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Governador

Vice Governador

Secretária da Educação

Secretário Adjunto

Secretário Executivo

Assessora Institucional do Gabinete da Seduc

Coordenadora da Educação Profissional – SEDUC

Cid Ferreira Gomes

Domingos Gomes de Aguiar Filho

Maria Izolda Cela de Arruda Coelho

Maurício Holanda Maia

Antônio Idilvan de Lima Alencar

Cristiane Carvalho Holanda

Andréa Araújo Rocha

Escola Estadual de Educação Profissional [EEEP] Ensino Médio Integrado à Educação Profissional

Química Geral

Têxtil – Química Geral 1


SUMÁRIO

AULAS Página

Normas e Técnicas de Segurança em Laboratório e Equipamentos Básicos de Laboratório. 03

Interação da Radiação Eletromagnética com a Matéria (teoria de Bohr) 09

Programa de Gerenciamento de Resíduos Químicos (PGRQ) nos Laboratórios de

Química da PUC Goiás 13

Técnicas de Trabalho com Material Volumétrico 18

Análise das Propriedades de Reagentes Químicos 22

Condutividade Elétrica das Soluções – força de ácido e base 24

Cálculo de Concentrações – preparação e padronização da solução de hidróxido de sódio 27

Cálculo de Concentrações – preparação e padronização da solução de ácido sulfúrico 31

Determinação de Ácido Acetilsalicílico em Medicamentos Volumetria de Neutralização 33

Determinação de cloretos em soro fisiológico Volumetria de Precipitação 36

Determinação da Dureza da Água Volumetria de Complexação 39

Reações Químicas em Solução Aquosa 44

Equilíbrio Químico 46

Medidas e Aplicação de pH 49

Medidas e Aplicação de pH em Cosméticos – Sistema tampão 54



Aula 1: Normas e Técnicas de Segurança em Laboratório e Equipamentos Básicos deLaboratório.

1. Introdução

A ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão rara como possa parecer.Com a finalidade de diminuir a frequência e a gravidade desses acidentes torna-se absolutamenteimprescindível que durante os trabalhos realizados se observe uma série de normas de segurança:

1. O laboratório é um lugar de trabalho sério. Trabalhe com atenção, método e calma.

2. Siga rigorosamente as instruções específicas do professor. Experiências não autorizadassão proibidas.

3. Localize os extintores de incêndio e familiarize-os com o seu uso.

4. Não fume no laboratório.

5. Prepare-se para realizar cada experiência, lendo antes os conceitos referentes aoexperimento e o roteiro da prática.

6. Use um avental (jaleco) apropriado.

7. Evite conversas desnecessárias no laboratório.

8. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama.

9. Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente cuidadoso quandomanusear substâncias corrosivas como ácidos e bases concentrados.

10. Todas as experiências que envolvam a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem serrealizadas na câmara de exaustão (capela).

11. Sempre que proceder a diluição de um ácido concentrado, adicione-o lentamente, sobagitação sobre a água, e não o contrário.

12. Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos.

13. Não trabalhe com material imperfeito. Comunique ao seu professor qualquer acidente, pôrmenor que seja.

14. Antes de utilizar qualquer reagente, verifique a toxicidade da substância no rótulo dofrasco ou na literatura apropriada.

15. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagentes antes de usá-lo. Leia duasvezes para ter certeza de que pegou o frasco certo. Algumas fórmulas e nomes químicospodem diferir apenas de uma letra ou de um número.

16. Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o nariz.Desloque com a mão, para a sua direção, os vapores que se desprendem do frasco.

17. Conserve seus equipamentos e mesa limpos. Evite derramar líquido, mas se o fizer, laveimediatamente o local com bastante água.

18. Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas. Desliguetodos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpe e lave as mãos.



2. Símbolos de identificação

Figura 1: Pictogramas baseados em padrões largamente aceitos.

3. Equipamentos básicos de laboratório

A execução de qualquer experimento na Química envolve, geralmente, a utilização de umavariedade de equipamentos de laboratório, a maioria muito simples, porém com finalidadesespecíficas. O emprego de um dado equipamento ou material depende dos objetivos e dascondições em que a experiência será realizada. Contudo, na maioria dos casos, a seguintecorrelação pode ser feita:

3.1. Material de vidro

1. Tubo de ensaio: utilizado principalmente para efetuar reações químicas em pequena escala.

2. Béquer: recipiente com ou sem graduação utilizado para o preparo de soluções, aquecimentode líquido, recristalização, pesagem, etc.

3. Erlenmeyer: frasco utilizado para aquecer líquidos ou para efetuar titulações.

4. Kitassato: frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado em filtração sobsucção.

5. Funil: utilizado na transferência de líquidos de um frasco para outro ou para efetuar filtraçõessimples.

6. Bureta: equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Permite oescoamento do líquido e é muito utilizada em titulações.

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7. Balão volumétrico: recipiente calibrado, de precisão, destinado a conter um determinado volume de líquido, a uma dada temperatura; utilizado no preparo de soluções de concentração definidas.

8. Proveta ou cilindro graduado: frasco com graduação, destinado a medidas aproximadas devolume de líquidos.

9. Pipeta: equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Existem doistipos de pipetas: (a) pipeta graduada e (b) pipeta volumétrica. A primeira é utilizada paraescoar volumes variáveis e a segunda para escoar volumes fixos de líquidos.

10. Bastão de vidro: usado na agitação e transferência de líquidos. Quando envolvido em umade suas extremidades por um tubo de látex, é chamado de policial e é empregado na remoçãoquantitativa de precipitados.

11. Cuba de vidro ou cristalizador: recipiente geralmente utilizado para conter misturasrefrigerantes, e finalidades diversas.

12. Dessecador: utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de umaatmosfera com baixo teor de umidade. Também pode ser utilizado para manter as substânciassob pressão reduzida.

13. Condensador: equipamento destinado à condensação de vapores, em (a) destilação ou (b)aquecimentos sob refluxo.

14. Funil de separação: equipamento para separar líquidos não miscíveis.

15. Funil de adição: equipamentos para adição de soluções em sistemas fechados.

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16. Pesa-filtro: recipiente destinado à pesagem de sólidos.

17. Balão de fundo chato: frasco destinado a armazenar líquidos.

18. Balão de fundo redondo: recipiente utilizado para aquecimento de soluções em destilações eaquecimentos sob refluxo.

19. Termômetro: instrumento de medidas de temperatura.

20. Vidro de relógio: usado geralmente para cobrir béqueres contendo soluções e finalidadesdiversas.

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3.2. Material de porcelana

21. Funil de Büchner: utilizado em filtração por sucção, devendo ser acoplado a um kitassato.

22. Cápsula: usada para efetuar evaporação de líquidos.

23. Cadinho: usado para a calcinação de substâncias.

24. Almofariz e pistilo: destinados à pulverização de sólidos. Além de porcelana, podem serfeitos de ágata, vidro ou metal.

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5.3. Material metálico

25. Suporte (a) e garra (b): peças metálicas usadas para montar aparelhagens em geral.

26. Bico de gás (Bunsen): fonte de calor destinado ao aquecimento de materiais nãoinflamáveis.

27. Tripé: usado como suporte, principalmente de telas e triângulos.

28. Plataforma elevatória: usado para ajustar altura de aparelhagens em geral.

29. Tela de amianto: tela metálica, contendo amianto, utilizada para distribuir uniformemente ocalor, durante o aquecimento de recipientes de vidro à chama de um bico de Bunsen.

30. Triângulo de ferro com porcelana: usado principalmente como suporte em aquecimento decadinhos.

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3.4. Material elétrico

31. Balança: instrumento para determinação de massa.

32. Estufa: equipamento empregado na secagem de materiais, por aquecimento, em geral até200C.

33. Manta elétrica: utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em balão defundo redondo.

34. Chapa elétrica: utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em béqueres ouerlenmeyer.

35. Centrífuga: instrumento que serve para acelerar a sedimentação de sólidos em suspensão emlíquidos.

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3.5. Materiais diversos

36. Suporte para tubos de ensaio.

37. Pisseta: frascos geralmente contendo água destilada, álcool ou outros solventes, usados paraefetuar a lavagem de recipientes ou materiais com jato do líquido nele contido.

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4. Acidentes comuns em laboratório e noções de primeiros socorros

1. Incêndio a partir do bico de gás

Desligar a chave geral da entrada de gás (combustível). Em seguida desligar o bico deBunsen. Caso o incêndio persista usar extintor do tipo pó químico (NaHCO3). Pedir ajuda,não tentar apagar o fogo sozinho.

2. Incêndio a partir de curto-circuito em fiação elétrica

Desligar a chave geral de energia elétrica. Utilizar extintor de CO2 ou de pó químico.

3. Intoxicação por inalação de gases



Remover a vítima para um ambiente arejado deixando-a descansar. Arejar o ambientedeixando todas as janelas e portas abertas, ligar ventiladores e exaustores.

4. Queimaduras com ácidos líquidos ou com bases

Lavar imediatamente o local com água corrente em abundância por 15 minutos. Dependendoda gravidade, procurar auxílio médico.

5. Queimadura geral com fogo

Em queimaduras graves lavar imediatamente com água no chuveiro, remover as roupas esapatos contaminados. Não esfregar ou friccionar a pele. Secar cuidadosamente e procurarauxílio médico. No caso de queimaduras leves aplicar pomada de picrato de butesina ouparaqueimol.

6. Incêndio em um almoxarifado de reagentes químicos

Utilizar extintor do tipo pó químico (NaHCO3).

7. Ácidos ou álcalis nos olhos

Lavar os olhos com água corrente por 15 minutos e em seguida com soro fisiológico.

8. Ingestão de substâncias tóxicas

Administrar uma colher de “ANTÍDOTO UNIVERSAL”, que é constituído de duas partes decarvão ativo, uma de dióxido de magnésio e uma de ácido tânico. Procurar auxílio médico.

9. Referências

CIENFUERGOS, F. Segurança no Laboratório. Rio de Janeiro: Editora Interciência Ltda, 2001.

TRINDADE, D. F. et al. Química básica experimental. 2ª edição. São Paulo: Editora Ícone,1998.



Aula 2: Interação da Radiação Eletromagnética com a Matéria (teoria de Bohr)

1- Introdução

Os modelos atômicos foram propostos ao longo da história para tentar dar uma explicaçãocoerente e sistemática para diferentes fenômenos da natureza. Assim, o modelo de Daltonexplicou a proporcionalidade das quantidades de substâncias ao se combinarem entre si, mas nãocontemplava a natureza elétrica da matéria, o que foi feito pelo modelo de Thomson.

Os grandes descobrimentos realizados a partir de meados do século XIX levaram aquestionamentos do modelo de Thomson e à idealização de um novo modelo, o de Rutherford,que introduziu o conceito de espaço vazio em nível atômico e a localização das partículassubatômicas no átomo.

Contudo, à medida que a Ciência evoluiu foi observado falhas no modelo deRutherford-Bohr, ao tentar explicar os espectros atômicos, estudou exaustivamente à existênciade níveis de energia no átomo. Segundo Bohr, os elétrons no átomo não estariam girando aoredor do núcleo, mas movimentavam-se em espaços atômicos caracterizados por quantidadesdefinidas de energia. Alguns elétrons, ao receberem energia, passam a ocupar outro nível demaior energia. Mas tal situação é instável e a tendência é retornar ao seu estado de menorenergia. Nesse processo, a energia absorvida é irradiada na forma de ondas eletromagnéticas quepodem ser visualizadas, isto é, na forma de cor (Figura 1). Este é o fundamento dos ensaios dachama, que possibilitam identificar um metal por meio da cor que eles emitem quando levados àchama.

λν

hc E E 12 ==−=∆ hE

(eq. 1)

Figura 1- Transição eletrônica

A radiação eletromagnética é um tipo de energia que interage com a matéria em umagrande variedade de maneiras e, portanto é de grande importância em química. A fim de entendera natureza dessas interações, alguns aspectos com as propriedades da energia radiante sãonecessárias.

A radiação eletromagnética ou energia radiante não é facilmente caracterizada, possuialgumas propriedades consistentes com a teoria das ondas, porém possui outras propriedades quea faz com que se comporte como partícula. Ela pode ser considerada como uma combinação decorrente elétrica alternada e campo magnético que percorre através do espaço com ummovimento de onda.


Absorção Emissão

Estado Fundamental E1

Estado Excitado E2


Devido à radiação atuar como uma onda, ela pode ser classificada tanto em termos decomprimento de onda como de freqüência, as quais estão relacionadas pela seguinte equação:

ν = c/λ (eq. 2)

onde: ν = frequência em segundos -1 (s-1);

c = velocidade da luz (3 x 10-8 m s-1);

λ = comprimento de onda em metros (normalmente em nm = 10-9 m).

Nem todas as interações entre radiação eletromagnética e matéria podem ser explicadasem termos de uma simples teoria das ondas. Um entendimento de certas interações requer que aradiação seja visualizada como uma partícula ou um pacote de energia denominada de fóton.

A energia de um fóton associada com a radiação eletromagnética é definida pela seguinteequação:

E = h ν (eq. 3)

onde: E = energia em joules (J);

h = constante de Planck (6,62 x 10-34 J s).

