Manual de

Química Experimental II

EXPERIMENTO 6

PREPARAÇÃO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES

I-OBJETIVOS

1. Preparar soluções.

2. Verificar a concentração real das soluções preparadas.

3. Preparar soluções diluídas a partir de soluções concentradas.

II-INTRODUÇÃO

A maioria dos materiais que fazem parte de nosso dia-a-dia são classificados como

mistura. Estas misturas podem ser heterogêneas ou homogêneas. Soluções são definidas

como misturas homogêneas de dois ou mais componentes. Há muitos exemplos de soluções

no mundo que nos cerca. O ar que respiramos é uma mistura homogênea de muitas

substâncias gasosas. O aço é uma solução sólida de ferro, carbono e outros componentes.

Os oceanos são soluções de muitas substâncias dissolvidas em água. Os fluídos que circulam

em nossos corpos são soluções que carregam uma enorme variedade de nutrientes

essenciais. As soluções líquidas são as mais comuns. Elas podem ser obtidas pela dissolução

de um gás, de um líquido ou de um sólido em um líquido. Se este líquido for a água, a

solução é chamada de solução aquosa.

Dois componentes formam uma solução: soluto e solvente. O solvente é aquele

componente que não muda de fase quando a solução é formada. Se todos os componentes

permanecerem na mesma fase, aquele que estiver em maior quantidade é chamado de

solvente.

A concentração de uma solução pode ser expressa tanto qualitativa como

quantitativamente. Os termos diluído e concentrado são usados para descrever

qualitativamente uma solução. Para expressar a quantidade de uma substância contida em

uma solução foram definidas diversas unidades de concentração: fração molar, molaridade,

molalidade, normalidade, percentagem em peso etc.

Devido a erros experimentais na preparação da solução, a concentração da mesma

pode não corresponder ao valor desejado. É necessário, portanto, determinar a concentração

real da solução preparada (isto é, padronizá-la) através de um procedimento conhecido

como titulação. Assim, por exemplo, uma solução de um ácido de concentração conhecida

pode ser usada para indicar a concentração de uma solução básica. Na titulação devemos

reconhecer o ponto final, isto é, quando todo o ácido foi neutralizado e quantidades

equivalentes de ácido e base reagiram. Os indicadores, substâncias escolhidas e adicionadas

no início do processo à solução, tem exatamente esta função, pois mudam de cor na solução

quando um pequeno excesso de um dos reagentes é adicionado permitindo identificar o

término do processo.

Algumas soluções denominadas padrões primários são usadas como referência. Isso

se deve ao tipo de soluto nestas soluções capaz de ser obtido em estado suficientemente

puro, tendo condições de se manter inalterável no ar durante a pesagem e na solução, isto

é, não sendo higroscópico, volátil, oxidável ou sujeito a carbonatação. É o caso do biftalato

de potássio, por exemplo.

Já certos reagentes higroscópicos, voláteis ou enquadrados em outra das situações

acima citadas não permitem a preparação de soluções de concentração bem definida. Neste

caso, após preparar uma solução de concentração aproximada à desejada, verifica-se a sua

concentração real pela reação com uma solução de padrão primário. Estas soluções assim

padronizadas são denominadas de padrões secundários.

III- NOTAS DE SEGURANÇA

Hidróxido de sódio (NaOH) - base corrosiva. Evite contato com os olhos, pele ou roupa.

Ácido clorídrico (HCl) - ácido corrosivo e também inflamável. Evite contato com os olhos,

pele ou roupa.

Biftalato de potássio ((C6H4COOKCOOH)-Irritante. Evite contato com os olhos, pele ou roupa.

IV- PRÉ-LABORATÓRIO

1. Determine a quantidade de NaOH necessária para preparar 25 mL de solução 1M

2. Explique como procederia para preparar 50 mL de NaOH 0,1M a partir da solução de

NaOH1 M .

3. Apresente os cálculos para o preparo de 25 mL de solução de HCl 0,1M a partir de HCl

concentrado (d = 1,19 g/mL, 37%).

V-PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Parte A – Preparações de NaOH 1M e 0,1M

1. Coloque uma pastilha de NaOH sobre um pedaço de papel e reserve para observação

durante o período da prática.

2. Partindo de cálculo feito por você no pré-laboratório, pese a quantidade de NaOH

necessária para preparar 25 mL de solução 1M.

3. Dissolva esta amostra na menor quantidade possível de água e passe para um balão

volumétrico de 25 mL, completando com água até o volume desejado. Agite bem

para homogeneizar a solução.

4. Utilizando os cálculos realizados no item 2 do pré-laboratório prepare 50 mL de

NaOH 0,1M a partir de NaOH 1M.

Parte B- 1. Padronização do NaOH 0,1M:

1.1 Pese em um béquer 0,2 g de biftalato de potássio.

1.2 Transfira esta amostra cuidadosamente para o erlenmeyer.

1.3 Dissolva em água o biftalato de potássio.

1.4 Adicione duas gotas do indicador fenolftaleina.

1.5 Carregue uma bureta com solução 0,1 M de NaOH preparada por você.

1.6 Adicione lentamente por gotejamento a solução de hidróxido NaOH 0,1M sobre a

solução de biftalato de potássio, até a viragem do indicador.

1.7Anote o volume gasto de NaOH.

Resultado ______mL NaOH;

Obs. Reserve o restante de NaOH na bureta para utilização no item seguinte.

Parte C –Preparação do HCl 0,1M

1. Meça o volume de HCl concentrado necessário para preparar 25 mL de solução 0,1M.

2. Coloque uma porção de água destilada no balão volumétrico e em seguida, adicione

cuidadosamente o HCl.

3. Complete com água até a aferição do balão.

Parte D- Padronização do HCl:

2.1 Meça 10 mL de solução do HCl (preparada por você) e transfira para um

erlenmeyer. Adicione algumas gotas de fenolftaleína.

2.2 Verifique a leitura do volume da bureta contendo NaOH 0,1 M. Titule a solução

anotando o volume gasto .

Resultado ______mL NaOH;

VI-PÓS-LABORATÓRIO

1. Que dificuldades poderia antecipar na preparação de uma solução de NaOH?

2. Por que a quantidade de água utilizada para dissolver o biftalato de potássio não

interfere com o resultado da titulação?

3. Calcule a concentração real da solução de NaOH preparada por você e discuta os

resultados.

4. Quais soluções preparadas por você seriam consideradas padrões secundários? E

padrão primário?

