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ROTEIRO DE AULAS PRÁTICAS
Vitória da Conquista
2015.2
Faculdade de Tecnologia e Ciências – FTC
Disciplina: Química Geral
Colegiado de Engenharia Civil
Docente: Msc. Shaiala Aquino dos Santos
OBJETIVOS DAS AULAS PRÁTICAS
A parte experimental da disciplina Química Geral foi planejada para oferecer
aos estudantes a oportunidade de desenvolver habilidades tais como:
Conduzir um trabalho em laboratório de química seguindo um
planejamento previamente determinado, identificando e utilizando
corretamente os reagentes, as vidrarias e os equipamentos;
Ter noções de como minimizar os riscos de acidentes em laboratório;
Observar os fenômenos relevantes em um trabalho experimental,
registrar as observações através de códigos e símbolos próprios da
química, e interpretar os dados observados através do uso de teorias;
Ter a capacidade de planejar e executar experimentos simples, nas
condições de um laboratório didático de Química Geral.
INSTRUÇÕES GERAIS
Preparação para entrar no laboratório (fase pré-laboratório)
A fase pré-laboratório tem como objetivo familiarizar o aluno com o
experimento a ser realizado. Leia com antecedência o roteiro da aula a ser
realizada, procurando compreender os objetivos e os procedimentos a serem
adotados, e dê especial atenção às advertências em relação à segurança.
Instruções para as aulas de laboratório
O aluno deverá portar os seguintes materiais obrigatórios para
freqüentar as aulas práticas: um guarda-pó (jaleco), o Caderno de
Laboratório e o roteiro do experimento a ser executada no dia. A falta de
um ou mais itens será penalizada com nota zero de comportamento.
Após o início das aulas será tolerado um atraso de até 5 minutos; após
este tempo haverá penalização na nota. Ao entrar no laboratório, confira todo o
material disponível para a prática; na falta de um material, ou ainda se este
estiver sujo ou quebrado, comunique imediatamente o professor. No início da
aula o professor dará orientações pertinentes ao experimento da aula; é
interessante anotar no Caderno de Laboratório estas orientações.
As aulas práticas serão desenvolvidas em equipes com o número de
integrantes estabelecidos pelo professor, mas sendo os experimentos
relativamente simples, poderão ser realizados individualmente. Siga o roteiro
do experimento, tomando todas as precauções para evitar acidentes, e tente
aproveitar o máximo para desenvolver sua técnica e habilidade.
Ao final da aula, descartes em recipientes adequados os resíduos, e
coloque a vidraria na pia adequadamente para ser lavada pelo auxiliar técnico
responsável.
O Caderno de Laboratório
O Caderno de Laboratório deve conter todo o registro das atividades
efetuadas no laboratório; numa linguagem direta e resumida, mas de forma
COMPLETA. Estas anotações devem ser realizadas, na maior parte, durante a
própria aula. Os preparativos pré-laboratoriais (confecção de: tabelas, gráficos,
fluxogramas, etc) devem ser feitos antes da realização do experimento,
enquanto as discussões e conclusões podem ser registradas depois.
Entretanto os dados e observações devem ser anotados durante a própria aula,
para evitar que se percam informações armazenadas de memória. Seguindo
este procedimento, economiza-se tempo e trabalho.
Cuidados a Serem Observados no Laboratório
a) Ao chegar ao laboratório lembre-se que este é um local de trabalho onde o
cuidado e atenção são requisitos fundamentais para evitar acidentes.
b) Utilize sempre um guarda-pó (jaleco), de preferência de algodão (os tecidos
sintéticos podem grudar na pele, quando inflamados) e de manga comprida
(para uma maior proteção). Evite usar shorts, bermudas, saias, sandálias
ou chinelos; a pele fica melhor protegida com calças compridas e sapato
ou tênis fechado.
c) Cabelos compridos deverão ser presos, para evitar o risco de se
incendiarem quando próximos de um bico de gás.
d) Faça apenas as experiências indicadas. Caso tenha interesse em outras
experiências, consulte o seu professor. EXPERIÊNCIAS NÃO AUTORIZADAS
SÃO PROIBIDAS.
e) Use sempre o guarda-pó. Use capelas sempre que indicado. Comunique seu
professor sobre qualquer acidente, por menor que seja.
f) Tenha cuidado com os materiais inflamáveis. Qualquer incêndio deve ser
abafado imediatamente com uma toalha ou cobertor. Na primeira vez que
entrar no laboratório procure se familiarizar com a localização dos extintores de
incêndio, toalhas ou cobertores, chuveiros, etc.
g) Nunca jogue produtos ou soluções na pia ou no lixo. Descarte os resíduos
conforme os procedimentos indicados pelo professor.
h) Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco antes de usá-lo. Leia duas
vezes para ter certeza de que pegou o frasco certo. Anote no Caderno de
Laboratório os dados constantes nos rótulos dos reagentes.
i) Nunca use as espátulas de um frasco em outro para evitar contaminações.
j) Se um ácido ou outra solução em uso for derramado lave o local
imediatamente com bastante água. Chame imediatamente o professor.
k) Não toque com os dedos os produtos químicos nem prove qualquer droga ou
solução.
l) Não é recomendável tentar sentir o odor de uma substância. Entretanto,
desde que o professor assim o permita, traga com as mãos pequenas porções
do vapor em sua direção.
m) Deixe qualquer objeto quente esfriar por bastante tempo. Lembre-se que a
aparência do objeto quente ou frio é a mesma.
n) Use a CAPELA para experiências que envolvem o uso ou liberação de
gases tóxicos ou corrosivos;
Em um laboratório químico, devemos observar alguns símbolos de
advertência para o manuseio de reagentes e a execução de procedimentos.
Alguns destes símbolos são comuns em rótulos de reagentes e nas entradas
de laboratórios. Assim, é importante saber o significado destes símbolos para
que sejam tomados os cuidados necessários. Os principais símbolos são:
Substância Tóxica
Substância
Irritante
Substância corrosiva Substância inflamável
Radiação ou Raio-X
Risco Biológico Entrada restrita Equipe de Limpeza
Anotação dos Dados de Experimentos de Química
O registro de dados coletados no laboratório tem tanta importância
quanto os procedimentos para a execução do experimento. As anotações no
caderno de laboratório poderão ser úteis para consultas futuras, o que ocorrerá
somente se forem feitas de forma clara, concisa e bem organizadas. Habitue-
se ainda a representar os dados dentro das normas adotadas pela comunidade
científica.
Acidentes Comuns em Laboratório e Primeiros Socorros
I. QUEIMADURAS a) Causadas pelo calor - quando leves aplicar vaselina líquida e, quando
graves, devem ser cobertas com gaze esterilizada, previamente umedecida
com solução aquosa de bicarbonato de sódio 5%.
b) Causadas por ácidos - deve-se lavar imediatamente a região com bastante
água durante pelo menos 5 minutos. Em seguida, tratar com solução de
bicarbonato de sódio a 5% e lavar novamente com água. Secar o local e aplicar
Merthiolate.
c) Causadas por bases - proceder como em b, aplicando solução de ácido
acético 1%.
II. ÁCIDOS NOS OLHOS – Deve-ser lavar com bastante água durante
aproximadamente 15 minutos e aplicar solução de bicarbonato de sódio 1%
III. BASES NOS OLHOS – Proceder como em II e aplicar solução de ácido
bórico 1%.
IV. INTOXICAÇÃO POR GASES – Remover a vítima para um ambiente
arejado e deixar descansar. Em caso de asfixia fazer respiração artificial.