Uma vez que frequência e comprimento de onda são inversamente proporcionais, aenergia de um fóton é descrita em termos de comprimento de onda pela equação:

E = h c/λ (eq. 4)

Tentando usar simultaneamente as características de onda e partícula, a radiaçãoeletromagnética pode ser considerada como sendo pequenos pacotes de energia se movendo noespaço na forma de onda.

Através das equações acima, verifica-se que as radiações com menores comprimentos deonda possuem maior energia.

Quando a radiação interage com a matéria um certo número de processos pode ocorrer,incluindo reflexão, espalhamento, absorção, fluorescência/fosforescência (absorção e reemissão),e reações fotoquímicas (absorção e quebra de ligações químicas).

Como a luz é uma forma de energia, absorção de luz pela matéria faz com que aquantidade de energia das moléculas (ou átomos) aumente.

A energia potencial total de uma molécula é representada geralmente como a soma desuas energias eletrônica, vibracional e rotacional:

Etotal = Eeletrônica + Evibracional + Erotacional (eq. 5)

A quantidade de energia que uma molécula possui em cada uma das formas não écontínua, mas uma série de níveis discretos ou níveis de estado. As diferenças de energia entre osdiferentes estados são na seguinte ordem:

Eeletrônica > Evibracional > Erotacional

Em algumas moléculas e átomos, luz tem energia suficiente para ocasionar transiçõesentre os diferentes níveis eletrônicos de energia.

O comprimento de onda da luz absorvida é aquele que tem energia suficiente para moverum elétron de um nível inferior de energia para um nível superior de energia. Para transições



eletrônicas, a diferença de energia entre o estado fundamental e o estado excitado é relativamentegrande. Portanto, a absorção de energia e o retorno para o estado fundamental são processosrápidos, e o equilíbrio é alcançado muito rapidamente. Assim, uma simples relação linear entreabsorbância e concentração e a relativa facilidade de medida da luz têm feito com que aespectroscopia seja à base de vários métodos analíticos quantitativos.

2. Objetivos

Nesta aula, os ensaios da coloração da chama serão utilizados para observar as cores emitidas por diferentes metais no espectro visível (Figura 2), correlacionando este fenômeno com o modelo atômico proposto por Bohr.

Figura 2- Espectro na região do visível

3. Materiais e Reagentes

A partir do procedimento experimental selecionar os materiais, reagentes e vidrarias necessárias para a execução do experimento.

4. Procedimento Experimental

1. Coloque a haste de madeira na solução em estudo. Observe se a mesma foi absorvida pelamadeira. Leve-a à chama. Observe a coloração da chama e anote na tabela de resultados. Repitao mesmo procedimento com as demais soluções.

2. Faça misturas de soluções de metais (1:1) nos tubos de ensaios, conforme Tabela 1. Mergulheum palito em cada mistura e observe a coloração da chama. Anote na tabela de resultados.



5. ResultadosAMOSTRA COR DA CHAMA MISTURA COR DA CHAMANaCℓ NaCℓ + KCℓ

KCℓ KCℓ + LiCℓ

LiCℓ LiCℓ + CaCℓ2

CaCℓ2

CaCℓ2 + SrCℓ2

SrCℓ2

SrCℓ2 + BaCℓ2

BaCℓ2 BaCℓ2 + NaCℓ

VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa. 5a ed. São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.

Aula 3: Programa de Gerenciamento de Resíduos Químicos (PGRQ) nos Laboratórios deQuímica da PUC Goiás

1. Introdução

A geração de resíduos químicos em laboratórios de instituições de ensino superior noBrasil sempre foi um assunto pouco discutido na maioria das Universidades, em especial nosdepartamentos de Química a gestão dos resíduos gerados nas suas atividades rotineiras éinexistente e, devido à falta de um órgão fiscalizador o descarte inadequado é realizadonormalmente.

No atual cenário, aonde vários segmentos da sociedade vêm cada vez mais sepreocupando com a questão ambiental, as Universidades não podem continuar mantendo estamedida cômoda de simplesmente ignorar sua posição de geradora de resíduos, pois, tal atitudefere frontalmente o papel que ela própria desempenha quando avalia o impacto causado poroutras unidades geradoras de resíduo fora dos seus limites físicos.

Assim sendo, frente ao papel importante que as universidades desempenham na nossasociedade, diante da importância ambiental que estes resíduos podem apresentar e, por umaquestão de coerência e postura, os Laboratórios de Química do Departamento deMatemática, Química, Física e Engenharia de Alimentos (MAF) da Pontifícia UniversidadeCatólica de Goiás (PUC Goiás), se posicionam de forma ativa e consciente na implantação doPrograma de Gerenciamento de Resíduos (PGRQ), considerando a importância em preservar omeio ambiente e proteger a saúde dos cidadãos.

2. Objetivos

Esta aula tem por objetivo apresentar o processo de coleta seletiva, tratamento ereaproveitamento dos resíduos gerados nas aulas práticas do Laboratório de Química, de acordocom as normas e legislações vigentes e de forma ecologicamente correta.



3. Meta

Por meio de iniciativas para conscientizar funcionários, docentes, alunos e a comunidadeinterna e externa que freqüentam os laboratórios, o PGRQ tem como meta modificar ocomportamento cultural sobre a importância da preservação ambiental, quanto aos resíduosgerados, segregação e o seu destino final.

4. Programa de Gerenciamento de Resíduos Químicos (PGRQ)

A implantação e a manutenção de um Programa de Gerenciamento demandam a adoção detrês conceitos importantes, os quais direcionarão as atividades a serem desenvolvidas no decorrerdo programa. O primeiro é o de que gerenciar resíduos não é sinônimo de geração zero deresíduo, ou seja, o gerenciamento busca não só minimizar a quantidade gerada, mas tambémimpõe um valor máximo na concentração de substâncias notadamente tóxicas no efluente finalda unidade geradora, tendo como guia as Resoluções do Conselho Nacional do Meio Ambiente(CONAMA). O segundo conceito diz que só se pode gerenciar aquilo que se conhece, e assimsendo, um inventário de todo o resíduo passivo produzido na rotina da unidade geradora éindispensável. O terceiro conceito importante é o da responsabilidade objetiva na geração doresíduo, ou seja, o gerador do resíduo é o responsável pela sua destinação final.

Além destes três importantes conceitos que servem de sustentação para qualquer programade gerenciamento de resíduos, a operacionalização deste envolve outros pontos básicos:

1) O compromisso explícito dos responsáveis da Unidade Geradora pelo programa;

2) A conscientização de todos os usuários do laboratório;

3) O Inventário do passivo e ativo existente na unidade geradora;

4) A Hierarquização das responsabilidades de cada pessoa envolvida no PGRQ.

O compromisso formal dos responsáveis pela Unidade Geradora em programar e mantero PGRQ é importante, primeiro porque envolve todo o pessoal ligado diretamente às atividadesque geram resíduos. Além disso, devemos considerar que grande parte destas pessoas estaráengajada em alguma atividade adicional pelo menos durante a fase inicial do PGRQ. Umprograma desta natureza sempre demanda recursos financeiros tanto na sua fase inicial, como nasua manutenção e um levantamento completo dos resíduos vencidos sem utilidade que seclassificam como passivo e os reagentes químicos que são utilizados no dia-a-dia classificadosativo são importantes, porque permitem que a unidade conheça a si própria quanto à natureza equalidade dos resíduos gerados e estocados.

5. Resíduos Químicos

Os resíduos contendo substâncias químicas que podem apresentar risco à saúde públicaou ao meio ambiente, dependendo de suas características de inflamabilidade, corrosividade,reatividade e toxicidade são:

1. Produtos hormonais e produtos antimicrobianos; citostáticos; antineoplásicos;imunossupressores; digitálicos; imunomoduladores; anti-retrovirais, quando descartadospor serviços de saúde, farmácias, drogarias e distribuidores de medicamentos ouapreendidos e os resíduos e insumos farmacêuticos dos Medicamentos controlados pelaPortaria do Ministério da Saúde (MS) n. 344 de 1998;



2. Resíduos de saneantes, desinfetantes, resíduos contendo metais pesados; reagentes paralaboratório, inclusive os recipientes contaminados por estes;

3. Efluentes de processadores de imagem (reveladores e fixadores);

4. Efluentes dos equipamentos automatizados utilizados em análises clínicas;

5. Demais produtos considerados perigosos pela classificação da NBR 10004 (ABNT, 2004)aquele tóxicos, corrosivos, inflamáveis e reativos.

6. Resíduos Comuns Recicláveis

Resíduos que não apresentem risco biológico, químico ou radiológico à saúde ou ao meioambiente, podendo ser equiparados aos resíduos domiciliares como: papel de uso sanitário,fralda, absorventes higiênicos, peças descartáveis de vestuário, resto alimentar, material utilizadoem anti-sepsia, sobras de alimentos e do preparo de alimentos, resto alimentar de refeitório,resíduos provenientes das áreas administrativas, resíduos de varrição como flores, podas ejardins, resíduos de gesso provenientes de assistência à saúde.

7. Resíduos Perfurocortantes

Materiais perfurocortantes ou escarificantes, tais como: Lâminas de barbear, agulhas,escalpes, ampolas de vidro, brocas, limas endodônticas, pontas diamantadas, lâminas de bisturi,lancetas; tubos capilares; micropipetas; lâminas e lamínulas; espátulas; e todos os utensílios devidro quebrados no laboratório tais como pipetas, tubos de coleta sanguínea, placas de Petri eoutros similares.

8. Diretrizes para o Gerenciamento de Resíduos Químicos nos Laboratórios de Química daPUC Goiás

Tanto a seleção quanto o tratamento adequados para cada tipo de resíduo gerado éfundamental para a minimização do impacto ambiental causado pela atividade desenvolvida nosLaboratórios de Química da PUC Goiás.

Os resíduos gerados no laboratório se enquadram são Resíduos Químicos, ResíduosComuns Recicláveis e Resíduos Perfurocortantes. Portanto, são de suma importância oconhecimento da legislação e as recomendações para o tratamento e descarte desses.

A legislação que estabelece as diretrizes para a classificação, tratamento e limites paralançamento na rede pública são as Resoluções do CONAMA e algumas NBRs da ABNT.

8.1. Resíduos Químicos

As características dos riscos destas substâncias são as contidas na Ficha de informaçõesde Segurança de Produtos Químicos (FISPQ), conforme NBR 14725-4 (ABNT, 2009).

Resíduos químicos que apresentam risco à saúde ou ao meio ambiente, quando nãoforem submetidos a processo de reutilização, recuperação ou reciclagem, devem ser submetidosa tratamento ou disposição final específicos.



Resíduos químicos no estado sólido, quando não tratados, devem ser dispostos ematerro de resíduos perigosos da Classe I.

Resíduos químicos no estado líquido devem ser submetidos a tratamento específico,sendo vedado o seu encaminhamento para disposição final em aterros.

Ambos devem ser acondicionados observadas as exigências de compatibilidadequímica dos resíduos entre si, assim como de cada resíduo com os materiais das embalagens deforma a evitar reação química entre os componentes do resíduo e da embalagem, enfraquecendoou deteriorando a mesma, ou a possibilidade de que o material da embalagem seja permeável aoscomponentes do resíduo.

Quando os recipientes de acondicionamento forem constituídos de polietileno, deveráser observada a compatibilidade. Quando destinados à reciclagem ou reaproveitamento, devemser acondicionados em recipientes individualizados, observadas as exigências de compatibilidadequímica do resíduo com os materiais das embalagens de forma a evitar reação química entre oscomponentes do resíduo e da embalagem, enfraquecendo ou deteriorando a mesma, ou apossibilidade de que o material da embalagem seja permeável aos componentes do resíduo.

Os resíduos líquidos devem ser acondicionados em recipientes constituídos de materialcompatível com o líquido armazenado, resistentes, rígidos e estanques, com tampa rosqueada evedante.

Os resíduos sólidos devem ser acondicionados em recipientes de material rígido,adequados para cada tipo de substância química, respeitando as suas característicasfísico-químicas e seu estado físico, e identificados de acordo com a Resolução da DiretoriaColegiada (RDC) do CONAMA n. 306 de 2004.

As embalagens que não entram em contato direto com produto químico devem serfisicamente descaracterizadas e acondicionadas como Resíduo do Grupo D, podendo serencaminhadas para processo de reciclagem.

As soluções de ácidos ou bases utilizadas devem ser neutralizadas para alcançarem pHentre 7 e 9, sendo posteriormente lançados na rede coletora de esgoto ou em corpo receptor,desde que atendam as diretrizes estabelecidas pelos órgãos ambientais, gestores de recursoshídricos e de saneamento competentes.

O descarte de pilhas, baterias e acumuladores de carga contendo Chumbo (Pb),Cádmio (Cd) e Mercúrio (Hg) e seus compostos, deve ser feito de acordo com a Resolução doCONAMA n. 257 de 1999.

Os demais resíduos sólidos contendo metais pesados podem ser encaminhados aAterro de Resíduos Perigosos – Classe I ou serem submetidos a tratamento de acordo com asorientações do órgão local de meio ambiente, em instalações licenciadas para este fim. Osresíduos líquidos deste grupo devem seguir orientações específicas dos órgãos ambientais locais.