5. Qual a concentração real do HCl supostamente 0,1M que preparou?

VII- BIBLIOGRAFIA

1) BROWN, T. L.; LeMAY,Jr,H. E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE,J.R. Química a Ciência

Central. 9ª ed. São Paulo, Pearson 2005.

2) CHANG, R. Química Geral:Conceitos Essenciais. 4ª ed. São Paulo, McGraw-Hill

2006.

EXPERIMENTO 7

DETERMINAÇÃO DE CÁLCIO, MAGNÉSIO E DUREZA TOTAL DE ÁGUA

I- OBJETIVOS

1. Aplicar técnica de titulação na determinação de componentes químicos em uma

amostra de água.

2. Utilizar resina catiônica para abrandamento da água.

II- INTRODUÇÃO

A maioria dos sais é solúvel em maior ou menor proporção em água. Qualquer amostra

da mesma contém diferentes quantidades e tipos de cátions e ânions dissolvidos, refletindo a

natureza do solo sobre o qual a água passa ou foi armazenada. A composição da água de um

rio é determinada principalmente pela interação da água da chuva com as rochas e o solo no

caminho da mesma para o mar. Gipsita (CaSO42H2O) e calcita (CaCO3) são comumente

encontradas em depósitos sedimentares na superfície da terra. Um mineral comum em

rochas antigas é a dolomita (MgCa(CO3)2). Gipsita é ligeiramente solúvel em água e todos os

carbonatos são solúveis em água contendo traços de ácido. A não ser que a chuva seja ácida

por poluição industrial, a acidez da água é devida ao CO2 presente no ar que se dissolveu

formando uma solução levemente ácida:

CO2 (g)+ 2H2O (l) H3O+

(aq) + HCO3–

(aq)

O ácido formado reage com as rochas contendo carbonato de cálcio e magnésio.

H3O+

(aq)+ CaCO3 (s) Ca+2(aq) + HCO3

– (aq) + H2O (l)

Estes processos geoquímicos justificam a maior abundância de cálcio e magnésio em

relação a outros cátions e a presença de bicarbonato como ânion mais abundante na água de

um rio. Para algumas aplicações, pequenas quantidades de cátions como Na+ e K+ não

resulta em nenhum problema, mas, a presença de Ca+2, Mg+2 e Fe+2, devido a tendência

destes íons de precipitar na forma de carbonatos, fosfatos e hidróxidos, tem que ser

controlada. Quando a precipitação destes íons ocorre em tubulações ou caldeiras o fluxo é

reduzido e obstruído de forma crítica e situações perigosas, como explosões, podem ocorrer.

O problema é agravado por terem estes sais, solubilidade inversamente proporcional a

temperatura. O aquecimento faz aumentar a precipitação, formando incrustações que

funcionam como isolante térmico. Se há necessidade de aquecimento no processo, ocorre

então uma elevada perda de calor. No âmbito doméstico, a formação de sais insolúveis de

Ca+2 e Mg+2 com sabão era mais comumente observada antes do uso de detergentes que

têm a distinta vantagem de serem mais efetivos nestas situações.

Água com alto conteúdo de Mg+2 e Ca+2 é denominada de água dura e o grau de dureza é

relacionado a concentração destes dois cátions. Dureza total é a soma das durezas

individuais dos dois íons. Água branda, em contrapartida é aquela com baixa concentração

destes íons. Os outros cátions que se encontram associados a estes dois são mascarados ou

precipitados antes da determinação. Em geral as quantidades de Fe+2, Al+3e Cu+2 são tão

baixas que não têm influência. A análise da água para determinar o seu grau de dureza,

torna-se então necessária para adotar as devidas correções conforme o uso a que se destina.

A dureza de uma amostra de água pode ser determinada por titulação dos cátions

alcalinos terrosos com ácido etilenodiaminotetracético ( EDTA ). Este reagente é um ácido

fraco que pode perder quatro prótons em neutralização completa. Sua forma estrutural é:

HOOC - CH2 CH2 - COOH

N - CH2 - CH2 - N

HOOC - CH2 CH2 - COOH

As quatro posições ácidas e os dois átomos de nitrogênio contêm pares de elétrons não

ligantes de forma que uma molécula de EDTA pode formar até seis ligações simultâneas

envolvendo o íon metálico. O composto assim formado do tipo denominado complexo, é

bastante estável e as condições para sua formação podem ser controladas, mantendo, por

exemplo, o pH constante, para discriminar o íon metálico e manter a proporção EDTA: metal

na relação 1:1.

A titulação é acompanhada por indicadores que formam também complexo com os íons

metálicos. Este complexo deve apresentar uma coloração diferente daquela do indicador

livre. O ponto final da titulação de um íon metálico com EDTA em presença de um indicador

envolve uma reação do tipo :

M - Ind + EDTA M - EDTA + Ind

O processo que ocorre durante uma titulação com EDTA, empregando o indicador negro

de eriocromo T, pode ser descrito da seguinte forma: uma pequena quantidade do indicador

é adicionada à solução do íon metálico, de tal modo que apenas uma pequena parte do metal

se combina com o indicador, produzindo o complexo que dará a cor vermelho-vinho à

solução. A medida que a solução de EDTA é adicionada, este reagente se combina com os

íons metálicos livres em solução. Quando todo íon metálico estiver complexado, uma gota a

mais da solução de EDTA deslocará o metal que se encontra complexado com o indicador,

provocando o aparecimento da coloração azul do indicador livre que assinala o ponto final da

titulação.

A dureza é freqüentemente expressa em partes por milhão (ppm) de carbonato de

cálcio. Uma fonte de água com dureza de 100 ppm conteria o equivalente a 100 gramas de

CaCO3 em um milhão de gramas de água ou 0,1 g em um litro de água.

O abrandamento da água pode ser obtido por diversos modos. Atualmente as indústrias

utilizam resinas de trocas iônicas com a finalidade de remover cátions e/ou ânions. As

resinas mais eficientes são polímeros sintéticos, os quais possuem uma cadeia principal de

hidrocarboneto com grupos funcionais carregados ligados a elas (figura 1).

Se estes grupos funcionais são negativamente carregados, a carga negativa é

contrabalanceada por íons positivos (cátions). Devido aos cátions não estarem ligados

quimicamente à resina estes podem ser substituídos por cátions que possuam uma carga

positiva equivalente. Estas resinas são denominadas resinas catiônicas e são encontradas

normalmente na forma de 2RZ – SO3H+ + Ca2 (RZ – SO3

)2Ca2+ + 2H+ onde RZ

representa o polímero orgânico.