V. INGESTÃO DE SUBSTÂNCIAS TÓXICAS – Recomenda-se beber muita
água e em seguida beber:
a) Um copo de solução de bicarbonato de sódio 1% ou leite de magnésia, em
caso de ingestão de ácidos;
b) Um copo de solução de ácido cítrico ou ácido acético a 2%, em caso de
ingestão de bases.
Equipamentos Básicos de Laboratório
O Laboratório Químico é um lugar especialmente desenhado para um
trabalho eficiente e satisfatório em Química. Você precisa de espaço para
trabalhar, mesa resistente ao ataque de drogas químicas, boa iluminação,
fontes acessíveis de água, gás, eletricidade, área especial para manipulação
de gases venenosos, etc.
Você precisa, finalmente, dos recipientes e equipamentos adequados.
A Química, como toda ciência, foi obrigada a desenvolver para seu uso, uma
linguagem particular. Há necessidade de um certo esforço visando aprender o
significado exato desses novos termos.
Béquer
Erlenmeyer
Balão Volumétrico
Recipiente calibrado, de precisão destinado a conter um determinado volume de uma dada temperatura. Utilizado no preparo de soluções de concentrações definidas. O traço de aferição é uma marca no colo do balão com a qual deve coincidir a parte inferior do menisco.
Frasco utilizado para aquecer líquidos ou para fazer titulações, uma vez que, sua forma cônica, evita perdas de líquidos por agitação.
Utilizado para dissolução ou preparação de
soluções à quente, devendo ser protegido do
fogo direto pelo uso, por exemplo, de tela de
amianto ou aquecimento em banho-maria.
Não deve ser empregado para medidas de
volumes. Deve ser evitado o uso de bastão de
vidro, contra as paredes e o fundo do béquer,
pois pode ser quebrado. Dissoluções a frio
deverão ser efetuadas no copo graduado ou
cálice.
Proveta
Pipeta
Bureta
Frasco com graduações, destinados a medidas aproximadas de volumes de líquidos.
Equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Existem dois tipos de pipetas: pipeta graduada (utilizada para escoar volumes variáveis), pipeta volumétrica (utilizada para escoar volumes fixos de líquidos).
Equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Permite o escoamento do líquido e é muito utilizada em titulações.
Funil de Colo Longo
Vidro de Relógio
Bastão de Vidro
Utilizado na transferência de líquidos de um frasco para outro ou para efetuar filtrações simples.
Usado geralmente para cobrir béquer contendo soluções, pesagem de sólidos e finalidade operações diversas.
Usado na agitação de misturas, transferência de líquidos, auxiliar na filtração e outras operações químicas.
Funil de Separação
Kitassato
Dessecador
Equipamento para separar líquidos não
miscíveis.
Frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado em filtração à vácuo.
Utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de uma atmosfera com baixo teor de umidade. Também pode ser utilizado para manter as substâncias sob pressão reduzida.
Condensador
Tubos de Ensaio
Material de Porcelana
Funil de Buchner
Equipamento destinado à condensação de vapores em destilações ou aquecimento
Utilizado em filtração à vácuo, devendo ser acoplado a um kitassato. Sobre a placa perfurada deve ser colocado um papel de filtro de diâmetro menor que o da placa.
Utilizado principalmente para efetuar reações químicas em pequena escala.
Cadinhos
Almofariz e Pistilo
Material Metálico
Suporte, Mufa ou Garra
Tela de Amianto
Usado para a calcinação de substâncias (aquecimento a altas temperaturas).
Destinados à pulverização de sólidos que são atritados pelo pistilo contra o interior áspero do almofariz.
Peças metálicas usadas para montar aparelhagens em geral.
Tela metálica, contendo amianto, utilizada para distribuir uniformemente o calor, durante o aquecimento de recipientes de vidro à chama de bico de gás.
Tripé
Bico de Bunsen
Argola
Espátula
Usado como suporte, principalmente de telas.
Fonte de calor destinada ao aquecimento de materiais não inflamáveis. No caso de caso de materiais inflamáveis, usa-se a “manta elétrica”.
Usada como suporte para funil de vidro ou tela metálica.
Usada para transferir substâncias sólidas.
Pinças
Materiais Diversos
Suporte Para Tubos de Ensaio
Pisseta
Frasco para Reagente
Depósito de tubos de ensaio.
Usada para segurar objetos aquecidos.
Frasco geralmente contendo água destilada ou outros solventes usado para efetuar a lavagem de recipientes ou materiais com jatos do líquido nele contido.
Usados para conservar reagentes químicos. Dependendo da substância a ser guardada, o frasco a ser utilizado pode ser incolor ou âmbar.
Estufa
Mufla ou Forno
Balança
Equipamento empregado na secagem de materiais, por aquecimento, em geral, até 200º C.
Utilizada na calcinação de substâncias, por aquecimento em altas temperaturas (até 1.000ºC ou 1.500º C)
Instrumento para determinação de massa (pesagem)
Bico de Bunsen e estudo da chama
Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se comumente um
aparelho denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece
na Figura abaixo, a mistura gás-ar é queimada no tubo, gerando uma chama
que pode ser de combustão completa (azulada) ou incompleta (amarelada). A
forma correta de usar o bico de Bunsen é fechar a entrada de ar no anel, abrir
a válvula de gás e acender. A chama será larga e amarela. Então, abre-se a
entrada de ar até que a chama fique azul, que é a ideal para o uso. Na mistura
gás-ar, pode-se distinguir dois cones de cores distintas: um mais interno de cor
azul e outro mais externo de cor laranja. A chama laranja é oxidante, a amarela
é redutora e a azul é neutra, sendo o ponto mais quente o ápice do cone azul.
MODELO RELATÓRIO
Os relatórios, quando solicitados, deverão ser entregues nas datas
combinadas, para não haver diminuição de nota. Eles deverão ser escritos de
acordo com o modelo apresentado a seguir, que também se baseia nas
normas da ABNT.
TÍTULO: Frase sucinta que indique o principal objetivo da experiência.
Ex: Determinação da curva de calibração do sistema ferro-ortofenantrolina
1 - INTRODUÇÃO: consiste de uma apresentação do tema proposto e dos
fundamentos teóricos da prática. O professor sempre irá determinar no dia da
prática quais assuntos deverão ser pesquisados para compor a introdução.
2 - OBJETIVO: apresentação do objetivo a que se pretende chegar com o
experimento. Sucinto e pode ter vários objetivos em um mesmo relatório.
3 - PARTE EXPERIMENTAL: descrição da metodologia empregada para a
realização do experimento. Geralmente é subdividido em duas partes:
3.1 – Materiais utilizados: apresentação de uma lista de materiais, reagentes
e equipamentos utilizados no experimento, especificando o fabricante e o
modelo de cada equipamento, assim como a procedência e o grau de pureza
dos reagentes utilizados;
3.2 – Procedimento experimental: descrição de forma detalhada e ordenada
das etapas necessárias à realização do experimento. Por tópicos com
parágrafos curtos e objetivos. Exemplo:
1- Adicionar com uma proveta 100 mL de água ao béquer;
2- Acrescentar 2 gotas do indicador fenolftaleína ao erlenmayer.
4 – RESULTADOS E DISCUSSÃO: apresentação de todos os dados obtidos
experimentalmente ou calculados a partir destes. Todos os resultados devem
ser apresentados na forma de tabelas, gráficos, esquemas, diagramas,
imagens fotográficas ou outras figuras. Discussão dos resultados deve ser
concisa e objetiva, a partir das teorias e conhecimentos científicos prévios
sobre o assunto, de modo a se chegar as conclusões.