Os resíduos contendo Mercúrio (Hg) devem ser acondicionados em recipientes sobselo d’água e encaminhados para recuperação.

Resíduos químicos que não apresentam risco à saúde ou ao meio ambiente, nãonecessitam de tratamento, podendo ser submetidos a processo de reutilização, recuperação oureciclagem.

Resíduos no estado sólido, quando não submetidos à reutilização, recuperação oureciclagem devem ser encaminhados para sistemas de disposição final licenciados.



Resíduos no estado líquido podem ser lançados na rede coletora de esgoto ou em corporeceptor, desde que atendam respectivamente as diretrizes estabelecidas pelos órgãos ambientais,gestores de recursos hídricos e de saneamento competentes.

8.2. Resíduos Comuns Recicláveis

Os resíduos orgânicos como sobras de alimento e de pré-preparo desses alimentos,restos podem ser encaminhados ao sistema coletor da Companhia de Urbanização de Goiânia(COMURG).

8.3 Resíduos Perfurocortantes

Os materiais perfurocortantes como agulhas e lâminas devem ser descartadosseparadamente, no local de sua geração, imediatamente após o uso em recipientes rígidos,resistentes à punctura, ruptura e vazamento, com tampa, devidamente e identificados. No caso devidrarias quebradas, o descarte deve ser feito conforme descrito acima em recipiente separadocom identificação específica.

9. O Tratamento e o Acondicionamento dos Resíduos Gerados

O tratamento não visa zerar a geração de resíduos e sim atender aos pré-requisitos adotadospela legislação. Os grupos de resíduos anteriormente identificados nesse laboratório químico,além de segregados e identificados, são tratados, acondicionados e destinados de acordo com osprocedimentos operacionais padrões (POPs) disponíveis no PGR da Química.

10. Bibliografia

PLANO DE GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS (PGR) da PUC Goiás.

Aula 4: Técnicas de Trabalho com Material Volumétrico

1. Introdução

A Química é uma ciência experimental e um dos procedimentos mais utilizados nolaboratório é a medição. Medir significa determinar com base em uma determinada escala, aquantidade de uma grandeza. Muitas vezes a prática química não exige medidas precisas, isto é,quando a medida é qualitativa. No entanto, muitas vezes é necessário saber com exatidão eprecisão a massa ou o volume de uma substância. Para determinarmos a massa, utilizamosbalanças. Para medirmos o volume, utilizamos vários recipientes que nos ajudam a realizarmedidas, com diferentes níveis de precisão.

Muitas vezes o resultado de uma determinada prática depende fundamentalmente do graude precisão com que foram realizadas as medidas, por isso é importante que você conheça osrecipientes volumétricos, saiba lidar com eles e esteja ciente dos erros que podem acontecer paraprocurar evitá-los.



2. Objetivos

Esta aula tem como objetivos reconhecer os principais recipientes volumétricos, estudarsuas características e especificações de utilidade, as técnicas de limpeza e manipulação.

3. Técnicas de Leitura

A prática de análise volumétrica requer a medida de volumes líquidos com elevadaprecisão. Erros nas medidas acarretam em erros nos resultados finais da análise, os quais devemser evitados. A não observação dos cuidados necessários à medição conduz a resultadosequivocados, mesmo quando todas as outras regras de operação são realizadas com precisão.

A medida de volumes está sujeita a uma série de erros devidos à ação da tensão superficialsobre superfícies líquidas, dilatações e contrações provocadas pelas variações de temperatura,imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos e erros de paralaxe.

Medir volumes de líquidos em um recipiente significa comparar a sua superfície com aescala descrita no recipiente utilizado. Essa superfície é denominada menisco. Os líquidos têm apropriedade de reduzir ao máximo a sua superfície. Esta propriedade denomina-se tensãosuperficial e está relacionada com a força na qual as moléculas de um líquido se atraemmutuamente. Se no interior de um líquido as forças de atração estão saturadas, na superfície estácompensada só uma parte delas. Por isso as moléculas da superfície sofrem uma atraçãorecíproca especialmente forte, é como se o líquido estivesse coberto por uma películaautotensora. Essa força que contrai a superfície do líquido é o que chamamos de tensãosuperficial e varia para cada líquido, dependendo do caráter da interação intermolecular.

O menisco é a superfície do líquido que estaremos medindo. Para a água, a força de coesãoentre as moléculas é parcialmente superada pelas de adesão entre ela e o vidro, e o menisco écôncavo, sendo que sua parte inferior (vértice) deverá coincidir com a linha de aferição (Figura3.1). No mercúrio, ao contrário, as forças de coesão são bastante maiores que as de adesão entreo mercúrio e o vidro, e o menisco é convexo, sendo considerado para leitura sua parte superior(Figura 3.2).

Para líquidos que apresentam concavidade e são transparentes ou levemente coloridos, aparte inferior do menisco deverá coincidir com a linha de aferição (Figura 3.3). Se for fortementecolorido, isto é, se não for possível verificar o menisco, deve-se considerar sua parte superior(Figura 3.4).



Figura 3.1: Superfície côncava Figura 3.2: Superfície convexa

Figura 3.3: Menisco inferior Figura 3.4: Menisco superior

Outra técnica importante é a posição do olho do observador. Este deverá estar sempre nomesmo nível da marca de aferição do recipiente (Figura 3.5). Se o observador estiver olhandopor cima do menisco, observará um valor superior ao verdadeiro. Se estiver olhando por baixodo menisco, observará um valor inferior. Estes erros são conhecidos como erros de paralaxe.

Figura 3.5: Posição do observador. Erro de paralaxe.



4. Limpeza e secagem de material volumétrico

Os aparelhos volumétricos devem estar perfeitamente limpos, para que os resultados dasmedidas possam ser reprodutíveis. Recomenda-se limpar o material com solução detergente,enxaguá-lo várias vezes com água da torneira e depois com jatos de água destilada. Verifica-se alimpeza, deixando escoar a água. Se a película líquida, inicialmente formada nas paredes, escorreuniformemente, sem deixar gotículas presas, a superfície está limpa. Qualquer sujeira aderida àsparedes dos recipientes altera o resultado final da medida.

Caso seja necessária limpeza mais drástica, existem soluções especiais, tais como soluçãosulfocrômica (dicromato de potássio em ácido sulfúrico concentrado). Esta solução é corrosiva eexige muito cuidado em seu emprego. Outras soluções utilizadas são a alcoólica de hidróxido depotássio, mistura álcool e éter; solução básica de permanganato de potássio.

Para a secagem de material volumétrico, pode-se utilizar: secagem comum, por evaporaçãoà temperatura ambiente; secagem em corrente de ar, por exemplo, ar aspirado por meio de umabomba de vácuo.

Uma secagem rápida pode ser obtida após enxaguar o material com álcool ou acetona.Caso não se disponha de tempo para secar pipetas ou buretas, deve-se enxaguá-las repetidasvezes com pequenas porções do líquido que será usado para enchê-las. Material volumétrico nãodeve ser seco em estufa, nem deve ser aquecido.


A partir do procedimento experimental, selecionar os materiais, as vidrarias e osreagentes necessários para a execução dos experimentos (sublinhados).


1- Comparação entre proveta e béquer:

Utilizando o bastão de vidro, encha a proveta de 50mL com água destilada e acerte o traço de aferição. Com cuidado, transfira esse volume para um béquer de 100mL. Compare o volume final. Anote a sua observação na tabela de resultados.

2- Comparação entre proveta e balão volumétrico:

Utilizando o bastão de vidro, encha a proveta de 100mL com água destilada e acerte o traço deaferição. Transfira para um balão volumétrico de 100mL, limpo e seco. Compare o volume final.Anote a sua observação na tabela de resultados.

3- Comparação entre bureta e béquer:

Fixe uma bureta de 50mL no suporte universal. Feche a torneira de controle de escoamento.Coloque um béquer de 100mL embaixo da bureta. Com auxílio de um béquer de 50mL, encha abureta com água destilada e observe se há vazamento. Verifique se há bolhas entre a torneira e aextremidade inferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira rapidamente até removê-la. Emseguida, encha a bureta com água destilada e acerte o menisco com o traço de aferição (zero),



que fica na parte superior. Segure a torneira com a mão esquerda e usando os dedos polegar emédio dessa mão, inicie o escoamento. Transfira 50mL de água da bureta, para um béquer de100mL limpo e seco. Compare o volume final. Anote a sua observação na tabela de resultados.

4- Técnicas de pipetagem:

Segure uma pipeta graduada de 5 ou 10mL pela extremidade superior e acople o pipetador deborracha. Retire o ar de dentro do pipetador apertando simultaneamente a válvula superior e opipetador. Mergulhe a extremidade inferior da pipeta em um béquer de 50mL contendo águadestilada. Faça a sucção apertando a válvula inferior do pipetador até notar que o líquido subiuum pouco acima do traço de aferição. Puxe devagar para que o líquido não entre no pipetador.Para escoar o líquido, utilize a válvula lateral do pipetador. Acerte o zero e transfira lentamente,de 1 em 1mL, o líquido para um béquer. Repita o procedimento até não mais encontrardificuldade em manusear o pipetador.

Repita o procedimento 4 com um líquido escuro (solução de KMnO4)

Repita o procedimento 4 utilizando uma pipeta volumétrica (volume fixo).

Observação: Não se deve pipetar com a boca. Deve-se sempre utilizar o pipetador de borracha(pêra) acoplado à extremidade superior da pipeta. Os líquidos TÓXICOS, VOLÁTEIS ECORROSIVOS devem ser pipetados na capela com exaustor ligado.

7. Resultados

Procedimento Observações

1

2

3

9. Referências

E. O. Albuquerque. Aulas Prática de Química. Editora Moderna, São Paulo, 1994.

Aula 5: Análise das Propriedades de Reagentes Químicos

1. Introdução

O trabalho em laboratório de Química tem como principais objetivos à aquisição deconhecimentos fundamentais sobre as operações práticas e o relacionamento das experiênciascom os conceitos teóricos.

As experiências de laboratório estimulam a curiosidade, desenvolvem as habilidades deobservação, registro e interpretação de dados, assim como oferecem a oportunidade de um bomtreinamento na manipulação de diversos materiais e equipamentos.



O sucesso de uma experiência está diretamente relacionado com o interesse, organização ecuidado na sua execução. Assim, o respeito às normas de segurança é fundamental para se evitaracidentes, devidos aos riscos inerentes dos trabalhos desenvolvidos.

O cuidado e a adoção de medidas de segurança são de responsabilidade de cada indivíduono laboratório. Se existir qualquer dúvida quanto à segurança de uma experiência, deve-se pedira opinião de uma pessoa experiente ao invés de esperar que nada de mal aconteça. Cada um quetrabalhe deve ter responsabilidade no seu trabalho e evitar atitudes imprudentes, de ignorância oupressa que possam acarretar num acidente e possíveis danos. Deve prestar atenção à sua volta ese prevenir contra perigos que possam surgir do seu trabalho, bem como de outras pessoas.

Nenhum produto químico deve ser manipulado no laboratório sem que se saiba exatamenteo seu comportamento. Os rótulos devem conter sempre informações necessárias para a perfeitacaracterização, bem como indicações de riscos, medidas de prevenção para o manuseio einstruções para o caso de eventuais acidentes. Dessa forma é fundamental que o químico saibadiferenciar as propriedades, a qualidade e os eventuais riscos na manipulação de reagentesquímicos.

2. Objetivos

Esta aula tem como objetivos analisar os reagentes químicos quanto as suas propriedadesfísicas e químicas, a forma correta de manipulá-los e como proceder em casos de acidentes.

3. Materiais

• Catálogos de diferentes empresas

4. Reagentes (sugestão)

• Ácidos inorgânicos: HCl, H2SO4, HNO3 • Ácidos Acético e Cítrico

• Hidróxidos: NaOH e NH4OH • Solventes: Hexano e Acetona

• Sais: Sulfato de cobre e Nitrato de ferro • Óxidos: óxido de crômio


Você encontrará sobre a bancada alguns produtos químicos. Analise seis frascos, leia o rótulo eorganize as seguintes informações na tabela abaixo.

Resultados

Tabela 2.1: Análise dos reagentes

Nome doReagente

Fórmula

Empresa



EstadoFísico

Ponto deFusão (°C)

Ponto deEbulição

(°C)

Densidade(g/cm3)

MassaMolecular

(g/mol)

% dasprincipaisimpurezas

Riscos de Manipulação

Forma de Descarte



Aula 6: Condutividade Elétrica das Soluções – força de ácido e base

1. Introdução

Eletrólitos são substâncias que em um meio de elevada constante dielétrica, tal como a água,dissociam-se em íons (cátions e ânions) que se movem na solução, simultaneamente e em direçõesopostas, estabelecendo a corrente elétrica. O íon positivo (cátion) é atraído pelo pólo negativo (catodo) e oíon negativo (ânion) é atraído pelo pólo positivo (anodo).

A dissociação iônica pode ser total (eletrólitos fortes), como acontece com a maioria dos sais e emalguns ácidos e bases, ou parcial (eletrólitos fracos), como ocorre com a maior parte dos ácidos e bases.Quando fundidos, quase todos os eletrólitos conduzem eletricidade.