Se os grupos funcionais ligados a resina são carregados positivamente, por exemplo,

N+(CH3), o contra íon será carregado negativamente e a resina será denominada resina

aniônica, originalmente na forma de OH.

RZ – N+(CH3)3OH + Cl RZ – N+(CH3 )Cl- + OH-

SO3_

SO3_

SO3_

SO3_

SO3_

H+

H+

H+

H+

H+(CH3)3N

+

(CH3)3N+

(CH3)3N+

(CH3)3N+

(CH3)3N+

OH-

OH-

OH-

OH-

OH-

Ca2+

+ 2Cl-

H+ + OH- H2O

Resina Catiônica Resina aniônica

Figura 1 – Exemplo de funcionamento de uma resina de Troca Iônica

Se quantidades equivalentes de resinas catiônicas e aniônicas forem misturadas, a

combinação removerá todo sal dissolvido, e o H+ produzido pela troca de cátions neutralizará

o OH produzido pela troca do ânion. Então a água após o tratamento será uma água

deionizada pura.

III- NOTAS DE SEGURANÇA

Sal disódico de ácido etilenodiaminotetracético, Na2H2C10O8N2H12.2H2O- irritante para olhos,

pele e sistema respiratório. Evite contato

Carbonato de cálcio (CaCO3)- Irritante. Evite contato.

Ácido clorídrico (HCl) ácido corrosivo e também inflamável. Evite contato com os olhos, pele

ou roupa.

Murexida e Negro de eriocromo T – todas as soluções podem ser irritantes. Evite contato

com os olhos, pele ou roupa.

IV- PRÉ-LABORATÓRIO

1. Calcule a quantidade de sal disódico de ácido etilenodiaminotetracético, Na2H2Y.2H2O

sendo Y = C10O8N2H12 , necessária para preparar 250 mL de solução 0,01 M de EDTA.

Dados: massa molar do sal disódico de ácido etilenodiaminotetracético = 372,24 g

V- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Parte A – Determinação de Ca2+ em uma amostra de água

1. Utilizando uma proveta, retire uma alíquota de 50 mL da amostra de água fornecida

pelo seu professor e transfira para um erlenmeyer de 250 mL.

2. Adicione a esta amostra, 2mL de KOH a 10 % e uma pitada do indicador murexida,

que é específico para o cálcio, mesmo em presença de magnésio.

3. Titule esta mistura com solução de EDTA 0,01 M até mudança de cor do indicador.

Obs.:Caso a quantidade de EDTA necessária para mudar a cor do indicador seja muito

pequena, aumente o volume da amostra de água.

Volume de EDTA utilizado_____________mL

Parte B – Determinação de Ca2+ e Mg2+ em uma amostra de água

1. Transfira para um erlenmeyer de 250 mL uma alíquota de 50 mL da amostra de água

e 3mL da solução tampão pH=10 ( NH4Cl/NH3).

2. Adicione a seguir o indicador negro de eriocromo T que permita a determinação

simultânea dos íons Ca+2 e Mg+2.

3. Continue o procedimento acrescentando EDTA 0,01 M gota a gota sob agitação até

mudança de cor do indicador.

Volume de EDTA utilizado_______mL

Parte C – Abrandamento da amostra de água

1. Coloque em um erlenmeyer de 250 mL, 100 mL da água fornecida pelo seu

professor.

2. Adicione ao mesmo, a resina catiônica (5 g se estiver seca ou 8 g se a resina estiver

úmida) e misture por 10 minutos.

3. Retire a água sobrenadante e repita o procedimento da parte B para determinação

da dureza total.

4. Compare o resultado com o obtido na parte B.

Volume de EDTA utilizado_______mL.

VI- PÓS-LABORATÓRIO

1. Determine o teor de Ca+2 presente (em gramas)(Parte A) em cada alíquota de 50 mL

de água analisada.

2. Expresse os resultados do item anterior em ppm (mg/L).

3. Calcule a dureza total da água e expresse na forma de CaCO3 (mg de CaCO3/L)

considerando como se o Mg+2 porventura presente fosse todo Ca+2.

4. Calcule a dureza total da água após abrandamento

5. Cite e comente dois outros métodos de abrandamento da água.

VII – BIBLIOGRAFIA

1) VOGEL, J. Análise Inorgânica Quantitativa.4ª ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois,

1981.

2) BAIRD, C. Química Ambiental. 2ªed. Porto Alegre: Bookman, 2002.

EXPERIMENTO 8

CINÉTICA QUÍMICA E EQUILÍBRIO

I) OBJETIVOS

1) Determinar a relação entre velocidade de reação e a concentração dos reagentes;

2) Discutir mecanismos de reação;

3) Verificar a diferença entre catalisador e reagentes;

4) Interpretar mudanças no equilíbrio com base no princípio de Le Chatelier.

II) INTRODUÇÃO

CINÉTICA QUÍMICA

A velocidade de muitos processos é de interesse para nós. A velocidade do carro em

Km/h, o número de kilowatt de eletricidade usado em sua casa por mês ou o custo por

minuto de um telefonema. Verifique que a velocidade desses processos é expressa em

unidades de alguma quantidade (distância, energia, reais) dividida por um período de

tempo.

A velocidade das reações químicas, expressa pela variação da quantidade de reagente

químico (freqüentemente em moles/litro) dividido pelo tempo (usualmente em segundos), é

de grande significado em aspectos práticos e teóricos da química. Do ponto de vista prático,

é desejável ajustar as condições para uma reação a fim de que essa ocorra em um tempo

razoável (minutos, horas, ou dias) não devendo ser tão devagar a ponto de se esperar anos

ou tão rápida que resulte em uma explosão. De uma perspectiva teórica, um estudo da

variação de velocidade com concentração e temperatura ajuda a elucidar mecanismos de

reação.

EFEITO DA TEMPERATURA: A velocidade de qualquer reação aumenta com o aumento

da temperatura (como regra geral, cada aumento de 10° C duplica a velocidade da

reação). Considere a reação potencialmente explosiva entre hidrogênio e oxigênio para

produzir água. Embora que a reação seja altamente exotérmica, uma mistura de

hidrogênio e oxigênio permanecerá em um frasco indefinidamente sem formação de

água perceptível. Antes que o oxigênio comece a formar ligações com o hidrogênio, as

ligações hidrogênio-hidrogênio e oxigênio-oxigênio devem ser rompidas. A quebra das

ligações requer energia. Aparentemente esse processo requer mais energia do que a

maioria das moléculas tem em temperatura ambiente. A proporção que a temperatura

do sistema é aumentada, a fração das moléculas com energia suficiente para que

ocorra a quebra por colisão aumenta dramaticamente e a velocidade da reação

aumenta.