Neste tópico, a equipe deverá:
Interpretar e comentar os resultados do trabalho;
Mencionar as dificuldades encontradas;
Avaliar erros experimentais e suas implicações;
Discutir de forma concisa e objetiva dos resultados, a partir das teorias e
conhecimentos científicos prévios sobre o assunto, de modo a se chegar
a conclusões;
OBS: Tabelas e Figuras devem ser citadas no texto. Devem ser numeradas e
apresentar um título.
6- CONCLUSÕES: apresentação das conclusões deduzidas da discussão. O
aluno deverá:
Apresentar cada conclusão em forma de uma frase curta que cite
apenas o fato em questão;
Verificar se as conclusões respondem aos objetivos propostos.
7- REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS: citação de livros, artigos científicos,
documentos e páginas da internet consultados. Exemplos:
[1] SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J. Fundamentals of analytical
chemistry. 7.ed. Fort Worth: Saunders College, 1996. 870p.
[2] BRASIL. Ministério da Agricultura, Pecuária e Abastecimento. Programa de
desenvolvimento da fruticultura. Brasília: MAPA, 2003. Disponível em:
<http://www.agricultura.gov.br>. Acesso em: 16 out. 2003.
PRÁTICA 01: MEDIDAS DE VOLUME E TRANSFERÊNCIA DE REAGENTES
OBJETIVOS
Conhecer alguns equipamentos e vidrarias de uso corrente em trabalhos
práticos de química e a maneira correta de empregá-los. Expressar as
medidas obtidas cientificamente.
INTRODUÇÃO
O processo científico é iniciado com observações normalmente
realizadas sob condições rigorosamente controladas no laboratório. As
observações podem ser qualitativas (pode-se observar, por exemplo, que a
cor da oxidação do ferro é simplesmente marrom avermelhada) ou
quantitativas (pode-se observar qual a massa obtida de um produto numa
reação).
Nenhuma ciência pode progredir muito sem se valer de observações
quantitativas; isto significa que devemos fazer medidas. Um processo de
medida envolve, geralmente, a leitura de números em algum instrumento; em
conseqüência, tem-se quase sempre alguma limitação no número de dígitos
que expressam um determinado valor experimentalmente.
Cada medida, não importando o grau de cuidado com qual ela é feita,
está sujeita a erro experimental. A magnitude desse erro pode ser expressa, de
um modo simples, usando-se algarismos significativos.
Grandeza química
Uma grandeza sempre pode ser considerada um produto de um valor
numérico com uma unidade:
Grandeza química = número x unidade
Exemplos: A massa m de um corpo é m=25,3 g, o volume de um balão
volumétrico é 50 mL. Em química as principais grandezas são:
Tabela 1 – Grandezas básicas em Química
Grandeza básica Unidade (SI)
Comprimento m
Massa kg
Volume L
Quantidade de substância Mol
O regime de escoamento para qualquer dos instrumentos mencionados
para volume não é total, sobrando sempre líquido na ponta ou em suas laterais.
Para obter medições mais precisas, o que fica do volume nos instrumentos,
não deve ser transferido, pois essa quantidade já é levada em conta pelo
fabricante.
MATERIAIS
O material a ser utilizado na medição de volumes depende da exatidão
da medida que se necessita. Quando não é necessária uma grande exatidão
na medida, esta pode ser efetuada em um béquer graduado, proveta ou pipeta
graduada (ordem crescente de exatidão). Para medidas exatas, utiliza-se
pipeta volumétrica, balão volumétrico e também buretas, que são calibrados
pelo fabricante em temperatura padrão de 20ºC.
Proveta
Pipeta graduada de 10 mL Bequer
Bureta Água
Solução de cloreto de sódio 10% m/v
Carbonato de cálcio Cloreto de sódio
Areia
ALGUNS CRITÉRIOS DEVEM SER CONSIDERADOS NA MEDIÇÃO DE
VOLUMES:
O líquido (ou solução) a ser medido deve estar sempre à temperatura
ambiente, pois variações de temperatura provocam dilatações e
contrações.
A escolha do material para se medir um líquido ou solução depende da
exatidão que se necessita e do líquido ou solução a ser medido. Assim,
por exemplo, se necessitamos de aproximadamente 20 mL, é mais
correto usarmos um béquer do que uma proveta.
A medida do volume é feita comparando-se o nível do mesmo com os
traços marcados na parede do recipiente. A leitura do nível para líquidos
(ou soluções) transparentes, ao contrário dos líquidos escuros, deve ser
feita na parte inferior do menisco.
No momento da leitura de volume, a linha de visão do operador deverá
estar perpendicular à escala graduada, para evitar o chamado “erro de
paralaxe”.
Dependendo da graduação do material, às vezes torna-se necessário
fazer uma estimativa do volume a ser medido. Para tal, estimar o volume
entre os traços da menor divisão, dividindo-o, mentalmente, em cinco
intervalos equivalentes (2 – 4 – 6 – 8) ou, em caso de graduação muito
pequena, em dois intervalos (0 –5). Determinar, em seguida, a posição do
menisco em relação à graduação.
TÉCNICAS DE PESAGEM
A pesagem é uma das mais importantes operações nos laboratórios de
Química. Neste processo, a massa de um corpo é determinada por
comparação com massas conhecidas, utilizando-se balanças.
ERROS NAS PESAGENS
As principais causas de erro são:
Modificações nas condições em que se encontra o recipiente e/ou
substância, entre pesadas sucessivas.
Empuxo diferente do ar sobre o corpo e os pesos.
Inexatidão nos pesos.
Efeitos da temperatura.
Absorção de umidade e/ou gás carbônico do ar – as substâncias
absorvidas também serão pesadas, causando erro. Como solução deve-
se secar a substância antes da pesagem, deixá-la esfriar num
dessecador e pesá-la num pesa-filtro.
Película de água aderida à superfície dos corpos – correspondente ao
teor do vapor de água contido na atmosfera ambiente. Quanto mais
baixa for a temperatura do corpo em relação à temperatura ambiente,
tanto maior a espessura dessa película. Assim, um corpo frio aparentará
maior peso do que um corpo quente. A solução nesse caso consiste em
só pesar o objeto após o mesmo ter adquirido a temperatura ambiente.
CUIDADOS GERAIS COM AS BALANÇAS
Balanças não são sensíveis apenas a vibrações, mas reagem também a
oscilações rápidas de temperatura e a correntes de ar. Por estes motivos, na
instalação das mesmas devem ser evitados locais com incidência de sol e
correntes de ar, assim como mesas ou bancadas que sofram trepidações
facilmente. No caso das balanças ditas “analíticas”, de grande sensibilidade e
exatidão, é conveniente a construção de uma sala exclusiva para elas.
Em virtude do que foi dito, alguns cuidados devem ser tomados no manuseio
de balanças, seja qual for o seu tipo:
A balança deve ser mantida sempre limpa.
Os reagentes não devem ser colocados diretamente sobre o prato da
balança. Devem ser utilizados recipientes apropriados (vidro de relógio,
becher, etc.).
Terminada a pesagem, todos os recipientes devem ser retirados dos
pratos e os botões e massas aferidas recolocados à posição inicial
(zero).
Quando o objeto a ser pesado é colocado ou retirado do prato, a balança
deve estar travada, para evitar desgastes nas peças da balança.
Os objetos a serem pesados não devem ser seguros com a mão, mas
com uma pinça ou tira de papel, evitando assim que haja aumento da
massa do objeto pela gordura das mãos. Esta preocupação somente é
necessária quando se utilizam balanças denominadas analíticas, muito
sensíveis, que são capazes de determinar massas até o décimo de
miligrama.
Os recipientes e reagentes a serem utilizados devem encontrar-se à
temperatura ambiente.