Deve-se registrar que uma substância que se comporta como um eletrólito em água pode não formaruma solução condutora em outro solvente. Isto é o que ocorre, por exemplo, com o cloreto de sódio emálcool, éter ou hexano.

Os não-eletrólitos são as substâncias que quando em solução não conduzem a corrente elétrica. Porexemplo, sacarose, manose, glicose, etanol e uréia em soluções aquosas.

2. ObjetivosNesta aula serão realizados experimentos visando comparar a condutividade elétrica de diferentes eletrólitos e verificar que: a) a condutividade está relacionada com a mobilidade dos íons na solução; b) que a concentração iônica está diretamente relacionada com a carga que atravessa a solução; c) que quando se mistura uma substância iônica com uma substância molecular há uma interação entre elas que modifica suas estruturas e sua condutividade elétrica; d) o efeito da natureza do solvente e do soluto e também da concentração do soluto sobre a condutividade da solução.

3. Materiais e ReagentesA partir do procedimento experimental, selecionar as vidrarias e reagentes necessários para a execução dos experimentos.

4. Procedimento Experimental4.1 Verificação da natureza elétrica de espécies puras e em solução1. Meça numa proveta 100mL de água destilada-deionizada para um béquer de 150mL. Mergulhe os eletrodos de cobre, previamente limpos, lavados e secos, e conecte a fonte de corrente alternada, como mostrado na figura 1. Verifique a condutividade elétrica da água. Anote as suas observações.

Figura 1- Arranjo a ser utilizado na verificação da condutividade das soluções2. Adicione ao béquer contendo água, uma pequena quantidade de sacarose, agite até haver dissolução completa do sólido, ligue o sistema e observe a condutividade da solução.

Tecelagem - Química Geral 23


3. No mesmo béquer, adicione uma pequena quantidade de cloreto de sódio, agite até haver dissolução completa do sólido, ligue o sistema e observe a condutividade da solução.4. Em outro béquer de 150mL, transfira cerca de 50mL de solução de ácido acético 0,1mol L -1 e teste a condutividade da mesma.5. Em outro béquer de 150mL, repita o procedimento acima utilizando uma solução de hidróxido de amônio 0,1mol L -1 .6. Misture as soluções utilizadas nos itens 4 e 5, verifique a condutividade. Compare com os resultados obtidos acima. 7. Em outro béquer de 150mL, adicione 50mL de álcool etílico e, a seguir, uma pequena quantidade de cloreto de sódio. Agite e verifique a condutividade da solução.Anote no quadro de resultados as suas conclusões relativas à classificação da solução como um eletrólito forte, fraco ou não eletrólito, utilizando como referência a situação da lâmpada (acesa ou apagada).

4.2 Determinação do ponto de equivalência de uma titulação utilizando medida de condutividade8. Transfira para um béquer de 250mL, 50mL de solução saturada de hidróxido de bário, Ba(OH)2, e cerca de 3 gotas de fenolftaleína 1% (indicador ácido-base) e agite. Observe a cor. Mergulhe os eletrodos na solução. Faça as conexões como indicadas na figura 2 e verifique a condutividade da solução.9. Adicione na bureta de 25mL, a solução de ácido sulfúrico 1mol L -1 (H2SO4) e titule lentamente, adicionando gota a gota esta solução. Mantenha o sistema de condutividade ligado.10. Titule lentamente até o ponto de viragem (rosa para incolor) do indicador.11. Adicione algumas gotas da solução de H2SO4 1mol L-1 e anote as suas observações.

Figura 2. Aparelho para titulação5. ResultadosItem/Solução Situação da lâmpada Classificação da solução

1. água pura

2. Solução de sacarose

3. Solução de sacarose + NaCℓ

4. Solução de ácido acético

5. Solução de NH4OH

6. Mistura de ácido acético e NH4OH

7. etanol + NaCℓ



8. Ba(OH)2 + fenolftaleína

9. H2SO4 + Ba(OH)2

10. Até o ponto de equivalência11. Excesso de H2SO4

7. BibliografiaKOTZ, J. C.; TREICHEL Jr, P. Química Geral e Reações Químicas. v. 1. São Paulo: Thomson Learning. 2006.

Aula 7: Cálculo de Concentrações – preparação e padronização da solução de hidróxido de sódio

1. Introdução

Uma solução é formada quando uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias formam umaúnica fase. O componente presente em maior quantidade é chamado solvente e os outros componentessão denominados solutos.

Quando se pensa em soluções, a primeira idéia que ocorre envolve a água como solvente, porexemplo: refrigerantes, bebidas, detergentes, remédios em solução oral, etc. Porém muitos produtos deconsumo, tais como os óleos lubrificantes e a gasolina são soluções constituídas por outros líquidos. Alémdisso, deve-se estar atento que soluções não envolvem apenas os solventes líquidos. O ar é uma soluçãode N2, O2, CO2, vapor d’água e outros gases. O vidro, sólido amorfo, é uma solução de óxidos metálicos(Na2O e CaO, entre outros) em SiO2. A solda usada para fazer as conexões elétricas nos circuitos dascalculadoras e dos computadores é também uma solução sólida de Sn, Pb e outros metais.

As propriedades das soluções, por exemplo, a cor ou o sabor, dependem de sua concentração. Emquímica, a quantidade de soluto dissolvido em uma unidade de volume ou de massa da solução ou dosolvente se denomina concentração. A concentração é expressa, comumente, em mol do soluto por litroda solução; esta concentração é a molaridade da solução.

Em análise química é necessário preparar soluções de concentração exatamente conhecida, isto é,soluções padrões.

Quando a substância não for facilmente solúvel em água, é aconselhável aquecer a substância e umpouco do solvente em um béquer com agitação, até que a substância se dissolva completamente. Emseguida, deixa-se a solução resfriar e transferir para um balão volumétrico com o auxílio de um funil.Lava-se o béquer algumas vezes com o solvente, transferindo tudo para o balão. Em nenhumacircunstância o balão volumétrico pode ser aquecido.

Nos trabalhos de grande exatidão, os frascos devem ser de pyrex, ou de outro vidro resistente comtampas esmerilhadas. Para soluções alcalinas os frascos de vidro são substituídos por frascos depolietileno uma vez que as bases reagem com os componentes do vidro. Deve-se observar que os frascosde vidro são obrigatórios para algumas soluções, como por exemplo, iodo e nitrato de prata. Nestes doiscasos o vidro deve ser escuro (âmbar), pois estas substâncias degradam-se por ação da luz.

Os frascos de estocagem devem estar limpos e secos. Os frascos devem ser rotulados com o nomeda solução, concentração, data de preparação e, quando for o caso, o nome do analista.

Sobre a volumetria de neutralização compreende titulações de espécies ácidas com solução padrãoalcalina e titulações básicas com solução padrão ácidas. O reagente titulante é sempre um ácido forte ouTecelagem - Química Geral 25


uma base forte.

Comumente o ponto final na titulação de neutralização é sinalizado com o auxílio de indicadoresácido-básicos. É importante conhecer o ponto da escala de pH em que se situa o ponto de equivalência datitulação, pois cada indicador apresenta uma zona de transição e também a maneira como varia o pH nocurso da titulação, particularmente em torno do ponto de equivalência. Este ponto coincide com o pontode neutralidade (pH 7) quando a titulação envolve um ácido forte e uma base forte. Nos demais casos, oponto de equivalência encontra-se deslocado para a região alcalina, quando a titulação envolve um ácidofraco e uma base forte, ou para a região ácida, quando a titulação envolve um ácido forte com uma basefraca.

Para preparar soluções padrões alcalinas, o regente mais usado é o hidróxido de sódio. No entanto oNaOH pode conter uma quantidade considerável de Na2CO3, além de ser higroscópico. Este reagente nãoé padrão primário e a sua solução deve ser padronizada contra reagentes ácidos, por exemplo, o biftalatode potássio. As soluções de hidróxido de sódio atacam o vidro e dissolvem a sílica com formação desilicatos solúveis. A presença de silicatos solúveis causa erros e as soluções de hidróxidos devem serconservadas em frascos de polietileno.

2. Objetivos

Esta aula tem como objetivos preparar, padronizar e conservar uma solução de NaOH 0,1 mol L-1.

3. Considerações sobre padrão primário

Segundo Gil; Orlando; Matias e Serrano (2005) em um laboratório analítico o doseamento dequalquer tipo de matéria ou produto manufaturado é necessária a preparação de soluções de concentraçõesconhecidas e confiáveis. Este reagente é chamado de padrão primário que para isso são requeridasalgumas exigências entre elas:

a- Fácil obtenção, purificação, secagem e preservação em estado puro;

b- Não deve ser higroscópico e nem oxidar no ar ou ser sensível ao dióxido de carbono; durante ouso e estocagem, a composição deve permanecer invariável;

c- O total de impurezas não deve exceder 0,01-0,02%;

d- Deve possuir uma massa molecular relativamente elevada, a fim de que os erros de pesagempossam ser desprezíveis;

e- Deve ser solúvel nas condições experimentais

f- Deve reagir com a espécie de interesse de modo estequiométrico e instantâneo.

4. Considerações sobre biftalato de potássio

As soluções de hidróxido de sódio são geralmente padronizadas com hidrogenoftalato de potássioou biftalato de potássio [HKC6H4(COO)2], que é um padrão primário (Figura1). É um sal comcaracterísticas ácidas que reage estequiometricamente com o NaOH.



CO

OK

OC

OH

Figura 1: Estrutura molecular do biftalato de potássio.

5. Materiais, Vidrarias e Reagentes

A partir do procedimento experimental, selecionar os materiais, vidrarias e reagentes necessáriospara a execução dos experimentos.

6. Procedimento experimental

6.1. Preparação da solução NaOH 0,1 mol L-1.

1- Meça com a pipeta volumétrica 25,0mL da solução estoque de NaOH 1,0mol/L. Transfiracuidadosamente para um balão volumétrico de 250mL.

2- Com o auxílio de um bastão de vidro, complete o volume do balão com água destilada recém fervida.Acerte o menisco e homogeneíze. Junte todas as soluções preparadas e transfira para frascos depolietileno e rotule-os.

Observação: O frasco de estocagem deve estar limpo e lavado três vezes com um pouco da soluçãopreparada.

6.2 Padronização da solução de NaOH 0,1 mol L-1.

1- Calcule a massa de biftalato de potássio necessária para reagir completamente com 25,00mL dasolução de NaOH 0,1 mol L-1.

2- Pese exatamente a massa calculada no item 1 e transfira quantitativamente para um erlenmeyer de250mL. Adicione cerca de 50mL de água destilada fria e recém fervida. Adicione duas gotas defenolftaleína 1% e homogeneizar.

3- Lave a bureta de 25mL com pequena quantidade da solução de NaOH 0,1 mol L-1. Feche a torneira decontrole de escoamento. Nas pias, com auxílio de um béquer de 50mL, encha a bureta com solução deNaOH 0,1 mol L-1 e observe se há vazamento. Verifique se há bolha entre a torneira e a extremidadeinferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a buretacom NaOH 0,1 mol L-1e acerte o menisco (zero). Fixe a bureta no suporte universal.

4- Titule com a solução recém preparada de NaOH 0,1 mol L-1, até mudança de coloração do indicadorfenolftaleína de incolor para rosa. Anote o volume gasto e calcule o fator de correção, utilizando aseguinte fórmula.

gasto

25,0

VFc =

ou

MV

mFc

..2042,0=

m = massa do biftalato de potássio pesada V = volume gasto da solução de NaOH (mL)



M= molaridade da solução (0,1 mol L-1) 0,2042 = mmol do biftalato de potássio

5- Calcule a média dos fatores de correção da turma. Em seguida, calcule a concentração real da soluçãode NaOH 0,1 mol L-1 e escreva no rótulo.

Mreal = Fc x 0,1

7. Resultados

Tabela 1: Resultados da padronização da solução de NaOH 0,1 mol L-1

Fator de correção da solução de NaOH 0,1 mol L-1– Grupo1




Média do Fator de Correção da solução de NaOH 0,1 molL-1

Molaridade real da solução de NaOH

Bibliografia

BACCAN, N.; ANDRADE, J. C.; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química AnalíticaQuantitativa Elementar. 2a ed. Campinas: Editora da UNICAMP. 1995.

OHLWEILLER, O.A. Química Analítica Quantitativa. v. 2. 3a ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos eCientíficos. 1981.

QUAGLIANO, J. V.; VALLARINO, L.M. Química. 3a ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois. 1979.



Aula 8: Cálculo de Concentrações – preparação e padronização da solução de ácido sulfúrico

1. Objetivos

Esta aula tem como objetivos preparar e padronizar solução aquosa de ácido sulfúrico.


A partir do procedimento experimental, selecionar as vidrarias e reagentes necessários para aexecução dos experimentos.