EFEITO DA CONCENTRAÇÃO : Um acréscimo na concentração dos reagentes aumenta a

velocidade de uma reação. Considere a reação entre hidrogênio e iodo para produzir

ácido iodídrico (HI).

Para que haja reação, uma colisão entre as moléculas H2 e I2 deve ocorrer. Deve-se

esperar que duplicando a concentração do H2 ou a concentração do I2 se duplique o

numero de colisões e a velocidade. Uma duplicação de ambas H2 e I2 deve quadruplicar

o número de colisões e a velocidade. Nessa reação a velocidade deve ser proporcional

as concentrações de H2 e I2 ou

Velocidade = k [H2] [I2]

Onde k é chamada de constante de velocidade. A expressão para velocidade acima é

consistente com a conclusão de que a duplicação da concentração tanto do hidrogênio

quanto do iodo deve duplicar a velocidade. Deve-se notar que a constante de

velocidade, k, é dependente da temperatura e cresce bastante com o aumento da

temperatura, e mais importante, da eficiência das colisões. A expressão da velocidade,

portanto, para uma reação de uma etapa será proporcional ao produto das

concentrações das espécies que reagem cada um elevado à potência dada pelo

coeficiente das espécies na reação.

A P v = k [A]

A + B P V= k [A] [B]

2A + B P v= k [A]2 [B]

Se a reação ocorre em mais de uma etapa a expressão da velocidade dependerá da

etapa determinante da velocidade que é a mais lenta. A estequiometria da reação que

verificamos nesta pratica é:

2I– + S2O8 –2 I2 + 2SO4

–2

Essa reação tal como ocorre, aparentemente requer a colisão simultânea de 3 íons. A

possibilidade dessa ocorrência é muito pequena. Reações que envolvem mais de duas

moléculas ou íons, usualmente ocorrem em etapas.

Para a reação entre dois iodetos e o persulfato, uma seqüência possível seria o

seguinte:

I– + S2O8 –2 SO4

–2 + SO4 I– MECANISMO 1

SO4 I– + I– I2 + SO4

–2

Em um processo de muitas etapas uma das reações será provavelmente mais lenta,

essa é chamada de etapa determinante da velocidade. Isto significa que a velocidade

total do processo é determinada primariamente pela velocidade de etapa lenta. Para o

mecanismo 1 se a primeira etapa é a determinante de velocidade, e a expressão para a

velocidade é somente a expressão para a primeira etapa :

Velocidade: K [I– ] [ S2O8 –2] expressão da velocidade para mecanismo 1a

Se, entretanto a segunda etapa é mais lenta que a primeira a expressão corresponde a

mesma da reação em uma única etapa:

Velocidade: K [I– ]2 [ S2O8 –2] expressão da velocidade para mecanismo 1b e

também para uma improvável reação de etapa única

Uma segunda possível seqüência seria:

2I– I 22 – MECANISMO 2

I 22 – + S2O8

–2 I2 + 2 SO4–2

Se a primeira etapa é o determinante:

Velocidade: K [I– ]2 expressão da velocidade para mecanismo 2a

Se a segunda etapa é a mais lenta então a expressão novamente corresponde a mesma

da reação em uma única etapa: Velocidade : K [I– ]2 [ S2O8 –2]

Seus resultados experimentais deverão permitir distinguir entre as três expressões de

velocidade e a eliminar alguns dos mecanismos citados. Para ajudá-lo a determinar o

tempo requerido para cada reação ocorrer uma solução de tiosulfato de sódio ( Na2S2O3

) é usado como parte de um sistema indicador. Como a quantidade de produto ( SO4–2 )

formado em cada caso será o mesmo, as velocidades relativas de reação serão

inversamente proporcional ao tempo de reação. Por exemplo, a reação que ocorre em

25 segundos tem o dobro da velocidade de uma que necessita de 50 segundos para

ocorrer.

EFEITO DO CATALISADOR: Algumas substâncias adicionadas a uma mistura reacional

aumentam substancialmente a velocidade de reação, por propiciar um caminho

alternativo abaixando a energia das etapas para formação de produto. Uma

característica do catalisador é que esse não é consumido no processo.

A decomposição do peróxido de hidrogênio será utilizada para exemplificar esse efeito:

2 H2O2 H2O O2

A velocidade dessa reação pode ser facilmente avaliada pela intensidade de

desprendimento do oxigênio (O2 - bolhas de gás ). Cabe ressaltar que oxidantes fortes

reagem com peróxido de hidrogênio produzindo oxigênio, por exemplo:

H2O2 Cl2 2 HCl O2

Nesse caso, não se trata de uma reação catalisada, mas sim de uma reação

estequiométrica, já que o cloro é consumido pela reação.

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Muitas reações químicas ocorrem essencialmente até completar-se, mas outras atingem

equilíbrio em algum ponto entre reação nenhuma e essencialmente reação completa. O

estado do equilíbrio é o ponto em que a velocidade da reação direta se iguala à

velocidade da reação inversa. Para essas reações, o ponto de equilíbrio pode ser

atingido a partir de qualquer direção pela mistura ou de reagentes ou de produtos,

claramente indicando que a reação pode deslocar-se na direção direta ou inversa.

Através da reação estudada nessa prática será possível observar que ao se mudar a

concentração de reagentes ou produtos, o ponto de equilíbrio se desloca em uma

direção que tende a minimizar a mudança.

Fe +3 + SCN – Fe(SCN)+2

Esse comportamento foi sumarizado em um princípio geral, em 1884, por um químico

francês HENRI LOUIS LE CHATELIER: “Uma reação química que é deslocada do

equilíbrio por uma mudança de condição (concentração, temperatura, pressão e

volume) procederá na busca de um novo estado de equilíbrio na direção que pelo

menos parcialmente minimizará a mudança nessa condição.”

III) NOTAS DE SEGURANÇA

Soluções de iodo podem manchar a pele e roupas.

Iodeto de potássio ( KI). Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, pele ou roupa.