O operador (ou outra pessoa) não deve apoiar-se na bancada da
balança durante a pesagem, para evitar oscilações na balança.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Atenção:
I ) Leitura de volumes : Um dos componentes do grupo deverá dirigir-se à bancada
lateral munido de um béquer de capacidade de 250 mL e um bastão de vidro e, com a
técnica adequada, transferir para o mesmo, 220 mL de solução nº 1,que se encontra
num frasco de reagente, devidamente identificado. Leve este béquer para sua
bancada utilizando-o para os itens abaixo:
Medir em provetas adequadas os seguintes volumes:
22,0 ml
6,4 mL
10,0 mL
1,8 mL
Medir 20,00 mL da solução utilizando uma pipeta volumétrica ;
Escolher pipetas graduadas adequadas e deixar escoar os volumes abaixo
para um béquer de 50 mL :
2,3 mL
6,5 mL
0,7 mL
1,6 mL
2,00 mL
Em um béquer com capacidade de 50 mL, coloque um volume qualquer (
inferior à capacidade do béquer) da solução nº 2 e estime o volume.
Fazer leitura de volume escoado em bureta.
II ) Comparação de volumes : Compare os valores lidos para um mesmo volume
em instrumentos diferentes.
Por exemplo: medir em pipeta graduada um volume de 15 mL e transferir este
volume para um béquer de 50 mL, avaliando o volume medido no béquer . Em
seguida, transferir novamente o volume, agora para uma proveta de 50 mL,
fazendo a leitura de maneira adequada.
III) Pesagens de Massa :
Determinar a massa de um vidro de relógio, anotando seu valor. Pesar,
por adição, em torno de 1,2 g de carbonato de cálcio. Anotar o resultado
encontrado, levando em conta a exatidão da balança.
Determinar a massa de um béquer de 50 mL contendo cloreto de sódio
até aproximadamente a metade. Pesar, por diferença, em torno de 5,5 g
do cloreto de sódio, anotando o valor encontrado, levando em conta a
exatidão da balança. Não esqueça de levar um béqueer para junto da
balança para recolher o sal pesado.
Coloque na balança um béquer de 50 mL, tarando-o. Pesar cerca de 8,6
g de areia, anotando o valor encontrado, levando em conta a exatidão da
balança.
REFERÊNCIAS
1. <http://www.dfq.pucminas.br/> Acessado em 01-06-2009
2. Apostila Práticas de Química Geral – UFMG 2008.
PRÁTICA 02: PREPARO DE SOLUÇÕES
OBJETIVOS
Adquirir habilidades no manuseio de vidrarias de uso geral no laboratório
de Química e no preparo de soluções, bem como realizar corretamente
os cálculos necessários para o preparo destas soluções.
INTRODUÇÃO
As soluções são definidas como misturas homogêneas de duas ou
mais substâncias. Elas são encontradas em qualquer um dos três estados da
matéria: sólido, líquido e gasoso.
Todas as misturas gasosas são soluções porque qualquer mistura de
gases é homogênea. Soluções sólidas, como certas ligas metálicas, são
comuns. A grande maioria das soluções, entretanto, existe no estado líquido.
Soluções líquidas são formadas pela dissolução de um gás, líquido ou sólido
em um líquido. Se o líquido é a água, a solução é chamada de solução aquosa.
Geralmente uma solução é constituída por um componente em maior
quantidade, o solvente e, um ou mais componentes denominados solutos.
Tabela 2 – Tipos de soluções segundo o estado físico do soluto e do
solvente
Solvente Soluto Solução Exemplo
Gás Gás Gasosa Atmosfera
Líquido Gás Líquida Água-amônia
Líquido Líquido Líquida Água-etanol
Sólido Líquido Sólida Zinco-mercúrio
(amálgama)
Solução = Soluto + Solvente
Líquido Sólido Líquida Água-sal
Sólido Sólido Sólida Zinco-cobre(latão)
A maior parte da terra é constituída por soluções aquosas – os oceanos.
Vivemos na dependência completa de duas espécies de soluções: uma gasosa
–(a atmosfera) e a outra aquosa.
Para estudo das soluções três aspectos devem ser considerados:
quantidade, composição e concentração. A quantidade da solução envolvida
em um processo pode ser medida em massa e volume.
A composição de uma solução é a soma total de todos os
ingredientes que a compõem, e a concentração de uma solução são as
quantidades relativas destes vários componentes.
Quando adicionamos 1 grama de NaC em 1 litro de água ,
observamos que toda sal se dissolve facilmente. Esta solução assim obtida
conterá pequena quantidade do soluto (sal de cozinha) em relação à
quantidade do solvente (água) usada e será chamada solução diluída.
Solução diluída contém pouco soluto em relação à quantidade do solvente.
Solução concentrada contém muito soluto em relação à quantidade de
solvente.
Ao acrescentarmos mais soluto a solução anterior (solução diluída)
estaremos transformando uma solução diluída em concentrada. Quando a
quantidade do soluto for grande em relação a quantidade do solvente,
obteremos uma solução concentrada. Assim, uma solução que contenha 300
gamas de NaCl em 1 litro de água é uma solução concentrada. Não há limite
para considerarmos uma solução, diluída ou concentrada, sem um termo de
comparação. Uma solução é definida em função da outra.
Assim, se tem duas soluções:
I) 10 gramas de sal em 500 gramas de água.
II) 2 gramas de sal em 500 gramas de água.
Dizemos que a solução I é concentrada em relação à solução II, e que a
solução II é mais diluída em relação a solução I.
A cor de uma solução de tinta ou a doçura de uma solução de açúcar
dependem da quantidade do soluto contida em determinada quantidade da
solução (soluto + solvente). Esta relação é denominada de concentração de
uma solução.
Tabela 3 – Sistemas para designar a concentração das soluções
Sistemas Notação Soluções
Percentual % Partes por 100(p/p; p/v; v/p;
v/v)
Concentração
comum g/L
g soluto
V(L) solução
Molaridade mol/L soluçãoLV
solutomolesnn
)(
)(
Fração Molar X scomponente)moles(totalºn
componente)molesn(n
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Materiais: Reagentes:
Balança Cloreto de sódio (NaC)
Béquer de 100mL Hidróxido de sódio (NaOH)
Bastão de vidro Ácido clorídrico (HC)
Balão volumétrico de 100mL e 200 mL Água
Espátula
Funil
1ª EXPERIÊNCIA: Preparar 100 mL de solução aquosa de NaC (cloreto de
sódio) de concentração aproximadamente 0,5 mol/L.
a) Faça os cálculos para encontrar a quantidade de NaC a ser pesada. Mostre
os cálculos à professora antes da pesagem.
b) Pese x g do NaC em um béquer de 100mL
c) Acrescente ao béquer uma quantidade de água destilada, aproximadamente
30mL, suficiente para dissolver o soluto.
d) Transfira esta solução para um balão volumétrico de 100mL, com auxílio de
um funil. Faça a transferência de forma quantitativa. Lave o recipiente pelo
menos 3 vezes e transfira as águas de lavagens para o funil.
e) Complete o volume do balão, enchendo-o com água destilada até o traço de
referência (a parte inferior do menisco côncavo deve coincidir com a marca de
aferição do balão volumétrico. Atenção para o erro de paralaxe!!). O balão deve
ser arrolhado e agitado para homogeneização.
f) Guarde a solução em frasco rotulado (NaC 0,5mol/L, nome, data).
2ª EXPERIÊNCIA: Preparar 200mL de solução aquosa de NaC (cloreto de
sódio) de concentração aproximadamente 0,2 mol/L.
a) Faça os cálculos necessários e proceda como na experiência 1.
3ª EXPERIÊNCIA: Preparar 100mL de solução aquosa de NaOH (hidróxido
de sódio) de concentração 0,5 mol/L.
a) Faça os cálculos necessários e proceda como na experiência 1.