3. Preparação de Solução de H2SO4 0,05mol L-1

Na capela de exaustão química, adicionar num balão volumétrico de 100mL, 50mL de água destilada eem seguida o H2SO4 concentrado. Completar o volume do balão com água destilada e homogeneizar.Transferir para um frasco âmbar e rotular. Considerar o teor do ácido 95% m/m e densidade 1,840g/mL

4. Padronização de Solução de H2SO4 0,05mol L-1

Pesar 0,1325g de Na2CO3 em um béquer e transferir para um erlenmeyer de 250mL. Adicionar 50mL deágua destilada. Agitar até dissolver. Adicionar 2 gotas de alaranjado de metila. Titule até mudança decoloração de amarelo para laranja. Calcular a concentração real da solução.

gasto

25,0

VFc =

ou

MV

mFc

..106,0=

m = massa do carbonato de sódio V = volume gasto da solução de H2SO4 (mL)

M= molaridade da solução (0,05 mol L-1) 0,106 = mmol do carbonato de sódio

Calcule a média dos fatores de correção da turma. Em seguida, calcule a concentração real da solução deH2SO4 0,05 mol L-1 e escreva no rótulo.

Mreal = Fc x 0,05



5. Resultados

Tabela 1: Resultados da padronização da solução de H2SO4 0,05 mol L-1

Fator de correção da solução de H2SO4 0,05 mol L-1= Grupo

1

Fator de correção da solução de H2SO4 0,05 mol L-1=Grupo

2


3


4

Média do Fator de Correção da solução de H2SO4 0,05 molL-1

Molaridade real da solução de H2SO4 0,05 mol L-1

6. Bibliografia

BACCAN, N.; ANDRADE, J. C.; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química AnalíticaQuantitativa Elementar. 2a ed. Campinas: Editora da UNICAMP. 1995.

OHLWEILLER, O.A. Química Analítica Quantitativa. v. 2. 3a ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos eCientíficos. 1981.

QUAGLIANO, J. V.; VALLARINO, L.M. Química. 3a ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois. 1979.

Aula 9: Determinação de Ácido Acetilsalicílico em Medicamentos Volumetria de Neutralização.

VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO1. Introdução:

Este método compreende todos os doseamentos volumétricos baseados em uma reação deneutralização. Por meio dele pode-se utilizar uma solução titulada de um ácido qualquer, fazer adeterminação quantitativa das bases (acidimetria) ou, usando uma solução titulada de uma base, dosearquantitativamente os ácidos (alcalimetria).

É também por esse método que se fazem outros doseamentos volumétricos baseados em umareação de neutralização, por exemplo, certos sais (Na2CO3 e Na2B4O7) que tenham uma reação fortementebásica, por causa da hidrólise por meio de ácidos. Também são feitos o doseamento dos sais de amônio, odoseamento do azoto nos compostos orgânicos, e outros.

No caso de ácidos orgânicos hidrossolúveis, como salicílico, cítrico, láctico, nicotínico, tartárico etricloroacético, são doseados por titulação direta com o NaOH, tais como os inorgânicos, na presença defenolftaleína como indicador. Os poucos solúveis em água, como o benzóico, desidrocólico e salicílico,são dissolvidos em etanol ou outro solvente miscível com água, como solventes, por conterem não raro,impurezas.

Logo, em análise volumétrica, a quantidade de um constituinte de interesse presente em umaamostra é determinada a partir de sua reação com um determinado volume de solução padrão, chamadatitulante. Na volumetria de neutralização, quando o titulante for um ácido ou uma base forte, a reaçãoenvolvida é a seguinte:



H3O+ + OH- ↔ H2Oneq ácido = neq base

As reações ácidas-bases são as mais comuns entre as empregadas em titulometria, dado que umnúmero considerável de fármacos tem caráter ácido ou básico.

O ponto de viragem se dá na condição de equilíbrio ou neutralidade, e os indicadores maiosutilizados são fenolftaleína e vermelho de metila.

Por convenção, a titrimetria de neutralização pode se dividir a acidimetria ou alcalimetria,dependendo do fármaco ser um ácido ou uma base.

São exemplos de fármacos doseáveis por acidimetria: o ácido acetilsalicílico, ácido benzóico,ácido mefenâmico, ácido nicotínico, benzoato de benzila, calamina, ciclofosfamida, clorpropamida,dienestrol, etclorvinol, etinilestradiol, fenilbutazona, fenobarbital, furosemida, glibenclamida,ibprofeno,indometacina, naproxeno, probenicida, teofilina, probemicida.

Quando os fármacos são suficientemente ácidos e hidrossolúveis, a titulação é feita diretamentecom hidróxido de sódio.

Fármacos insolúveis devem ser previamente solubilizados em um solvente hidromiscívelpreviamente neutralizado.

Entre os fármacos de caráter básicos estão a anfetamina, bicarbonato de sódio (fosfato decloroquina), dissulfiram, efedrina, glutetimida, lidocaína, meglumina, nafazolina, óxido de zinco,penicilina, procaína, primidona, tiopental sódico, uréia.

Tanto a acidimetria quanto a alcalimetria podem ser feitas de modo direto ou indireto.A titulação pode ser direta ou indireta, sendo direta quando o analito é titulado diretamente com

uma solução padrão específico. Já a titulação indireta é adotada quando o caráter ácido ou básico dofármaco não é suficientemente forte para que a cinética de reação seja adequada ao método analítico.Nesse caso, adiciona-se um excesso volumetricamente, medido de base a fármacos ácidos ou de ácido afármacos básicos, titulando-se o excesso, respectivamente, com solução volumétrica básica ou ácida.

Outro recurso utilizado na titulometria de neutralização para fármacos ácidos ou básicos muitofracos é a titulação em meio não aquoso.

Para esses fármacos demasiadamente fracos quanto ao caráter ácido ou básico, a água representaum interferente em potencial.

2. Determinação do teor em AAS em comprimidos

O ácido acetilsalicílico (C8O2H7COOH) é o analgésico mais utilizado em todo o mundo, tendo sidocomercializado pela primeira vez em 1898.

Figura 1: Fórmula estrutural do ácido acetilsalicílico mostrando o hidrogênio ionizável



Neste experimento, o teor de ácido acetilsalicílico num comprimido é determinado através de suatitulação com uma solução padronizada de hidróxido de sódio, sendo que a reação de neutralização é aseguinte:

C8O2H7COOH(alc/aq) + NaOH(aq) C8O2H7COONa(aq) + H2O(ℓ)

* alc/aq significa solução hidroalcoólica, isto é, ácido acetilsalicílico dissolvido numa misturaetanol/água.

OBSERVAÇÕES

1 – O ácido acetilsalicílico é praticamente insolúvel em água, mas solúvel em etanol. Por isto que se usauma mistura água/etanol na sua dissolução. 2 – Apesar de o ácido acetilsalicílico estar pouco dissolvido, à medida que a reação de neutralização oconsome forma o sal acetilsalicilato de sódio que é solúvel em água, mais ácido se dissolve, até a suadissolução total e término da reação.

Objetivos:Esta aula tem como objetivo determinar o teor de ácido acetilsalicílico através da volumetria de

neutralização.

Materiais e Reagentes

A partir do procedimento experimental selecionar os materiais, reagentes e vidrarias necessáriaspara a execução do experimento.

5. Procedimentos:

a. Pesar rigorosamente 2 comprimidos de “aspirina” e triturar num almofariz até obter pó fino.

b. Pesar numa cápsula de porcelana de 100 mL cerca de 500mg do comprimido triturado.

c. Adicionar 20 mL de água destilada e 20 mL de etanol 95% v/v

d. Aquecer em banho maria (50°C) por 10 minutos, agitando com o bastão de vidro.

e. Esfriar em repouso durante 5 minutos

f. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína 2% m/v

g. Adicionar a solução de NaOH 0,1 mol L-1, previamente padronizada, à bureta de 50 mL

h. Titular a amostra de aspirina até o ponto de viragem do indicador.

i. Anotar o volume consumido da solução de NaOH

j. Realizar o cálculo para determinação da concentração de AAS na amostra

g. Obter a massa de AAS presente em 500mg de amostra do comprimido.



6. Resultados

Massa de Aspirina (mg)

Volume de NaOH consumido (mL)

M AAS (mol L-1)

MM AAS (g/mol)

m AAS (mg)

Cálculos:

MNaOH . VNaOH = MAAS .VAAS

MAAS = mAAS

MMAAS x VAAS

7. Referência:

GIL, E.S.; ORLANDO, R.M.; MATIAS, R.; SERRANO, S.H.P. Controle Físico-Químico de Qualidadede Medicamentos, Campo Grande MS: Editora Uniderp, 2005 1 ed. pág.: 171.

BACCAN, N.; ANDRADE, J.C.; GODINHO,O.E.S.;BARONE,J.S. Química Analítica QuantitativaElementar,São Paulo SP: Editora Edgard Blücher Ltda, 2001 3 ed, 2004 2 reimpressão.

Aula 10: Determinação de cloretos em soro fisiológico Volumetria de Precipitação

1. Introdução

O soro fisiológico é uma solução de cloreto de sódio e água destilada numa concentração de 0,9%m/v, usada em grandes quantidades em hospitais. Sua administração geralmente é feita por via oral ou viaendovenosa (esterilizada). Essa solução deve apresentar concentração exata, pois pode provocar morte decélulas.

A determinação de cloretos em soro fisiológico é através da volumetria de precipitação que sebaseia em reações com formação de compostos pouco solúveis. A reação de precipitação deveprocessar-se praticamente de forma quantitativa no ponto de equivalência, completar-se em temporelativamente curto e oferecer condições para uma conveniente sinalização do ponto final.

Na prática, tais condições limitam muito o número de reações de precipitação utilizáveis. Muitasdelas não podem servir em virtude da carência de meios apropriados para a localização do ponto final. Emum número reduzido de casos, é possível conduzir a titulação sob observação visual até o ponto em que aformação de precipitado deixa de ocorrer. Mais comumente, apela-se para o uso de indicadores.

Muitos métodos volumétricos de precipitação empregam indicadores mais ou menos específicos, ouseja, apropriados para uma dada reação de precipitação. Há, entretanto, uma classe especial deindicadores, os indicadores de adsorção, que encontram um campo mais geral de aplicação. Aspossibilidades de aplicação das reações de precipitação na análise volumétrica se ampliamconsideravelmente com a utilização dos métodos físico-químicos para a localização do ponto final.

Outro aspecto importante é que muitas reações de precipitação se processam um tanto lentamente.Às vezes, é possível acelerar convenientemente a reação mediante adição de etanol ou acetona à reação.


Na+ Cℓ- Na+ Cℓ- Cℓ- Na+

Cℓ-

Cℓ- Na+ AgCℓ

NO3-

Ag+ NO3

- Ag+ Ag+ NO3-

Ag+ Ag+

NO3-

AgCℓ


Na análise volumétrica em geral, a variação das concentrações dos íons reagentes em torno do pontode equivalência depende grandemente do grau como se completa a reação. Na volumetria de precipitação,os fatores que decidem a questão são o produto de solubilidade do precipitado e as concentrações dosreagentes.

O método volumétrico de precipitação mais importante, único com um campo de aplicação mais oumenos amplo, é a argentimetria, que se baseia na formação de sais (haletos, cianeto, tiocianato) de pratapouco solúveis. Existem basicamente três métodos argentimétricos: método de Mohr, método de Volharde por indicadores de adsorção (Fajans).

A argentimetria envolve o uso de soluções padrões de nitrato de prata (AgNO3) e tem comoprincipal campo de aplicação à determinação de haletos e outros ânions que formam sais de prata poucosolúveis. A argentimetria compreende diferentes métodos, que podem ser classificados conforme atitulação seja direta ou indireta.

Nos métodos diretos, a solução que contém a substância a determinar é titulada com solução padrãode nitrato de prata até o ponto de equivalência. O ponto final pode ser identificado de várias maneiras:adição de nitrato de prata até que não mais se observe a formação de precipitado ou mudança decoloração de um indicador.

2. Considerações sobre método de Volhard:

É um método argentimétrico indireto, que consiste em precipitar o haleto com um excesso de nitratode prata e, então, titular a prata residual em meio ácido com uma solução padrão auxiliar de tiocianato depotássio, usando íon Fe3+ como indicador. [Fe(NH4)(SO4)2.12H2O] o indicador é uma soluçãoconcentrada ou saturada do alumen férrico.

3. Considerações sobre indicadores de adsorção:

Os indicadores de adsorção foram introduzidos por Fajans, como titulações argentimétricas diretas.São corantes orgânicos, com caráter de ácidos ou bases fracos (aniônicos ou catiônicos, respectivamente),que acusam o ponto final através de uma mudança de coloração sobre o precipitado. A mudança decoloração se deve à adsorção ou dessorção do corante como consequência de uma modificação da duplacamada elétrica em torno das partículas do precipitado na passagem do ponto de equivalência: assim, oaparecimento ou desaparecimento de uma coloração sobre o precipitado serve para sinalizar o ponto final.

A figura 3 representa a dupla camada elétrica em torno de uma partícula de cloreto de prata empresença de excesso de íon Cℓ- (a) e em presença de íons Ag+ (b). No primeiro caso, a partícula adsorve,primariamente, íons Cℓ- (reticulares) e, secundariamente, uma quantidade equivalente de cátions. Nosegundo caso, a partícula adsorve, primariamente, íons Ag+ (reticulares) e, secundariamente, umaquantidade equivalente de ânions.