Persulfato de sódio (Na2S2O8). Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, pele ou

roupa.

Cloreto de Potássio (KCl). Irritante. Evite contato.

Tiosulfato de Potássio (K2S2O3). Cuidado! Pode ser perigoso se inalado ou ingerido. Pode

causar irritação na pele, olhos e aparelho respiratório.

IV) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1) – Velocidade de uma Reação

1.1) De acordo com a tabela abaixo prepare 08 tubos de ensaio com reagentes numerados

de 01 a 05 deixando o 6º reagente para ser adicionado no momento do início da contagem

do tempo. Anote o tempo necessário até a solução tornar-se colorida. Verifique que a

primeira determinação é repetida três vezes, tubos 1º, 2º e 3º, para checar a precisão da

experiência.

TABELA

Reagente Solução para cada experiência (mL)

10

tubo

20

tubo

30

tubo

40

tubo

50

tubo

60

tubo

70

tubo

80

tubo

01 KI (solução 0,2M)

2 2 2 1 0,5 2 2 2

02 Na2S2O3 (solução 0,0050M

em solução 0,4% de

amido)

1 1 1 1 1 1 1 1

03 KCl (solução 0,2M)

1 1,5

04 K2SO4 (solução 0,1M)

1 1,5

05 CuSO4 (solução 0,1M)

1

gota

06

(NH4)2S2O8 (solução

0,1M)

2 2 2 2 2 1 0,5 2

TEMPO (Segundos)

2)- Catálise

2.1) Prepare três tubos de ensaio e adicione em cada um deles um dos reagentes abaixo.

Utilize 1 mL de cada reagente.

2.1.1) NaOH 2,5M

2.1.2) H2 SO4 2M + KMnO4 (ainda vou colocar a concentração dessa solução)

2.1.3) H2 SO4 2M + CuSO4 (ainda vou colocar a concentração dessa solução)

2.2) Adicione a cada um desses tubos 2 mL de solução de H2O2 1:5

2.3) Descreva os efeitos observados em cada um dos tubos e faça as anotações.

3)- Equilíbrio Químico

3.1)Solicite de seu professor 20 mL de uma solução denominada padrão já preparada pela

adição de 15 mL de Fe (NO3)3 0,1M e 15 mL de KSCN 0,1M seguido de diluição com água até

o volume de 250 mL.

3.2)Meça 5 mL dessa solução em um tubo de ensaio e misture com 1 mL de Fe (NO3)3 0,1M.

3.3)Adicione outros 5 mL dessa amostra em um segundo tubo de ensaio e 1 mL de KSCN

0,1M

3.4) Em um terceiro tubo de ensaio adicione a 5 mL dessa solução, 5 a 6 gotas de NaOH 6

M. Observe a formação de um precipitado, Fe(OH)3.

3.5) Para efeito de comparação e controle da cor adicione 5 mL de solução em um quarto

tubo de ensaio.

3.6) Compare a intensidade relativa da cor vermelha do íon Fe(SCN)+2 em cada um dos três

tubos com o conteúdo do quarto tubo que contém a solução original preparada pelo

professor.

V) PÓS – LABORATÓRIO

1) Interprete os resultados da Parte 1 e indique qual a ordem de reação em relação aos íons

I– e S2O8–2.

2) Dos mecanismos propostos na introdução teórica qual pode ser indicado considerando o

resultado experimental?

3) Qual a função do CuSO4 nessa reação?

4) Na Parte 2 em que sistemas podemos indicar a presença de catalisadores?

5) Interprete baseando-se no princípio de LE CHATELIER, as observações da Parte 3.

V-REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1) POSTMAN, J. M.; ROBERTH Jr., J. L.; HOLLENBERG, J. L., Chemistry in the Laboratory,,

Editora Freeeman and Company, New York, 2000.

2) MUROV, S.; STEDJEE, B., Basic Chemistry, John Wiley, New York, 1996.

3) BESSLER, K. E., NEDER, A . V. F.; Química em Tubos de Ensaio, Editora Edgard Blucher

Ltda, 2004.

EXPERIMENTO 9

ÁCIDOS E BASES

I) OBJETIVOS

1) Identificar experimentalmente ácidos e bases

2) Observar as propriedades dos indicadores

3) Verificar as propriedades de uma solução tampão

4) Determinar a quantidade de um ácido (ou base) através de titulação ácido-base

II) INTRODUÇÃO

Em sua versão moderna, o conceito de Arrhenius de ácido e bases define um ácido

como qualquer substância que pode aumentar a concentração de íon hidrônio; H3O+, em

solução aquosa. Por outro lado, uma base é uma substância que aumenta a

concentração de íon hidróxido, OH-, em água. Por exemplo, o ácido clorídrico, HCl, é

uma substância ácida porque reage com água de acordo com a reação: HCl(aq) + H2O(l)

H3O+

(aq) + Cl–(aq). Enquanto que o composto NaOH é uma base porque em água sofre

dissociação. NaOH(s) Na+(aq) + OH–

(aq).

DISSOCIAÇÃO DA ÁGUA

A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, embora baixa, como

conseqüência de sua autodissociação: H2O(l) + H2O(l) H3O+

(aq) + OH–(aq)

ou de modo simplificado como: H2O(l) H+(aq) + OH–

(aq)

A constante de equilíbrio para a dissociação representada pela última equação é escrita

como: OH

OHHK

2

Como a concentração de H2O é essencialmente constante,

Kw = K[H2O]= H+][OH-]

O valor de Kw, a constante de dissociação da água é 1,0 x10-14 a 25 C.

SOLUÇÕES ÁCIDAS, BÁSICAS E NEUTRAS

Uma solução ácida é aquela na qual a concentração de íons hidrônio é maior do que a

de íons hidróxido. Uma solução básica é aquela na qual ocorre o inverso, [OH-] excede

[H+]. E uma solução neutra é aquela na qual estas duas concentrações são iguais,

[OH–] = [H+].

Como na água pura temos [OH–] = [H+], então:

KW = [OH–][H+] = [H+]2 = 1,0 x 10–14 ou [H+] = 1,0 X 10–7 = [OH–]

Portanto podemos definir o caráter da solução em termos quantitativos, à 25 C, do

seguinte modo:

Solução ácida: [H+] > 1,0 x 10-7 M

Solução neutra: [H+] = 1,0 x 10-7 M

Solução básica: [H+] < 1,0 x 10-7 M

pH

Para evitar o uso de expoentes negativos foi proposto um método alternativo para

indicar a concentração de íons hidrônio. O pH é definido como o logarítmo negativo de

[H+]: pH= -log [H+]

Deste modo vemos que [H+] e pH estão relacionadas inversamente, ou seja, quanto

maior a concentração de [H+] menor o pH e vice-versa.