OBS.: A dissolução do NaOH é exotérmica
4ª EXPERIÊNCIA: Diluição da solução NaOH preparada no item anterior.
a) Transfira 20 mL da solução preparada no item anterior para um balão
volumétrico de 200 mL.
b) Complete o volume com água até a marca de aferição do balão
volumétrico (atenção ao erro de paralaxe!!)
c) Calcule a concentração molar da solução resultante.
d) Qual seria o procedimento adequado para o preparo de 100 mL de
solução 0,2 mol/L a partir da solução já preparada no item anterior?
Elabore um procedimento com os respectivos cálculos e mostre à
professora antes de executá-lo.
ANEXOS
1- Faça uma busca da toxicidade das substâncias a serem manipuladas
nesta aula: NaC e NaOH.
2- Qual seria a massa de açúcar (C12H22O11) a ser pesada para o preparo
de 500 mL de uma solução 0,3 mol /L?
3- Qual seria a massa de CaO a ser pesada para o preparo de 100 mL de
uma solução 0,2 mol/L?
4- Uma solução foi preparada adicionando-se 40 g de NaOH em água
suficiente para produzir 400 mL de solução. Calcule a concentração da
solução em g/mL e mol/L.
5- Considere uma xícara com 200 mL de leite, ao qual se acrescentaram
6,84 g de açúcar comum. Qual será a concentração molar (molaridade),
expressa em mols/ L, da solução formada? ( Dado: massa molar do
açúcar comum, sacarose, C12H22O11 = 342 g/mol.)
6- Qual é a massa de açúcar ingerida por uma pessoa ao beber um copo
de 250 mL de limonada na qual o açúcar está presente na concentração
de 80 g/L?
REFERÊNCIAS
<http://www.dfq.pucminas.br/> Acessado em 09-06-2009.
PRÁTICA 03: LIGAÇÕES IÔNICAS E MOLECULARES
OBJETIVOS
Constatar, na prática, diferenças entre o comportamento de substâncias
iônicas e moleculares.
Verificar a solubilidade de alguns compostos, já que a natureza iônica de
uma substancia influi na solubilidade em determinados solventes.
INTRODUÇÃO
Substâncias iônicas são aquelas formadas por íons (cátions e ânions)
ligados entre si por forças de natureza elétrica.
Substâncias moleculares ou covalentes são formadas a partir do
compartilhamento de elétrons entre os átomos dos elementos que estão se
ligando. Apesar de não possuírem íons em sua constituição, as moléculas
podem apresentar pólos elétricos, devido à diferença de eletronegatividade dos
elementos; neste caso, são denominadas moléculas polares. Quando não há
diferença de eletronegatividade ou quando a resultante dessas diferenças é
nula, a molécula é denominada apolar.
As substâncias moleculares têm suas moléculas atraídas entre si por
forças denominadas de intermoleculares.
No caso de substâncias cujas moléculas sejam apolares a força de
atração que justifica sua existência nos estados sólido e líquido é denominada
de dipolo induzido – dipolo induzido; no caso de substancias cujas moléculas
sejam polares a força intermolecular é denominada dipolo permanente – dipolo
permanente ou simplesmente dipolo – dipolo.
Há um tipo de dipolo – dipolo, muito forte, que ocorre entre moléculas
onde o hidrogênio esteja ligado a oxigênio, nitrogênio ou flúor. Esta força
recebe o nome particular de ponte de hidrogênio (ou ligação de hidrogênio).
Nas substâncias moleculares, de um modo geral, dois fatores influem
nos PF e PE:
A)Tipo de força intermolecular:
Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores os seus PF e PE
B)Tamanho das moléculas:
Quanto maior for o tamanho de uma molécula, maior será a sua
superfície, o que propicia um maior número de interações com as moléculas
vizinhas, acarretando PF e PE maiores.
Para comparar os pontos de fusão e ebulição de diferentes substâncias,
devemos considerar esses dois fatores:
• Em moléculas com tamanhos aproximadamente iguais:
Quanto maior a intensidade da interação, maiores os PF e PE.
• Em moléculas com mesmo tipo de interação:
Quanto maior o tamanho da molécula, maiores os PF e PE.
A solubilidade de uma substância (denominada soluto) em outra
(denominada solvente), está relacionada à semelhança das forças atuantes
nas mesmas (iônicas ou intermoleculares). Em conseqüência disso,
substâncias iônicas e substâncias moleculares polares tendem a se solubilizar
em solventes também polares, enquanto que substâncias apolares tendem a
se solubilizar em solventes apolares. O envolvimento das partículas do soluto
pelas moléculas do solvente é denominado de solvatação e, no caso do
solvente usado ser a água é comum substituir-se o termo por hidratação.
O fenômeno da dissolução é fundamentalmente um processo físico-
químico, dependendo, em grande extensão, das forças de coesão que ligam:
• As moléculas do solvente;
• As partículas do soluto;
• As moléculas do solvente e as partículas do soluto.
Embora não seja possível prever com precisão absoluta quando uma
substância é solúvel em outra, podemos estabelecer genericamente que:
Uma substância é solúvel em outra que lhe é semelhante, interpretando esta
semelhança do ponto de vista estrutural, de polaridade e caráter das forças
intermoleculares. Assim, um composto polar é solúvel em solvente polar.
MATERIAIS E REAGENTES
Materiais Reagentes
Três pipetas de 5,0 mL
Bico de Bunsen (chama aquecedora)
Tubos de ensaio e estante
Pisseta
Pinça de madeira
Cloreto de sódio (NaC);
Cloreto de Zinco (ZnC2);
Naftaleno sólido (C10H8)
Iodo sólido (I2);
Álcool etílico P.A. (C2H5OH)
Óleo Comestível
Hexano
Sacarose
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
I. SUBSTÂNCIAS IÔNICAS E MOLECULARES FRENTE AO
AQUECIMENTO:
• Procurar o professor (a), levando um tubo de ensaio, para que uma
pequena quantidade de iodo seja adicionada ao tubo. Retorne a sua
bancada e aqueça o tubo, com o auxílio de uma pinça de madeira, até
observar alguma mudança no estado físico do iodo.
• Em dois tubos de ensaio, adicionar respectivamente cloreto de zinco e
cloreto de sódio.
• Aquecer, com auxilio de uma pinça de madeira, cada um dos tubos até
observar mudança no seu estado físico.
II. POLARIDADE E SOLUBILIDADE
• Em três tubos de ensaio adicionar, utilizando as pipetas,
respectivamente, 1,0 mL de água, 1,0 mL de álcool etílico e 1,0 mL de
hexano. A cada um dos tubos adicionar duas gotas de óleo comestível,
agitar intensamente e observar os resultados.
• Repetir o procedimento anterior, substituindo o óleo comestível por
quantidades pequenas e equivalentes de: Cloreto de sódio; Naftaleno;
Iodo.
A dissolução ocorre com facilidade, quando as forças de ligação
entre as moléculas do solvente, de um lado, e entre as partículas do
soluto, de outro, são do mesmo tipo e magnitude.
Atenção:
Utilizar, nos ensaios abaixo, quantidades equivalentes e pequenas de
sacarose, cloreto de zinco e cloreto de sódio.
Comparar o tempo necessário para que sejam observadas mudanças
nas substâncias usadas. Anote todas as suas observações.
Atenção
Por se tratar de um ensaio comparativo, é necessário utilizar-se
quantidades equivalentes de reagentes nos tubos de ensaio.
Solvente Óleo NaC Naftaleno Iodo
Água
Álcool Etílico
Hexano
Solubilidade Comparativa
ANEXOS
Considerando o aquecimento das substâncias no item I, explique,
levando em conta o tipo de ligação química, o tipo de forças intermoleculares,
etc., a diferença de comportamento observada.