Na+ Cℓ- NO3- Ag+

Na+ NO3-

Figura 3: Representação da dupla camada iônica



4. Considerações sobre o método de Mohr

O método de Mohr é um método argentimétrico direto, é aplicável à determinação de cloreto oubrometo. A solução neutra do haleto é titulada com nitrato de prata na presença de cromato de potássiocomo indicador. Os haletos são precipitados como sais de prata: o cloreto de prata é branco e o brometode prata branco-amarelado. O ponto final é assinalado pela formação de cromato de prata, vermelho. Ométodo baseia-se, pois, na precipitação fracionada: precipita primeiro, o haleto de prata e, depois, ocromato de prata.

Considere o caso da titulação de cloreto de sódio com nitrato de prata em presença de cromato.Obviamente, as condições da titulação devem ser tais que o cloreto seja quantitativamente precipitadocomo cloreto de prata branco antes que a precipitação de cromato de prata, vermelho se torne perceptível:por outro lado, é preciso que o indicador acuse a mudança de coloração com apenas um leve excesso deprata.

Equações químicas que representam os precipitados formados:

AgNO3 (aq) + NaCℓ (aq) → AgCℓ(s) + NaNO3 (aq) [precipitado branco]

2AgNO3 (aq) + K2CrO4 (aq) → Ag2CrO4 (s) + 2KNO3 (aq) [precipitado vermelho tijolo]

5. Objetivos

Esta aula tem como objetivos padronizar uma solução de AgNO3 0,1 mol L-1 e determinar aconcentração de cloreto em soro fisiológico através do método de Mohr.

6. Materiais e ReagentesA partir do procedimento experimental selecionar os materiais, reagentes e vidrarias necessárias

para a execução do experimento

7. Procedimento experimental

7.1. Preparação de solução 0,1mol L-1 de AgNO3 (realizada pelo técnico)

1. Pesar um béquer de 100mL na balança analítica e adicionar 1,698g de AgNO3. Adicionar águadestilada para dissolver o sal e transferir quantitativamente para um balão volumétrico de 100mL.

2. Agitar até dissolver completamente o sal e depois completar o volume até o traço de aferição com águadestilada. Esta solução deve ser armazenada em um frasco âmbar e conservada ao abrigo da luz.

7.2. Padronização da solução 0,1mol L-1 de AgNO3 com Cloreto de Sódio (1 mol = 58,5 g/mol)(realizada pelos alunos)

1. Pese na balança analítica, num béquer, cerca de 0,1462g de NaCℓ, previamente seco na estufa a120C por uma hora. O sal deve estar bem pulverizado.

2. Transfira quantitativamente para cápsula de porcelana de 100mL.

3. Adicione 25mL de água destilada para dissolver o sal. Em seguida, adicione 1mL de K2CrO4 5% m/v,como indicador. Goteje a solução de AgNO3 a ser padronizada, com o auxílio de uma bureta de 25mL, atéo aparecimento de cor castanho-avermelhada.

Calculo do fator de correção: Fc = ______ m ______Tecelagem - Química Geral 35


0,0585 . V . M

M = massa de NaCl pesada na padronização (g); V = volume gasto (mL); M = molaridade do nitrato de prata; 0,0585 = mmol de NaCl

7.3. Determinação do teor de cloreto de sódio numa amostra de soro fisiológico

1. Pipetar 10 mL da amostra para uma cápsula de porcelana de 100 mL.

2. Acrescentar 50 mL de água destilada.

3. Adicionar 4 gotas do indicador cromato de potássio K2CrO4 5% m/v. 4. Titular com a solução de AgNO3 0,1mol L-1 padronizada, até o aparecimento de coloração avermelhada (utilize um bastão de vidro para homogeneizar a solução).

6. CálculosMNaCℓ . VNaCℓ = M AgNO3 . V AgNO3

MNaCℓ = ? mol/LVNaCℓ = 10 mLM AgNO3 = 0,1 x FCV AgNO3 = Volume gasto na titulação

O teor de NaCℓ do soro fisiológico é 0,9% m/v, o que implica que existem 9g de NaCℓ em 1 L de soro. Assim:

1 mol NaCℓ_________58,45gX mol NaCℓ________ x g de NaCℓ (aproximadamente 9,0g em 1 litro)

9. Referências

VOGEL, A. Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Rio de Janeiro: LTC 1992.

BACCAN, N.; ANDRADE, J.C.; GODINHO,O.E.S.;BARONE,J.S. Química Analítica QuantitativaElementar,São Paulo SP: Editora Edgard Blücher Ltda, 2001 3 ed, 2004 2 reimpressão.

INSTITUTO ADOLFO LUTZ. Normas Analíticas do Instituto Adolfo Lutz. Métodos químicos e físicospara análise de alimentos 4. ed. Brasília 2005



Aula 11: Determinação da Dureza da Água Volumetria de Complexação

1. Introdução

A determinação da dureza da água é através de titulação complexométrica. Um íon complexo (oumolécula) consta de um átomo central (íon) e vários ligantes intimamente acoplados a ele. Muitos íonsmetálicos formam complexos estáveis, solúveis em água, com um grande número de aminas terciáriascontendo grupos carboxílicos. A formação destes complexos serve como base para a titulaçãocomplexométrica, que utiliza o ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA) para reagir com uma variedadede íons metálicos.

Apesar de existir um grande número de compostos usados na complexometria, EDTA é o maisutilizado, pois é um ácido fraco e forma complexos estáveis de estequiometria 1:1 com um grandenúmero de íons metálicos em solução aquosa.

O EDTA pode ser obtido com alta pureza, na forma do ácido propriamente dito ou na forma do saldissódico hidratado. As duas formas possuem alto peso molecular, mas o sal dissódico tem a vantagem deser mais solúvel em água. Este ácido é fraco e apresenta valores de pK1 = 2,00, pK2 = 2,66. pK3 = 6,16,pK4 = 10,26. Os valores de pKa mostram que os dois primeiros prótons são mais facilmente ionizáveis, doque os dois restantes.

Muitos íons metálicos formam complexos estáveis e solúveis em água com o EDTA, por exemplo,os íons cálcio e magnésio. A soma da concentração destes íons é denominada de índice da dureza da água,e é um dado muito importante na avaliação da qualidade da água. Outros cátions que se encontramassociados aos íons cálcio e magnésio, por exemplo, ferro, alumínio, cobre e zinco, geralmente sãomascarados ou precipitados antes da determinação. Assim, águas brandas são encontradas em solosbasálticos, areníferos e graníticos, enquanto que águas que procedem de solos calcáreos apresentamfreqüentemente durezas elevadas.

Devido aos motivos expostos, pode-se deduzir facilmente a necessidade do controle prévio da dureza da água, a fim de adotar as medidas de correções necessárias, conforme o uso a que se destina.

A dureza da água é medida tradicionalmente como a capacidade que a água se relaciona com o sabão, visto que uma água dura requer uma quantidade elevada de sabão para produzir espuma. Uma águade elevada dureza é prejudicial, quando esta é utilizada na limpeza, resfriamento ou geração de vapor. Desta forma, existe a necessidade do controle prévio, a fim de adotar as medidas de correções necessárias,conforme ao uso a que se destina.

Numerosos processos industriais, tais como fábricas de cervejas, conservas, papel e celulose, requerem águas brandas. Para o caso de lavanderias as águas ocasionam um elevado consumo de sabão e resultam em danos para os tecidos. Também é importante considerar que as águas duras formam crostas em caldeiras de vapor, ocasionando com isso elevada perdas de calor e podendo também provocar explosões.

A água, quanto a dureza, pode ser classificada de acordo com o teor de sais de cálcio e de magnésio presente, expresso em ppm ou miligrama por litro.

- Água Mole: 0 a 60 ppm de CaCO3

- Moderadamente Dura: 61 a 120 ppm de CaCO3

- Água Dura: 121 a 180 ppm de CaCO3

- Dura: > 180 ppm de CaCO3

INDICADORES METALOCRÔMICOS:Basicamente, os indicadores metalocrômicos (Negro de Eriocromo T) são compostos orgânicos

coloridos que formam quelatos com os íons metálicos. O quelato tem uma cor diferente daquela doindicador livre. Para se conseguir uma boa detecção do ponto final da titulação, deve-se evitar a adição de



grandes quantidades do indicador. No processo, o indicador libera o íon metálico, que será complexadopelo EDTA num valor mais próximo possível do ponto de equivalência.

O processo básico que ocorre durante uma titulação com EDTA, empregando o ério T comindicador, pode ser descrito pelos seguintes eventos:

a) Uma pequena quantidade do indicador é adicionada à solução do íon metálico, de tal modo que apenasuma pequena parte do metal se combina com o indicador produzindo o complexo que dará a corvermelho-vinho à solução.

b) À medida que a solução de EDTA é adicionada, este agente complexante se combina com os íonsmetálicos livres em solução. Quando todo íon metálico livre estiver complexado, uma gota a mais dasolução de EDTA deslocará o metal que se encontra complexado com indicador, provocando oaparecimento da coloração azul do indicador livre, que assinala o ponto final da titulação.

c) Para que este processo ocorra na prática, é necessário que a estabilidade do complexo metal-indicadorseja menor do que a estabilidade do complexo metal-EDTA. Se isto não acontecer, o EDTA nãoconseguirá deslocar o metal do complexo com o indicador.

2. Objetivos

Esta aula tem como objetivo determinar o teor de íons cálcio e magnésio, numa amostra de águatratada das dependências da Pontifícia Universidade Católica de Goiás, por volumetria de complexação.

3. Princípio de Método

Os íons Ca2+ e Mg2+ de uma solução formam um complexo vermelho-vinho com o indicador negrode eriocromo-T, em pH 10. Pela adição de EDTA à solução colorida ocorre a formação de um complexoestável e não dissociado com o EDTA, separando-se assim o indicador. Quando a quantidade de EDTAadicionada for suficiente para complexar todo o cálcio e magnésio, a solução vermelho-vinho torna-seazul, indicando o final da reação.

Reações envolvidas:+−−+

+→+ HCaYYHCa 2222

2

+−−++→+

2222 MgCaYMgYCa+−−+

+→+ HMgInHInMg 22

+−−−−++→+ HHInMgYYHMgIn 222

2


A partir do procedimento experimental selecionar os materiais, reagentes e vidrarias necessáriaspara a execução do experimento




5.1. Solução Tampão pH 10 (realizado pelo técnico)

1. Pesar cerca de 16,9g de NH4Cℓ (cloreto de amônio) e dissolver com 80mL de água destilada. Transfirapara um balão volumétrico de 250mL.

2. Na capela, adicionar lentamente 143,0mL de NH4OH. Agitar lentamente. Acertar o menisco com águadestilada. Homogeneizar com cuidado, pois a solução pega pressão. Transferir para um frasco depolietileno e rotular.

5.2. Indicador Eriocromo Preto T (realizado pelo técnico)

1. Misturar mecanicamente 0,5g de Eriocromo preto T (sal de sódio do ácido 1hidroxi-2naftilazo-5nitro-2naftol-4sulfônico) em 100g de NaCl (P.A.) sólido. Armazenar em um frascoâmbar e rotular.

5.3. Solução padrão de CaCO3 (realizado pelo técnico)

1. Transferir para um erlenmeyer de 500mL, 1,0g de carbonato de cálcio anidro previamente aquecido a105°C, durante 15 horas.

2. Adicionar, por meio de um funil, ácido clorídrico 1:1, aos poucos, até dissolver todo o carbonato.

3. Adicionar 200mL de água destilada. Aquecer até ebulição para eliminar todo o gás carbônico. Esfriar.

4. Adicionar 2gotas do indicador vermelho de metila e ajustar para a cor laranja, adicionando hidróxidode amônio diluído (3,0mo L-1) ou ácido clorídrico diluído (1:1). Transferir a solução para um balãovolumétrico de 1000mL e completar o volume com água destilada (1mL desta solução equivale a 1,00mgde carbonato de cálcio).

5.4. Solução estoque de EDTA 0,10 mol L-1 (realizado pelo técnico)

1. Pesar 37,300g de EDTA, dissolver, transferir para um balão volumétrico 1000mL e acertar o menisco.Homogeneizar. Transferir para um frasco de plástico e rotular.

5.5. Solução de EDTA 0,01mol L-1 (realizado pelo professor)Pipetar 50mL da solução estoque de EDTA 0,1mol L-1 e transferir para um balão volumétrico de 500mL. Completar o volume com água destilada. Homogeneizar. Transferir para um frasco de plástico e rotular.

5.6. Padronização da Solução de EDTA 0,01mol L-1 (realizada pelos alunos)1. Num erlenmeyer de 250mL, transferir 50mL de água destilada. Adicionar 10mL de solução tampão pH10.2. Pesar 0,05g de indicador Eriocromo preto T. Transferir para o erlenmeyer. Em seguida, pipetar 20mLda solução padrão de cálcio. Titular com a solução de EDTA até viragem de púpura a azul. Ajustar estasolução de EDTA de maneira a que 1mL corresponda a 1mg de carbonato de cálcio.