Solução ácida: [H+] > 1,0 x 10-7 M; pH < 7

Solução neutra: [H+] = 1,0 x 10-7 M; pH = 7

Solução básica: [H+] < 1,0 x 10-7 M; pH > 7

É possível medir experimentalmente o pH de uma solução de duas formas. Na primeira,

usamos compostos chamados de indicadores os quais são sensíveis ao pH. Estas

substâncias têm cor que muda em uma faixa de pH (faixa de viragem) relativamente

pequena (uma ou duas unidades de pH) e podem quando usadas convenientemente

determinar o pH de uma solução. Um dos indicadores mais usados é a fenolftaleína que

muda de incolor para vermelho quando o pH varia de 8 para 10. Um dado indicador é

útil para determinar o pH somente na região em que muda de cor. Existem indicadores

disponíveis para medida de pH em todas as faixas de acidez e basicidade.

O outro método para determinar o pH, utiliza-se de um instrumento chamado medidor

de pH, pHmetro (potenciômetro). Seu funcionamento se baseia na condução de

corrente elétrica pelos íons hidrogênio em solução. Uma diferença de voltagem se

desenvolve através de uma membrana fina de vidro que separa duas soluções de

diferentes concentrações de íon hidrogênio ( uma dentro e outra fora do eletrodo de

vidro). O medidor de pH mede a diferença de potencial e, através da calibração interna

converte esta diferença em leitura de pH. O medidor de pH dá uma medida muito mais

precisa que o indicador.

CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DE UM ÁCIDO FRACO

Ácidos e bases que sofrem ionização essencialmente completa em água são chamados

de fortes. Por outro lado, os ácidos e bases que sofrem ionização incompleta são

chamados de fracos. Ácido clorídrico, HCl e hidróxido de sódio, NaOH são exemplos

típicos de ácido forte e base forte respectivamente. Ácido acético HC2H3O2 e amônia NH3

Indicador Faixa de Viragem Mudança de cor

Alaranjado de metila 3,2 - 4,4 vermelho/laranja

Verde de bromocresol 3,8 - 5,4 amarelo/azul

Vermelho de metila 4,8 - 6,0 vermelho/amarelo

Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 amarelo/azul

Vermelho de cresol 7,0 - 8,8 amarelo/vermelho

Fenolftaleína 8,2 - 10,0 incolor/vermelho

Amarelo de alizarina 10,1 - 12,0 amarelo/vermelho

são exemplos clássicos de ácido fraco e base fraca. Um ácido fraco experimenta

ionização de acordo com a reação:

HA(aq) H+(aq) + A

-(aq)

No equilíbrio: HA

AHKa

(1)

onde Ka é uma constante característica do ácido HA e independe da forma de

preparação da solução. Uma relação similar pode ser escrita para uma base fraca.

O valor da constante de ionização Ka para um ácido fraco pode ser determinado

experimentalmente de diversas formas. Provavelmente a mais óbvia seria a de

simplesmente medir o pH da solução de um ácido de molaridade conhecida. Pela

equação 2 sabemos que a concentração de A¯ deve ser necessariamente igual a [H+].

Com estes dados é possível calcular [HA] e Ka.

Existe um outro procedimento que envolve poucos cálculos e não requer o

conhecimento da molaridade do ácido. Uma amostra de um ácido fraco HA geralmente

sólido é dissolvido em água. A solução é dividida em duas partes iguais. Uma metade da

solução é titulada com solução de NaOH e neste caso o HA será convertido em A¯ pela

reação:

OH-(aq) + HA(aq) H2O(l) + A

-(aq) (2)

O número de moles de A¯ produzido é igual ao número de moles de HA na outra

metade da amostra.

As duas soluções são então misturadas e o pH da solução resultante é obtido. Já que

nesta solução resultante [HA] = [A¯] então pela equação 3.

Ka = [H+] (3)

SOLUÇÃO TAMPÃO

Algumas soluções denominadas tampão, são resistentes a mudança de pH causada pela

adição de ácido ou base. Estas soluções são formadas por um ácido ou base fraca e seu

sal correspondente. No caso de um tampão ácido (HA/A¯) se uma pequena quantidade

de um ácido forte for adicionado a esta solução, o íon H+ tenderá a reagir com o íon A¯

presente, mantendo a concentração de H+ aproximadamente no que era antes da

adição:

H+(aq) + A

-(aq) HA(aq)

Também se uma base forte foi adicionada à solução haverá reação com o HA presente

produzindo íon A¯ e água sem mudar apreciavelmente a concentração de íons OH¯:

OH-(aq) + HA(aq) H2O(l) + A

-(aq)

Este comportamento pode ser confrontado com o da água, pois se quantidades

similares de ácido e base forem adicionados à mesma, a mudança de pH pode ser de

várias unidades.

TITULAÇÂO

Titulação ácido-base é um procedimento comum do laboratório, de importância

substancial e tem muitas aplicações em diversas áreas.

Este processo consiste essencialmente em determinar o volume de solução (ácida ou

básica) de concentração exatamente conhecida, requerida para reagir

quantitativamente com um dado volume de uma amostra de solução (básica ou ácida)

sob determinação. O ponto final ou ponto de equivalência é determinado pelo uso de

indicadores que mudam de cor no ponto apropriado ou acompanhando-se a variação de

pH com medidor de pH.

É decisiva para o êxito deste processo a escolha do indicador correto para uma

determinação. A faixa de viragem do indicador deve corresponder ao pH da solução no

ponto da equivalência o qual pode assumir diferentes valores dependendo do produto

formado, o sal, que pode ser ácido, básico ou neutro.

III) PRÉ-LABORATÓRIO 1) Leia na bibliografia sobre a técnica de titulação ácido-base de um modo geral.

2) Descreva sobre cada um dos tipos de titulação abaixo, comentando brevemente acerca

da titulação, o pH do ponto de equivalência e o emprego correto do indicador para cada

caso:

a) Titulação de ácido forte com base forte

b) Titulação de ácido fraco com base forte

c) Titulação de uma base fraca com ácido forte

3) Descreva sobre solução tampão.