Pode-se observar que o iodo é uma substância que sublima. Todas as
substâncias moleculares Sublimam? Justifique sua resposta
Apesar de termos aquecido o cloreto de sódio, não foi possível observar
sua fusão. Todas as substâncias iônicas têm o ponto de fusão tão elevado
quando o NaC?Justifique.
Explique o comportamento observado no procedimento II da prática,
levando em conta o tipo de ligação química, a polaridade ou não das
substâncias usadas e, conseqüentemente, suas forças intermoleculares.
PRÁTICA 04 - REAÇÕES QUÍMICAS
OBJETIVOS
Observar a ocorrência de reações químicas com formação de
precipitado, formação de gás, neutralização entre ácidos e bases e
transferência de elétrons (oxirredução).
INTRODUÇÃO
As reações químicas são transformações de substâncias em outras,
através de uma redisposição dos átomos.
As reações químicas são representadas por igualdades chamadas de
equações químicas, que são formas abreviadas de descrever as
transformações químicas e as condições em que ocorrem. A equação química
possui dois membros: no primeiro membro da equação são colocadas as
fórmulas das substâncias ou elementos (reagentes) e no segundo membro da
equação as fórmulas das substâncias ou elementos produzidos pela reação
entre os reagentes (produtos). Uma seta, colocada entre os dois membros da
equação, índica que a reação é irreversível e duas setas opostas indica que a
reação é reversível essa seta dupla indica, também, que o sistema encontra-se
em um estado de equilíbrio, ou seja, as concentrações de reagentes e produtos
permanecem constantes sob determinada condição de temperatura e/ou
pressão.
As equações químicas representam as reações químicas da maneira
mais próxima possível da realidade e, desse modo, devem conter muitas
informações tais como: variações de energia, meio em que se realizam
catalisadores etc.
Muitas reações que você vai encontrar no Laboratório de Química se
passam em solução aquosa. Os químicos estão interessados nessas reações,
não apenas por ser o caminho de chegada a produtos úteis, mas também
porque são as reações que ocorrem nos vegetais e animais da Terra. Vamos
examinar alguns padrões comuns das reações para ver quais podem ser as
respectivas "forças motrizes"; em outras palavras, como se pode saber que, ao
se misturarem duas substâncias químicas, haverá reação entre elas e a
formação de um ou mais compostos novos?
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS QUANTO AS FORÇAS MOTRIZES
Quatro tipos importantes de processos provocam a ocorrência de
reações, quando os reagentes se misturam em solução aquosa.
REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO
As reações de precipitação são aquelas em que os íons se combinam
em solução para formar um produto de reação insolúvel.
Pb(NO3)2 (aq) +2 KI (aq) Pbl2 (s) + 2 KNO3 (aq) Equação Iônica Líquida:
Pb2+ (aq) + 2 l- (aq) Pbl2 (s) (sólido amarelo)
REAÇÕES ÁCIDO – BASE
As reações ácido-base são aquelas em que os íons H+ e OH- combina-
se para formar água.
HNO3 (aq) + KOH (aq) KNO3 (aq) + HOH (l)
Equação iônica líquida:
H+ (aq) + OH- (aq) H2O
REAÇÕES COM DESPRENDIMENTO DE GÁS
As reações com desprendimento de gás são aquelas em que os
reagentes se combinam em solução para formar um produto de reação que se
desprende na forma de gás. Como exemplos mais comuns têm-se as reações
envolvendo, principalmente, carbonatos de metais e ácidos, com formação do
ácido carbônico, H2CO3, como produto o qual, na maioria das vezes, se
decompõe em H2O e CO2. O dióxido de carbono é o gás que se vê borbulhar
durante a reação.
NiCO3 (s) + 2 HNO3 (aq) Ni(NO3)2 (aq) + H2CO3 (aq)
H2CO3 (aq) CO2 (g) + H2O
Equação iônica líquida: NiCO3 (s) + 2 H+ (aq) Ni2+ (aq) + CO2 (g) + H2O (l)
TIPO: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO–REDUÇÃO (OXI–REDUÇÃO)
As reações de oxidação–redução são aquelas em que o processo
importante é a transferência de elétrons de uma substância para outra.
Cu (s) + AgNO3 (aq) CuNO3 (aq) + 2 Ag (s)
Equação iônica líquida:
Cu (s) + 2 Ag+ (aq) Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)
MATERIAIS E REAGENTES
Estantes para tubos de ensaio Solução de KI
04 Tubos de ensaio Solução de Pb(NO3)2
Fitas indicadoras de pH Solução de HC
Béqueres de 150 mL Solução de AgNO3
Pipeta graduada de 5 mL Leite de magnésia (Mg(OH)2)
Água destilada Sólido NaHCO3
Bastão de vidro Fio de cobre
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Parte I – Reação de precipitação.
Transferir a solução de Pb(NO3)2 para o tubo de ensaio até atingir uma
altura de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar, aos poucos, a solução
de KI até a formação de um precipitado. Deixe em repouso para que o mesmo
se deposite no fundo do béquer. Anotar as observações.
Parte II – Reação ácido-base.
Medir o pH da solução de HC e da suspensão de Mg(OH)2,
separadamente, usando a fita indicadora.
Transferir a suspensão de Mg(OH)2 para o tubo de ensaio até atingir
uma altura de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar, aos poucos, a
solução de HC até perceber a alteração de cor. Prosseguir com a adição até
que a reação se processe completamente.
Medir o pH da solução ao final da reação. Anotar as observações.
Parte III – Reação ácido-base com formação de gás.
Transferir a solução de HC para o tubo de ensaio até atingir uma altura
de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar, aos poucos, o sólido
NaHCO3. Anotar as observações.
Parte IV – Reação de oxirredução.
Transferir a solução de AgNO3 para o tubo de ensaio até atingir uma
altura de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar o fio de cobre no
interior do tubo. Anotar as observações.
BIBLIOGRAFIA
- BROWN, T.L.; LEMAY JR, H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química, a
ciência central. São Paulo, Pearson Prentice Hall, 2005.
- LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concissa. 4ª ed. São Paulo: Edgar
Blücher Ltda, 1996.
- ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química questionando a vida moderna e
o meio ambiente. Porto Alegre, Bookman, 2001.
ANEXOS
1) Quais são os indícios de ocorrência de reações químicas nos tubos de
ensaio observados?
2) Pesquise sobre a ação dos antiácidos e o processo de corrosão do ferro, ou
ferrugem.
PRÁTICA 05 - ESTEQUIOMETRIA
OBJETIVOS
Observar diferentes reações químicas, analisar aspectos qualitativos e
quantitativos das reações químicas.
INTRODUÇÃO
Uma equação química, tal como a apresentada abaixo, representa uma
reação química sob dois aspectos:
NaOH + HC NaC + H2O
Aspecto qualitativo – Através das fórmulas químicas, indica quais são
as substâncias (reagentes e produtos) envolvidas na reação.
Aspecto quantitativo – Indica as quantidades relativas de reagentes
consumidos e de produtos formados, através dos coeficientes
estequiométricos.
Através do cálculo estequiométrico, pode-se determinar as quantidades
de reagentes consumidos e de produtos formados nas reações químicas. Os
cálculos estequiométricos podem ser de dois tipos:
A partir da massa de um dos reagentes, calculam-se as massas dos
produtos da reação química.
A partir da massa de um dos produtos de uma reação química,
calculam-se as massas dos reagentes.
O seguinte roteiro facilita a resolução de problemas de cálculo
estequiométrico:
Escrever a equação que representa a reação química.