5.7. Determinação da dureza da água (realizada pelos alunos)

1. Pipetar uma alíquota de 50mL da amostra de água e transferir para um erlenmeyer de 250mL.Adicionar 1mL de solução tampão pH 10 e uma pequena porção de eriocromo T (0,05g).

2. Lavar a bureta de 50 mL com a solução de EDTA 0,01mol L-1. Em seguida zerar a bureta e titular atémudança de cor do indicador (púrpura para azul). Fazer os cálculos da dureza da água e expressar osresultados na forma de CaCO3.



6. Cálculos

6.1. Cálculo do fator de correção do EDTA Fc = _____0,02_________ OU

VgVgasto

VteóricoFc

20==

0,100 x 0,01 x V

0,100 = mmol do CaCO3

V = volume gasto de EDTA 0,01 mol L-1 gasto na titulação em mL

6.2. Cálculo da dureza da água

amostra de litropor CaCO de 1000

3mgA

xVxFcDureza ==

V = número de mL da solução de EDTA gasto na titulação

Fc = fator de correção da solução de EDTA

A = número de mL da amostra

7. Resultados

Tabela 1: Resultados da padronização da solução de EDTA 0,01mol L-1

Grupos Volume gasto napadronização (mL)

Fator de correção dasolução de EDTA: FC

Volume gasto com aamostra (mL)

Dureza daágua

1

2

3

4

8. Referência

BACCAN N., Química analítica quantitativa elementar. São Paulo: Edgard Blucher 1979.

Aula 12: Reações Químicas em Solução Aquosa

1. Introdução

Uma das diferenças mais notáveis entre o nosso planeta e os outros do sistema solar é a existênciade água líquida na Terra. Vivemos em um mundo de muita água. Três quartos da superfície do planetaestão cobertos por água líquida; além disso, a água no estado sólido e gasoso ocorre naturalmente emgrande abundância. Muitos processos químicos na natureza ocorrem em solução aquosa. A existência devida na Terra depende criticamente da capacidade da água de dissolver uma notável gama de moléculaspolares. De fato, a maioria dos organismos vivos, tanto plantas como animais, é constituídapredominantemente de água e seus processos bioquímicos dependem largamente dela. Além disto, a águaé fator importante no controle do clima e da vida do planeta.

Devido à sua participação em interações íon-dipolo, dipolo-dipolo e ligação de hidrogênio, a água éTecelagem - Química Geral 40


um excelente solvente para uma enorme variedade de compostos e, por esta razão, tem sidoextensivamente usada como meio de reação.

A polaridade e a capacidade de formação de ligações (pontes) de hidrogênio da água fazem delauma molécula com grande poder de interação. Ela é um excelente solvente para moléculas polares. Omotivo é que a água enfraquece muito as ligações eletrostáticas e as ligações de hidrogênio entre asmoléculas polares, competindo por suas atrações. A constante dielétrica da água é 80, e assim a águadiminui a força das atrações eletrostáticas por um fator de 80, em comparação com as forças estabelecidasno vácuo. A constante dielétrica da água é excepcionalmente grande em conseqüência de sua polaridade ede sua capacidade de formar camadas orientadas em torno de íons. Estas camadas orientadas de solventeproduzem campos elétricos próprios, que se opõem aos produzidos pelos íons. Em conseqüência, apresença de água enfraquece pronunciadamente as atrações eletrostáticas entre os íons.

As reações que ocorrem em meio aquoso podem ser classificadas como:

Reações de precipitação: são reações caracterizadas pela formação de um composto insolúvel, ouprecipitado (um precipitado é um sólido insolúvel que se separa da solução). Por exemplo, quando a umasolução aquosa de nitrato de chumbo [Pb(NO3)2] é adicionado iodeto de sódio (NaI), forma-se umprecipitado amarelo, o iodeto de chumbo (PbI2):

Pb(NO3)2 (aq) + 2 NaI (aq) PbI2 (s) + 2 NaNO3 (aq)

Reações ácido-base: também chamadas de reações de neutralização. Estas reações são geralmentecaracterizadas pela seguinte equação:

ácido + base sal + água

Reações de oxidação-redução: são reações de transferência de elétrons. A reação de combustão decombustíveis fósseis é um exemplo de reação de oxidação-redução (redox). A maior parte dos metais enão metais são obtidos a partir de seus minerais por processos de oxidação ou redução.

2. Objetivos

Esta aula tem como objetivos estudar os métodos e os princípios da análise qualitativa, utilizandodiferentes tipos de reações químicas em meio aquoso.




1- Em uma estante de tubos de ensaio, coloque oito tubos e numere-os.

2- No tubo 1, adicione 10 gotas de solução de NaCℓ 0,1mol L -1 . Em seguida, adicione 10 gotas deAgNO3 0,1mol L -1 . Observe a reação. Leve o tubo ao sol e observe novamente;.

3- No tubo 2, adicione 10 gotas de BaCℓ2 0,1mol L -1 . Em seguida, adicione 10 gotas de Na2SO4 0,1molL -1 . Observe a reação.

4- No tubo 3, adicione 5 gotas de CuSO4 0,1mol L -1 . Em seguida, adicione 10 gotas de NaOH 0,1mol L -1 .



Observe.

5- No tubo 4, adicione 20 gotas de solução saturada de Na2CO3. Em seguida, adicione lentamente pelasparedes do tubo de ensaio, algumas gotas de HCℓ 6,0mol L -1 . Observe.

6- No tubo 5, adicione 20 gotas de CuSO4 0,1mol L -1 . Em seguida coloque um prego limpo e observe.

7- No tubo 6, adicione alguns pedaços de papel alumínio. Em seguida adicione lentamente pelas paredesdo tubo de ensaio, algumas gotas de HCℓ 6,0mol L -1 . Observe.

8- No tubo 7, adicione 20 gotas de solução de KMnO4 0,1mol L -1 . A seguir, adicione 10 gotas de H2SO4

3,0mol L -1 e, logo após, 20 gotas de H2O2 a 20V. Agite e observe.

9- No tubo 8, adicione 20 gotas de FeSO4 0,5mol L -1 . A seguir, adicione 10 gotas de H2SO4 3,0mol L -1 e,logo após, 20 gotas de H2O2 20V. Agite e, após observar, acrescente algumas gotas de KSCN 0,1mol L -1 .

5. Resultados

Elabore uma tabela de resultados para escrever as cores e aspecto dos produtos formados.

6. Bibliografia

CHANG, R. Química. 5a ed. Lisboa: McGraw-Hill. 1994.

KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. Química Geral e Reações Químicas. v. 1. São Paulo: ThomsonLearning. 2006.

Aula 13: Equilíbrio químico

1. Introdução

As reações químicas, assim como as mudanças de fase, são reversíveis. Consequentemente haverácondições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Porexemplo, a decomposição do carbonato de cálcio:

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

Quando essa reação é realizada num recipiente aberto, que permite a eliminação do CO2, há umatotal conversão do CaCO3 em CaO. Por outro lado, sabe-se que o CaO reage com o CO2 atmosférico e sea pressão deste gás for suficientemente alta, o óxido poderá ser convertido totalmente em carbonato:

CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s)

Isto indica que estas duas reações são processos químicos reversíveis. Quando as velocidades dareação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a pressão do CO2 permanece constante, osistema atingiu o equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio.

A primeira característica do estado de equilíbrio é ser dinâmica. Trata-se de uma situaçãopermanente mantida pela igualdade das velocidades de duas reações químicas opostas:

aA + bB cC + dD

A constante de equilíbrio (K) para essa reação pode ser expressa na forma:

ba

dc

BA

DCK

].[][

].[][=

, onde as

letras minúsculas sobrescritas significam coeficientes estequiométricos e cada letra maiúscula representauma substância química. O símbolo [A] representa a concentração da substância A relativo ao seuTecelagem - Química Geral 42


estado-padrão. Para soluções, o estado-padrão é 1mol/L, para gases é 1atm e para sólidos, líquidos esolventes puros são omitidas porque são iguais à unidade. Por definição, uma reação química éfavorecida quando k>1. As constantes de equilíbrio são admensionais.

A segunda generalização é que os sistemas tendem a atingir um estado de equilíbrioespontaneamente. Um sistema pode deslocar-se do equilíbrio somente por alguma influência externa, euma vez deixado a si próprio, o sistema perturbado voltará ao estado de equilíbrio. À medida que osreagentes são convertidos em produtos, a velocidade da reação direta diminui e a da velocidade inversaaumenta. Quando as duas velocidades tornam-se iguais, cessa a reação efetiva e é mantida umaconcentração constante de todos os reagentes.

A terceira generalização sobre o equilíbrio é que a natureza e as propriedades do estado deequilíbrio são iguais, não importando a direção a partir da qual ele é atingido.

A quarta generalização diz que o estado de equilíbrio representa um meio-termo entre duastendências opostas: a propensão das moléculas a assumir o estado de energia mínima e o ímpeto emdireção a um estado de entropia máxima.

Em 1884, o químico francês Henri Le Châtelier sugeriu que os sistemas em equilíbrio tendem acompensar os efeitos de influências perturbadoras. O princípio se aplica a todos os tipos de equilíbriodinâmico e pode ser assim enunciado: Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma força, eletenderá a se reajustar, reagindo de maneira a minimizar o efeito da força. Essas forças ou perturbaçõesincluem a adição de solvente a uma solução, o aumento do volume de um gás, a adição de um produto oureagente ao sistema ou a variação de temperatura. Como resposta a uma perturbação, o sistemaestabelecerá um novo conjunto de equilíbrio.

1. Objetivos

Esta aula tem como objetivos comprovar experimentalmente a existência do estado de equilíbrioquímico e observar a obediência dos sistemas em equilíbrio ao princípio de Le Chatelier.

2. Materiais, Vidrarias e Reagentes

A partir do procedimento experimental, selecionar os materiais, vidrarias e reagentes necessáriospara a execução dos experimentos.


3.1. Equilíbrio entre um sólido e um líquido

Adicione 10 gotas de água destilada em um tubo de ensaio (tubo 1) e 10 gotas de etanol em outro (tubo2). Adicione alguns cristais de sacarose em ambos os tubos e agite. Observe. Qual dos tubos está emequilíbrio com respeito à dissolução?

Prepare novamente 2 tubos de ensaio, um contendo etanol (tubo 3) e o outro água (tubo 4). Adicionealguns cristais de NaCℓ em ambos tubos e agite. Qual das soluções é insaturada?

Acrescente mais alguns cristais de NaCℓ à solução insaturada que você preparou no item anterior. Agiteaté dissolver. Adicione etanol a esta solução, com um conta-gotas, agitando a cada gota. O que ocorreu?



3.2. Equilíbrio entre dois líquidos

Prepare um tubo de ensaio contendo 20 gotas de água destilada (tubo 3) e outro tubo contendo 20 gotas den-butanol (tubo 4). Adicione gota a gota n-butanol ao primeiro tubo e água ao segundo tubo, até observarseparação de fases. O que ocorreu? Por que o estado final é igual em ambos os tubos?

3.3. Princípio de Le Chatelier

Adicione em um tubo de ensaio 10 gotas de solução 0,1mol/L de cromato de potássio (tubo 5). Em outrotubo de ensaio, adicione 10 gotas de solução 0,1mol/L de dicromato de potássio (tubo 6). Observe e anoteas colorações.

Adicione no tubo 5, solução de HCℓ 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare com o tubo 6.Interprete. Adicione no tubo 6, solução de NaOH 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e comparecom o tubo 5. Interprete.

Adicione no tubo 6, solução de HCℓ 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare com o tubo 5.Interprete. Adicione no tubo 5, solução de NaOH 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e comparecom o tubo 6. Interprete.

Repita os procedimentos acima, até não haver mais dúvidas.

3.4. Influência da concentração no equilíbrio químico

Adicione em um tubo de ensaio (tubo 7), 10 gotas de nitrato férrico 0,1mol/L. Em seguida, adicione 5gotas de tiocianato de potássio 0,1mol/L. Dilua lentamente com água destilada, até completar o tubo.Homogeneíze e divida este volume em quatro tubos. Separe um deles para utilizá-lo como referência.

No tubo 8 adicione 10 gotas de nitrato de potássio 0,1 mol/L. Observe e compare com a referência.

No tubo 9, adicione 10 gotas de nitrato férrico 0,1mol/L. Observe e compare a referência.

No tubo 10, adicione 10 gotas de água destilada. Observe e compare com a referência.

4. Exercícios Pós-Laboratório

1. Explique o que aconteceu em cada experimento:1 Sacarose (C12H22O11) + H2O

2 Sacarose (C12H22O11) + C2H6O

Qual dos dois tubos está em equilíbrio?



3 NaCℓ+ H2O

4 NaCℓ+ C2H6O

Qual das soluções é insaturada?

Após adição de etanol à solução insaturada, o que ocorreu?

5 H2O + C4H10O

6 C4H10O + H2O

O estado final é igual em ambos os tubos? Explique o que ocorreu?

7

8

9

11

12


CrO42- + H+

+ OH- Explique:

Cr2O72- + OH-

+ H+ Explique:

Fe(NO3)3 + KSCN

O que aconteceu?

Adição de KNO3

O que ocorre com o equilíbrio?