IV) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1) Medida de pH de soluções comerciais

1.1) Verifique, usando papel indicador, o pH das várias soluções comerciais disponíveis no

laboratório.

2) Uso de indicadores

2.1)Em sua bancada você encontrará as seguintes soluções: HCl 0,1M, NaOH 0,2M e

Vinagre. Escolha uma destas soluções para realizar os testes abaixo:

1) Verifique o pH (utilizando o papel indicador)

2) coloque cerca de 1 mL desta solução em 3 tubos de ensaio. Adicione 2 gotas de um tipo

de indicador (um indicador diferente em cada tubo).Anote a coloração observada para essa

solução.

3) Determinação de ácido acético em vinagre:

3.1) Prepare uma bureta com solução de NaOH 0,2 M

3.2) Meça com uma pipeta 5 mL de vinagre e transfira para um erlenmeyer. Dilua com um

pouco de água destilada, adicione 2 gotas de fenolftaleína e agite.

3.3) Adicione lentamente a solução de NaOH 0,2 M até a mudança de coloração no indicador.

Anote o volume de NaOH 0,2 M gasto e calcule a concentração de ácido acético no vinagre.

4) Preparação de uma Solução Tampão

4.1) Meça 10 mL de uma solução de vinagre e dilua com água destilada para um volume de

50 mL. Transfira para um erlenmeyer e agite a mistura para homogeneizar.

4.2) Dividindo igualmente, coloque a solução em dois erlenmeyer.

4.3) A uma delas adicione 3 gotas de fenolftaleína e titule com NaOH 0,2 M.

4.4) Misture a solução titulada com a não titulada e agite.

4.5) Verifique o pH da solução tampão preparada por você com o auxílio do papel de pH.

Anote o valor.

5) Verificação das Propriedades de um Tampão

5.1) Meça 10 mL da solução tampão e adicione 1 mL de HCl 0,1M. Agite, verifique o pH e

anote o resultado.

5.2) Meça 10 mL da solução tampão e adicione 1 mL de NaOH 0,1 M. Agite, verifique o pH e

anote o resultado.

5.3) Verifique o pH da água destilada

5.4) Meça 10 mL da água destilada e adicione 1 mL de HCl 0,1 M. Agite, verifique o pH e

anote o resultado.

5.5) Meça 10 mL da água destilada e adicione 1 mL de NaOH 0,1 M. Agite, verifique o pH e

anote o resultado.

5.6) Lave o material e arrume a bancada.

V )- PÓS LABORATÓRIO

1) Escreva uma equação para explicar o comportamento ácido ou básico (forte ou fraco) de

cada uma das substâncias em solução aquosa.

a) HCl b) NaOH c) CH3COOH d) Na2CO3

2) Expresse os resultados do item 2 do procedimento experimental em forma de tabela.

Compare com dados da tabela apresentada neste roteiro e estime o pH (faixa de pH) de cada

uma das soluções. Faça uma comparação com os resultados obtidos usando o papel

indicador de pH.

3) Qual a finalidade de um indicador numa titulação ácido-base?

4) Justifique a escolha do indicador apropriado para a titulação do ácido acético.

5) Que conclusões você pode tirar sobre as propriedades de uma solução tampão, a partir

dos dados obtidos? Justifique mostrando equações.

6) Calcule a concentração do ácido no vinagre em:

a) Mol/L b) g/L

V-REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1) MASTERTON, W.L. , SLOWINSKI , E.S. e WOLSEY, W.C. Chemical Principles in the

Laboratory . W.B. Saunders Company, 1973.

2) MASTERTON, W.L. ; SLOWINSKI, E.J. e STANITSKI, C.L. Princípios de Química. 6a

edição E.ditora Guanabara, 1990.

EXPERIMENTO 10

PROCESSO DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS

I- OBJETIVOS

1. Identificar processos de transferência de elétrons espontâneos e não espontâneos

2. Observar o processo de eletrólise reconhecendo seus componentes

3. Verificar a montagem e funcionamento de uma célula galvânica.

4. Investigar o processo de corrosão.

II- INTRODUÇÃO

Nesta experiência nos concentraremos numa classe especial de reações, aquelas

envolvendo redução e oxidação, isto é, reações redox. Estas reações envolvem a perda e

ganho de elétrons. Por exemplo, se zinco é adicionado a uma solução aquosa de CuSO4,

ocorre uma reação entre o zinco insolúvel e o sal dissociado.

CuSO4 (aq) + Zn (s) ZnSO4 (aq) + Cu (s)

A reação iônica é :

Cu+2 (aq) + SO4 - 2 (aq) + Zn (s) Zn+2

(aq) + SO4 - 2 (aq) + Cu (s)

Que pode ser simplificada para:

Cu+2 (aq) + Zn (s) Zn+2 (aq) + Cu (s)

Esta é uma reação redox porque os estados de oxidação do Cu+2 e Zn mudam para Cu e

Zn+2 respectivamente. A reação que envolve perda de elétrons é chamada de oxidação. O

contrário seria redução e, portanto ganho de elétrons. No exemplo acima o cobre está sendo

reduzido e o zinco está sendo oxidado. O processo de oxi-redução é único, não podendo

ocorrer oxidação sem redução ou vice versa. A substância responsável pela oxidação de

outra é o agente oxidante e a substância capaz de promover a redução é chamada de agente

redutor.

Os processos de transferência de elétrons podem ocorrer espontaneamente ou não. No

primeiro, energia química é transformada em energia elétrica e no segundo energia elétrica,

fornecida por fonte de corrente contínua, é transformada em energia química. Os sistemas

onde ocorrem estas reações são chamados genericamente de células eletroquímicas. Mais

especificamente aqueles onde ocorrem processos espontâneos são denominados de células

galvânicas e aqueles onde ocorrem processos não espontâneos são conhecidos como células

eletrolíticas.

A célula eletrolítica é formada por três componentes: uma fonte de corrente contínua

(pode ser uma bateria ou pilha), dois eletrodos ligados aos terminais da fonte e uma solução

eletrolítica onde ficam mergulhados. A transferência de carga através da solução resulta da

migração dos íons em direções opostas.

Os íons positivos vão para o catodo e os íons negativos para o anodo, conseqüentemente

o eletrodo onde ocorre a oxidação é o anodo e o eletrodo onde ocorre a redução é o catodo.