Encontrar os coeficientes estequiométricos que balanceiam a reação.
Identificar, no problema, quais são os dados e quais são as
incógnitas.
Relacionar os dados do problema com as incógnitas.
MATERIAIS E REAGENTES
Água destilada, argola para funil, béquer, bico de Bunsen, cápsula de
porcelana, erlenmeyer de 250 mL, estante para tubos de ensaio, tubos de
ensaio, estufa, fita de magnésio, funil de vidro, papel de filtro, pisseta,
proveta de 25 mL, suporte universal, tela de amianto, tripé.
Solução de ácido clorídrico 1 mol/L, solução de hidróxido de sódio 1
mol/L, solução de nitrato de chumbo 1 mol/L.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1ª Parte
a) Coloque 5 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol/L em um tubo de
ensaio. Pese uma tira de magnésio. Mergulhe a tira de magnésio na
solução ácida. Observe e anote o que ocorre. O término da reação pode
ser observado pelo desaparecimento do magnésio. Escreva a equação
química correspondente. Através de cálculos estequiométricos,
determine a massa dos produtos da reação, considerando um
rendimento de 100%.
b) Pese uma cápsula de porcelana seca. Transfira o conteúdo do tubo de
ensaio para a cápsula de porcelana. Aqueça a cápsula, usando tripé,
tela de amianto e bico de Bunsen, para evaporar o solvente. Observe o
que restou na cápsula, após a evaporação do solvente. Deixe a cápsula
esfriar e pese-a novamente. Determine a massa do produto sólido da
reação. Compare a massa obtida com a previsão estequiométrica. Se for
o caso, discuta por que a massa do produto obtido foi diferente da
prevista pela estequiometria da reação.
2ª Parte
a) Coloque 10 mL de solução de Nitrato de Chumbo 1 mol/L em um tubo
de ensaio. Adicione 1 mL de solução de hidróxido de sódio 1 mol/L.
Observe e anote o que ocorre. Escreva a equação química
correspondente. Através de cálculos estequiométricos, determine a
massa dos produtos da reação, considerando um rendimento de 100%.
b) Filtre a mistura obtida e lave o precipitado com 10 mL de água destilada.
Após secagem do sólido obtido, em estufa, pese o mesmo. Determine a
massa do produto sólido da reação. Compare a massa obtida com a
previsão estequiométrica. Se for o caso, discuta por que a massa do
produto obtido foi diferente da prevista pela estequiometria da reação.
BIBLIOGRAFIA
ROSITO, B., FERRARO, C., REMOR, C., COSTA, I., ALBUQUERQUE, R.
Experimentos em química. v.2 Editora Sulina, 1981.
OLIVEIRA, E.A. Aulas práticas de química. Editora Moderna, 1993.
RUSSEL, J.B. Química geral. Editora McGraw-Hill, 1982.
ANEXOS
1. Escreva as equações que representam as reações químicas observadas.
2. Encontre os coeficientes estequiométricos que balanceiam as equações
químicas.
PRÁTICA 06 – TITULAÇÃO ACIDO – BASE
OBJETIVO
- Verificar através de titulação com indicador de fenolftaleína a concentração
exata da solução de cal previamente preparada, usando para isso uma solução
padrão de ácido clorídrico.
MATERIAIS E METODOS
Suporte Universal
Cilindro graduado de 50 ml
Balão volumétrico 200 ml
Rótulos de papel ou caneta marca vidros
Erlenmeyer de 250 ml
Bureta de 50 ou 25 ml
Funil de vidro
Ácido Clorídrico concentrado
Bequer de 50 ml
Solução padrão de hidróxido de sódio
Solução de fenolftaleina em frasco conta – gotas
Cal
Pisseta com água destilada
Vidro relógio pequeno
Papel indicador
Amostra de solo
Pipeta pasteur.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Você receberá massa de cal já pesada com precisão de até 0,1 mg, num
erlenmeyer de 250 ml. Acrescente cerca de 50 ml de água destilada ao
erlenmeyer e agite cuidadosamente até dissolver. CUIDADO!!! Junte 3 gotas
de solução de fenolftaleína.
Prepare a bureta para receber a solução de HC padronizada. Verifique se
está limpa e vazia. Com o auxílio de um funil pequeno, adicione cerca de 5 ml
da solução HC 2,5 N. Retire a bureta do suporte e, com movimentos
cuidadosos, faça com que a solução banhe todo o seu interior. Escoe e rejeite
a solução usada. Repita a operação com outra porção igual.
Com o auxílio do funil, encha novamente a bureta com a solução de ácido
clorídrico 2,5 N até acima da marca de zero. Cuidado, verifique se a torneira
está fechada e evite um possível transbordamento da solução pela parte
superior. Abrindo a torneira deixe escapar, rapidamente, uma pequena porção
de solução, de forma a eliminar qualquer bolha de ar que ficar retida abaixo da
torneira.
Coloque o erlenmeyer com a solução de cal sob a torneira e inicie a titulação
deixando lentamente a solução ácida, ao mesmo tempo em que o erlenmeyer é
agitado com movimentos circulares. Observe a cor contra fundo branco.
Prossiga até o momento que a coloração desaparecerá persistente por cerca
de 1 minuto. Anote a leitura e calcule o volume total empregado.
Calcule a normalidade exata da solução de cal a partir da concentração e
volume gastos de ácido clorídrico empregada. Repita a titulação por mais 2
vezes.
PRÁTICA 07 – COMPORTAMENTO QUÍMICO DO ALUMÍNIO
OBJETIVOS
Observar o comportamento e propriedades químicas do alumínio frente
ao ar, água e soluções ácidas e básicas; medir o pH de soluções contendo sais
de alumínio; relacionar a utilização de compostos de alumínio para tratamento
de água pelo método de floculação.
INTRODUÇÃO
Sabe-se que o alumínio é o elemento metálico mais abundante na crosta
terrestre, sendo que seus compostos acham-se concentrados nos 15 Km mais
externos da crosta e correspondem a cerca de 8% em massa da mesma.
Além de ser muito usado na construção civil, o alumínio tem largo
emprego em utensílios domésticos e eletrodomésticos. Por apresentar
densidade inferior à do aço, tem tido uso destacado na indústria
automobilística, em substituição ao aço.
MATERIAIS E REAGENTES
Estantes para tubos de ensaio Sulfato de alumínio - A2(SO4)3
04 Tubos de ensaio Hidróxido de cálcio - Ca(OH)2
04 Lâminas de alumínio metálico Solução de HC 0,1 molL-1
Fitas indicadoras de pH Solução de NaOH 0,1 molL-1
Béqueres de 150 mL Solução de A2(SO4)3 saturada
Bastão Pipeta graduada de 5 mL
Estante para os tubos de ensaio Espátula
Água destilada
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Parte I – Reações e propriedades do alumínio.
Separar quatro tubos de ensaio e colocar os mesmos um pequeno
pedaço de alumínio. Em seguida adicionou-se ao primeiro tubo 1mL de água
destilada, ao segundo 1mL de solução de hidróxido de sódio, ao terceiro 1mL e
solução de ácido clorídrico e deixar a lâmina de alumínio exposta ao ar dentro
do tubo de ensaio.
Parte II – Determinação do pH de solução contendo sais de alumínio.
Tomar uma pequena quantidade de sulfato de alumínio e dissolver o
mesmo em água, em seguida medir o pH da solução formada.
Parte III – Processo de floculação, uma etapa de grande importância no
tratamento de água.
Preparar 400mL de água barrenta, agitando-se bem a mistura. Depois
dividir a mesma em duas partes, colocando-as em béqueres de 200mL.