Adição de Fe(NO3)3

O que ocorre com o equilíbrio?


13

5. Referências Bibliográficas

MAHAN, B.M.; MYERS, R.J. Química: um curso universitário. São Paulo: Editora Edgar Blücher,1997.

RUSSELL, J.B. Química Geral. Rio de Janeiro: Editora Mac Graw-Hill, 1981.

Aulas 14: Medidas e Aplicação de pH

1. Introdução

Duas moléculas de água podem interagir mutuamente para formar um íon hidrônio (H3O+) e um íonhidróxido (OH-) pela transferência de um próton de uma molécula para outra, em um processodenominado de auto-ionização. A existência da auto-ionização da água foi demonstrada há muitos anos eé fundamental para o modelo do comportamento dos ácidos e bases em água.

A dissociação da água pode ser escrita como:

H2O + H2O H3O+ + OH-

Ou, de forma mais simplificada:

H2O H+ + OH-

O produto das concentrações dos íons H+ e OH- é chamado de produto iônico da água (Kw).

Kw = [ H+] x [OH-]

Kw varia com a temperatura. A 25ºC, as concentrações dos íons H+ e OH- são iguais a 10-7 mol L-1.Assim, nestas condições, Kw = 10-14. Este valor de Kw é válido tanto para a água pura, como para umasolução aquosa com espécies dissolvidas. Assim, as soluções aquosas podem ser classificadas em trêstipos distintos quanto às concentrações relativas destes dois íons:

[ H+] = [OH-] Soluções neutras e água pura

[ H+] > [OH-] Soluções ácidas

[ H+] < [OH-] Soluções alcalinas ou básicas

Como as concentrações dos íons H+ e OH- em solução aquosa são freqüentemente números muitopequenos com os quais é bastante incômodo trabalhar, Soren Sorensen propôs, em 1909, uma medidamais prática chamada pH. O pH de uma solução é definido como o inverso do logaritmo decimal daconcentração de íons hidrogênio (em mol L-1).

pH = - log [H+]

Como o pH é simplesmente uma forma de exprimir a concentração dos íons H+, as soluções ácidas,neutras e básicas a 25ºC podem ser identificadas por meio dos seus valores de pH:


Adição de H2OO que ocorre com o equilíbrio?


Soluções neutras e água pura [ H+] = 1,0x10-7 pH= 7,0

Soluções ácidas [ H+] > 1,0x10-7 pH< 7,0

Soluções alcalinas ou básicas [ H+] < 1,0x10-7 pH> 7,0

O quadro 1 fornece os valores de pH de alguns materiais comuns. Classifique estas amostras emácidas, alcalinas (ou básicas) ou neutras.

Quadro 1: Valor de pH de algumas amostras

AMOSTRA VALOR pH CLASSIFICAÇÃO

Suco gástrico 1,0-2,0 Ácido

Suco de limão 2,4 Ácido

Vinagre 3,0 Ácido

Suco de laranja 3,5 Ácido

Urina 4,8-7,5 Ácido

Cerveja 4,2-5,0 Ácido

Água exposta ao ar 5,5 Ácido

Sangue 7,35-7,45 Neutro

Lágrimas 7,4 Neutro

Leite de magnésia 10,6 Básica

Detergente doméstico de amoníaco 11,5 Básica

Concreto 13,0 Básica

Nesta parte 1, o pH de uma solução será medido por meio dos seguintes procedimentos,

1º) utilizando-se um papel impregnado com uma substância que muda de cor em função da concentraçãodos íons H+ presentes no meio (papel indicador de pH). Existem dois tipos de papel indicador, o detornassol e o universal. O papel de tornassol é embebido em uma tintura que muda de cor na presença deácidos ou bases. Existem também dois tipos de papel de tornassol, o vermelho e o azul. O papel detornassol vermelho é utilizado para se verificar se uma solução é alcalina. Neste caso, o papel vermelhofica azul. Já o papel de tornassol azul muda a cor para vermelho em meio ácido. O papel indicadoruniversal apresenta uma série de faixas coloridas, cada uma delas mudando de cor em função do pH domeio. Após ser mergulhada em uma solução, a fita deve ser comparada com uma carta de cores,geralmente contida na embalagem do indicador. Esta comparação permite concluir qual o valor do pH dasolução.

2º) pela adição de uma substância chamada indicador de pH. Os indicadores de pH são geralmente, ácidosou bases orgânicas fracas que modificam a cor quando passam de um meio ácido para um meio básico, ou



vice-versa. Contudo, nem todos os indicadores mudam de cor no mesmo valor do pH. A escolha doindicador para uma situação particular depende do pH que se espera encontrar.

Genericamente, a dissociação dos indicadores é representada por:

HInd + H2O H3O+ (aq) + Ind-

Forma não dissociada Forma dissociada

Ind OH + H2O OH- (aq) + Ind+

Forma não dissociada Forma dissociada

O quadro a seguir apresenta alguns indicadores de pH, suas respectivas mudanças de cor e a faixade pH em que esta mudança ocorre.

INDICADOR MUDANÇA DE COR FAIXA DE pH

Azul de timol Vermelho para amarelo 1,2 – 2,8

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

Vermelho congo Azul para vermelho 3,0 – 5,0

Metilorange Vermelho para amarelo 3,2 – 4,4

Verde de bromocresol Amarelo para azul 3,8 – 5,4

Vermelho de metila Vermelho para amarelo 4,8 – 6,0

Roxo de bromocresol Amarelo para roxo 5,2 – 6,8

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

Vermelho de cresol Amarelo para vermelho 7,0 – 8,8

Fenolftaleína Incolor para rosa 8,2 – 10,0

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

2. ObjetivosDeterminar o pH de amostras utilizando diferentes soluções indicadoras de pH, papel indicador universal para medir o pH de diversas amostras.




Sugestão de amostras para parte 1: Ácido sulfúrico, Bicarbonato de sódio, Cloreto de amônio,Hidróxido de sódio, Óxido de sódio ou Óxido de cálcio.

1. Cada grupo deverá realizar o experimento com aproximadamente com 1 mL de cada amostra.



Determinação do pH com papel indicador (Parte 1)

1. Nos tubos utilize uma fita de papel indicador universal, meça o pH e anote na tabela de resultados.

Determinação do pH com soluções indicadoras (Parte 1)

1. Cada grupo irá utilizar os mesmos tubos, após determinar o pH com o papel indicador universal,

2. Adicionar uma a duas gotas de solução indicadora, estabelecida pelo professor (fenolftaleína 1% oualaranjado de metila 1% ou azul de bromotimol 1%), verifique a coloração e anote os seus resultados.

Resultados

AmostrapH Coloração

Papel Fenolftaleína Azul de Bromotimol

Alaranjado de Metila

Ácido sulfúricoHidróxido de sódioBicarbonato de sódioCloreto de amônioÓxido de cálcio

2. O professor deverá escrever uma tabela no quadro para a discussão dos resultados. Explicar os valorese a coloração quanto ao pH de um ácido, de uma base, de um óxido e sal (hidrólise)

Aulas 15: Medidas e Aplicação de pH em Cosméticos – Sistema tampão

Determinação do pH utilizando o pHmetro (Parte 2)

1. Introdução

Em um aparelho denominado medidor de pH ou pHmetro. O pHmetro é um aparelho constituídobasicamente por um eletrodo de vidro e um potenciômetro. O eletrodo é feito de um vidro muito fino, queestabelece e mede a diferença de potencial entre a solução a ser medida e a solução interna do eletrodoque serve como referência. O potencial elétrico é então convertido para uma escala de valores de pH, quesão os valores apresentados na escala de leitura do aparelho.

2. ObjetivosDeterminar o pH de solução tampão utilizando o equipamento pHmetro. Medir o pH de xampus comercialmente disponíveis, concentrados e diluídos 1:10.Fazer uma avaliação da relativa importância do melhor pH para um xampu e como o pH pode interferir no poder de limpeza e da saúde dos cabelos.





Sugestão de amostras para parte 2:

• Água destilada, solução tampão pH10 e ácido clorídrico 0,1 mol L-1.

• Cada grupo de alunos deverá trazer 50 mL de uma ou mais amostras de xampus comercialmentedisponíveis.

4. Procedimento

1. Lavar o eletrodo com água destilada, secar com papel absorvente em seguida mergulhar o eletrodo emuma solução tampão de pH = 7,00. Aguardar o aparelho estabilizar-se. Ajuste então a escala para o valor7,00.

2. Remover o eletrodo da solução tampão. Lavar criteriosamente com água destilada e secar.

3. Colocar o eletrodo na solução tampão de pH = 4,00 (alguns modelos de pHmetro não necessitam destaetapa). Aguardar o aparelho estabilizar. Quando isso ocorrer, ajustar a escala para que ela leia o valor dotampão que está sendo utilizado.

4. Retirar o eletrodo do tampão, lavar criteriosamente com água destilada. Secar com papel absorvente.

5. Verificação da ação tamponante. Num medidor de pH, coloque um béquer com 40mL de soluçãotampão pH 10 e em outro medidor de pH coloque um béquer com 40mL de água destilada. Meça o pH deambas amostras. Em seguida, adicione 3mL de ácido clorídrico 0,1mol L-1 em ambos os béqueres everifique o pH.

6. O professor deverá apresentar uma discussão dos resultados e explicar o pH de um sistema tampão

5. Após enxaguar o eletrodo com água destilada e secar com papel absorvente, os alunos iráverificar o pH de xampus de diferentes marcas. Para cada das amostras preparar uma diluição1:10. Meça primeiramente o pH da amostra diluída e em seguida da amostra concentrada

8. Fazer uma leitura do texto em anexo para compreender a importância do pH do xampu na limpeza esaúde dos cabelos.

6. Bibliografias

CANTAROW, A. M. D.; SCHEPARTZ, B. Bioquímica. Rio de Janeiro: Livraria Atheneu. 1992.KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. Química e Reações Químicas. v. 1. 3a ed. Rio de Janeiro: Editora Livros Técnicos e Científicos. 1998.


Hino do Estado do Ceará

Poesia de Thomaz LopesMúsica de Alberto NepomucenoTerra do sol, do amor, terra da luz!Soa o clarim que tua glória conta!Terra, o teu nome a fama aos céus remontaEm clarão que seduz!Nome que brilha esplêndido luzeiroNos fulvos braços de ouro do cruzeiro!

Mudem-se em flor as pedras dos caminhos!Chuvas de prata rolem das estrelas...E despertando, deslumbrada, ao vê-lasRessoa a voz dos ninhos...Há de florar nas rosas e nos cravosRubros o sangue ardente dos escravos.Seja teu verbo a voz do coração,Verbo de paz e amor do Sul ao Norte!Ruja teu peito em luta contra a morte,Acordando a amplidão.Peito que deu alívio a quem sofriaE foi o sol iluminando o dia!

Tua jangada afoita enfune o pano!Vento feliz conduza a vela ousada!Que importa que no seu barco seja um nadaNa vastidão do oceano,Se à proa vão heróis e marinheirosE vão no peito corações guerreiros?

Se, nós te amamos, em aventuras e mágoas!Porque esse chão que embebe a água dos riosHá de florar em meses, nos estiosE bosques, pelas águas!Selvas e rios, serras e florestasBrotem no solo em rumorosas festas!Abra-se ao vento o teu pendão natalSobre as revoltas águas dos teus mares!E desfraldado diga aos céus e aos maresA vitória imortal!Que foi de sangue, em guerras leais e francas,E foi na paz da cor das hóstias brancas!

Hino Nacional

Ouviram do Ipiranga as margens plácidasDe um povo heróico o brado retumbante,E o sol da liberdade, em raios fúlgidos,Brilhou no céu da pátria nesse instante.

Se o penhor dessa igualdadeConseguimos conquistar com braço forte,Em teu seio, ó liberdade,Desafia o nosso peito a própria morte!

Ó Pátria amada,Idolatrada,Salve! Salve!

Brasil, um sonho intenso, um raio vívidoDe amor e de esperança à terra desce,Se em teu formoso céu, risonho e límpido,A imagem do Cruzeiro resplandece.

Gigante pela própria natureza,És belo, és forte, impávido colosso,E o teu futuro espelha essa grandeza.

Terra adorada,Entre outras mil,És tu, Brasil,Ó Pátria amada!Dos filhos deste solo és mãe gentil,Pátria amada,Brasil!

Deitado eternamente em berço esplêndido,Ao som do mar e à luz do céu profundo,Fulguras, ó Brasil, florão da América,Iluminado ao sol do Novo Mundo!

Do que a terra, mais garrida,Teus risonhos, lindos campos têm mais flores;"Nossos bosques têm mais vida","Nossa vida" no teu seio "mais amores."

Ó Pátria amada,Idolatrada,Salve! Salve!

Brasil, de amor eterno seja símboloO lábaro que ostentas estrelado,E diga o verde-louro dessa flâmula- "Paz no futuro e glória no passado."

Mas, se ergues da justiça a clava forte,Verás que um filho teu não foge à luta,Nem teme, quem te adora, a própria morte.

Terra adorada,Entre outras mil,És tu, Brasil,Ó Pátria amada!Dos filhos deste solo és mãe gentil,Pátria amada, Brasil!

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