cresce e fica com aspecto de espuma?

Porque, além da reação de polimerização, ocorre também outra reação que libera gás no meio reacional.

Isso faz a poliuretana crescer e ficar cheia de bolhas no seu interior, produzindo o aspecto das espumas

usadas em colchões e travesseiros.




2. http://ctborracha.com/?page_id=4433

3. http://www.poliuretanos.com.br/Cap2/212Aminas.htm

http://ctborracha.com/?page_id=4433

http://www.poliuretanos.com.br/Cap2/212Aminas.htm

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Experimento 1 - quimica.ufpr.br · Experimento 2 Estrutura atômica: Teste da chama e Luminescência 4 Observe a coloração de cada amostra com a luz negra apagada e anote. A seguir,