Algumas vezes a eletrólise de uma solução envolve processos simultâneos com diversas

alternativas. Quando duas ou mais reações são possíveis no mesmo eletrodo a reação que

requer menor força propulsora ou voltagem (potencial de redução ou de oxidação) é a mais

provável. Algumas vezes também é possível que duas reações possam ocorrer

simultaneamente no mesmo eletrodo. Os eletrodos podem ou não participar do processo de

eletrólise. Quando o fazem são chamados de eletrodos ativos e caso contrário são

denominados de eletrodos inertes.

Figura 1 - Pilha de Daniell

No caso das células galvânicas, tomaremos como exemplo a célula mais simples (no caso

a pilha de Daniell) cujo funcionamento pode ser observado facilmente no laboratório.

Na figura acima observaremos à esquerda que uma barra de zinco está parcialmente

imersa em solução aquosa de Zn+2 (ZnSO4). Este sistema formado pelo elemento Zn(s) em

contato com uma solução de seus íons Zn+2 é chamado de eletrodo de zinco e é o polo

negativo da pilha denominado anodo onde ocorre a oxidação. Do lado direito uma barra de

Cu(s) em contato com uma solução aquosa de seus íons Cu+2 é chamada de eletrodo de

cobre, o qual é o pólo positivo da pilha (catodo) onde ocorre a redução. Os elétrons são

transferidos de um reagente para outro através de um circuito externo (um fio). Se os

reagentes estivessem em contato direto, a energia elétrica produzida não poderia ser

utilizada para realizar trabalho útil (como acender uma lâmpada) e seria dissipada na forma

de calor, a fim de permitir a preservação da neutralidade elétrica nas duas soluções, já que

elétrons estão sendo transferidos de uma para outra, é necessário a existência de uma ponte

salina, através da qual íons que não estão envolvidos na reação redox podem migrar para

uma ou outra solução. Na figura anterior a ponte salina poderia conter solução de KCl ,

sendo que íons K+ migram para a solução de Cu+2 e os íons Cl¯ para a solução de Zn+2 . Para

verificar se realmente a reação redox ocorre, utiliza-se de um instrumento chamado

voltímetro intercalado entre os eletrodos da pilha. Será medida assim a diferença de

potencial entre estes eletrodos. O valor indicado pelo voltímetro é chamado potencial ou

voltagem da pilha. Na pilha de Daniell a diferença de potencial entre os eletrodos de Zn e Cu

é de 1,1 volts.

III - NOTAS DE SEGURANÇA

Sulfato de cobre – irritante a pele e mucosa. Evite contato com os olhos, pele ou roupa.

Sulfato de Ferro II – irritante. Evite contato com os olhos, pele ou roupa.

Acetato de chumbo - Irritante. Contém metal pesado. Evite contato com os olhos, pele ou

roupa.

Sulfato de zinco-Irritante.

Fenolftaleína- Indicador – pode ser irritante. Evite contato com os olhos, pele ou roupa.

IV- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Parte A- Processos eletrolíticos

1. Monte com material encontrado em sua bancada um sistema eletrolítico

utilizando fios de cobre como eletrodos e ZnSO4 0,1 M como eletrólito. Ligando

este sistema a uma fonte, observe as reações nos eletrodos. Procure identificar o

catodo e o anodo.

2. Faça a eletrólise da solução aquosa de CuCl2 0,1 M utilizando o mesmo sistema

eletrolítico.

3. Faça a eletrólise da solução de CuCl2 0,1 M desta feita utilizando grafite como

anodo. Observe atentamente se houve na reação alguma diferença em relação a

etapa anterior.

4. Dissolva o NaCl encontrado em sua bancada em aproximadamente 40 mL de

água destilada e acrescente algumas gotas de fenolftaleína. Faça a eletrólise

desta solução, usando eletrodos de grafite e observe.

Parte C- Estudo da pilha de Daniel

1. Em um béquer de 200 mL adicione até sua metade, solução aquosa 1 M de

CuSO4 e nesta solução, mergulhe parcialmente uma lâmina de cobre

previamente lixada.

2. Ligue a lâmina de cobre ao terminal positivo de um voltímetro.

3. Adicione solução aquosa de ZnSO4 1 M em outro béquer de 200 mL até sua

metade e, nesta solução, mergulhe parcialmente uma lâmina de zinco

previamente lixada.

4. Ligue a lâmina de zinco ao terminal negativo de um voltímetro.

5. Encha um tubo de vidro em forma de U com uma solução aquosa saturada de

KCl e vede as extremidades com algodão. Una as duas semipilhas através da

ponte salina, montando a pilha.

6. Faça a leitura do voltímetro.

Parte D – Estudo da Corrosão

1. Em um béquer de 250 mL, colocar 200 mL de solução aquosa 3% em cloreto de

sódio, 1 mL de solução alcoólica 1% em fenolftaleína e 2 mL de solução 0,2 M de

ferricianeto de potássio. Imergir dois eletrodos metálicos, sendo um de cobre e

não deixando que os dois entrem em contato diretamente. Observe.

2. Proceder do mesmo modo da experiência anterior usando, porém eletrodos de

zinco e ferro em vez de cobre e ferro. Verifique.

V- PÓS-LABORATÓRIO

1. Indique em quais dos processos da parte A do procedimento experimental observou

ocorrência de reação química

2. Escreva as reações iônicas destes processos espontâneos.

3. Situe os metais da parte A em posição relativa segundo facilidade relativa de redução.

Compare estes valores com os obtidos em tabelas de potencial de redução.

4. Indique para os sistemas eletrolíticos da parte B os produtos obtidos, escrevendo as

semi-reações destes processos. Associe as semi-reações ao catodo e anodo

respectivamente.

5. Comente as diferenças observadas nos sistemas B.2 e B.3.

6. Faça um breve resumo do processo de eletrólise da solução de NaCl. Para que foi

usada a fenolftaleína?

7. Sem a ponte salina da parte C, o que você observaria?

8. Indique as reações do catodo, anodo e a reação total da pilha de Daniell.

9. Discuta suas observações dos itens D.1 e D.2. Qual metal escolheria para proteção do

ferro, o zinco ou o cobre.

VI - BIBLIOGRAFIA

1) KOTZ, John C.; TREICHEL Jr.; PAUL M.; VICHI, Flávio M. Química Geral e Reações Químicas. 5 ed. São Paulo, 2005, Vol 2. 2) LENZI, E.; FAVERO, L.O.B.; TANAKA, A.S. Química Geral Experimental. 1 ed. Rio de Janeiro: Freitas Bastos, 2004.