Em um dos béqueres adicionar 5mL de solução saturada de sulfato de
alumínio e mais uma pequena porção de hidróxido de cálcio. Agitar o sistema e
em seguida observar a decantação ocorrida nos dois béqueres.
BIBLIOGRAFIA
- LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concissa. 4ª ed. São Paulo: Edgar
Blücher ltda, 1996.
- PEIXOTO, E M. A. Elemento Químico. Química Nova na escola, n° 4,
novembro 1996.
- Peixoto, E. M. A.. Alumínio, Química. Nova na escola n° 13, maio, 2001.
- SHRIVER, D. F. e ATKINS, P. W. Química Inorgânica, 3ª ed., Porto Alegre:
Bookman, 2003.
ANEXOS
1) Quais são os indícios de ocorrência de reações químicas nos tubos de
ensaio observados?
2) Pesquise sobre a utilização do sulfato de alumínio para o tratamento de
água.
PRÁTICA 08: CORROSÃO DO FERRO, ALUMÍNIO E COBRE
OBJETIVO
Aplicar os princípios básicos da eletroquímica. Entendendo-se que esta
parte da química trata do estudo da relação entre a energia elétrica e as
transformações químicas.
Estudar a corrosão do ferro, cobre ou alumínio em meio ácido, básico e
neutro.
INTRODUÇÃO
Corrosão define-se como a deterioração de um material, geralmente
metálico, por ação química ou eletroquímica do meio ambiente ou não a
esforços mecânicos.
A deterioração causada pela interação físico-química entre o material e o
seu meio operacional representa alterações prejudiciais indesejáveis, sofridas
pelo material, tais como desgaste, variações químicas ou modificações
estruturais. Sendo a corrosão, em geral, um processo espontâneo, está
constantemente transformando os materiais metálicos de modo que a
durabilidade e desempenho dos mesmos deixam de satisfazer os fins a que se
destinam.
MATERIAIS E REAGENTES
12 pregos, fio de cobre e alumínio
12 tubos de ensaio
12 béqueres
6 balões de 1 litro
6 bastões de vidro
6 vidros de relógio
4 espátulas
4 pipetas (2 de 10 mL e 2 de 20 mL)
Papel toalha
Papel pH
Hidróxido de sódio (NaOH)
Carbonato de sódio (Na2CO3)
Cloreto de sódio (NaC)
Ácido clorídrico (HC)
Cloreto de potássio (KC)
Ácido sulfúrico (H2SO4)
Ácido acético (CH3COOH)
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
a) Preparar 10 mL de soluções 0,1 M das substâncias indicadas pelo instrutor e
1L de soluções 0,1 M dos ácidos.
b) Após limpeza com água e sabão e polimento dos pregos não tocar as
superfícies da peça com as mãos, devendo-se utilizar pinça.
c) Colocar um prego limpo em cada um dos tubos de ensaio e adicionar as
soluções 0,1 M até encher parcialmente os tubos.
d) Determinar a concentração de íons hidrogênio em cada solução medindo o
pH das mesmas, o que é suficiente para saber se as mesmas são básicas,
ácidas ou neutras.
e) Deixar os pregos nas soluções de um dia para outro.
f) Observar e descrever as mudanças acontecidas. Faça uma tabela
comparativa com seus próprios resultados e os resultados dos seus colegas.
Adicional:
g) Adicione à sua solução uma ou duas gotas de ferrocianeto de potássio 0,1 M
(K3Fe(CN)6) e observe os resultados.
h) Adicione uma gota de ferrocianeto de potássio 0,1 M (K3Fe(CN)6) a
aproximadamente 1 L de solução FeSO4. Compare este resultado com aquele
obtido quando o ferrocianeto de potássio foi adicionado à solução que contém
o prego. Quais são suas conclusões em relação ao item e?
ANEXOS
1) Indique as soluções nas quais observou alguma evidencia de corrosão.
Explique.
2) Escreva as reações de oxidação e redução do ferro, cobre e alumínio
imersos nas soluções preparadas, assumindo que existe suficiente oxigênio
dissolvido.
3) Quais as características observadas na ponta, na cabeça e no resto do
prego? Explique essas diferenças em relação ao processo de fabricação do
prego.
4) Explicar e escrever as reações químicas da parte II (niquelação).
5) Escreva as reações químicas da etapa de decapagem da peça de cobre.
PRÁTICA 09: DETERMINAÇÃO DE CARBONATO DE CÁLCIO EM
AMOSTRA DE CONCRETO.
OBJETIVOS
No final dessa experiência o aluno deverá ser capaz de:
- Desenhar uma curva padrão de massa de CaCO3, versus volume de CO2;
- Determinar a quantidade de CaCO3 numa amostra de concreto;
- Efetuar cálculos estequiométricos.
INTRODUÇÃO
Biosfera II, a maior bolha de vidro construída no Arizona hospedou
durante dois meses oito pessoas, pesquisadores das diversas áreas da ciência.
Essas oito pessoas viveram lacradas nesse pequeno mundo de 12 000 m2 (um
volume de aproximadamente 360 000 m3) com floresta tropical, savana,
deserto, lago e uma fazenda. O principal objetivo era testar a idéia de que
humanos poderiam construir um ecossistema e manter a vida em planetas
como Marte sem ajuda de fora. A Terra é considerada a Biosfera I. Iniciado o
seu funcionamento o teor de oxigênio começou a cair de 21% (em volume)
para 14%, dezesseis meses depois, enquanto a quantidade de dióxido de
carbono CO2, aumentava de seu valor inicial de 0,035% (em volume) ou 350
ppm (partes por milhão), para um valor mais ou menos estável ao redor de
4000 ppm. Os cientistas ficaram intrigados com o desaparecimento do
oxigênio. Alguns suspeitavam que o ferro no solo esta reagindo com o oxigênio
para formar óxido de ferro ou ferrugem; outros propuseram que o nitrogênio no
solo estava reagindo com o oxigênio produzindo nitratos. Porém isso deveria
aparecer na água retirada do solo da Biosfera II. Uma terceira hipótese era que
microorganismos do solo estavam usando o oxigênio para metabolizar o
excesso de matéria orgânica que tinha sido adicionada nas culturas e na
floresta tropical para aumentar o crescimento. Porém se assim fosse, o
metabolismo dos micróbios teriam produzido 40000 ppm de CO2 ou mais.
Pensou-se em várias hipóteses, para onde estaria indo o CO2 produzido
durante a oxidação biológica, até chegar na estrutura de concreto. Amostras de
concreto foram estudadas e estavam ricas em CaCO3, ao redor de 10 vezes
mais do que o concreto fora da estrutura. O cimento Portland é fabricado pelo
aquecimento de uma mistura de CaCO3, aluminosilicatos como caolinitas,
Al2SiO5 (OH)4, e areia SiO2, pulverizados, a 1350 °C em um forno rotatório,
produzindo o “clíncker” que depois é moído. O produto é uma mistura de
silicatos e aluminatos de cálcio que quando misturados com água produz
silicato de cálcio hidratado e hidróxido de cálcio. O silicato de cálcio hidratado é
o que mais contribui para a força do cimento ou coesão, porém o hidróxido de
cálcio (Ca(OH)2) é o ingrediente que reage com o CO2 da seguinte forma:
Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O (1)
O dióxido de carbono CO2, difundido no concreto, reage com a água
produzindo ácido carbônico e liberando íons hidrogênio como mostrado a
seguir:
CO2 + H2O H2CO3 (2)
H2CO3 H+ + HCO3
- (3)
O ferro existente na estrutura não sofrerá corrosão em pH normal do concreto,
ao redor de 8. Entretanto, a reação 2 mostra que, o pH do concreto diminui em
presença de CO2 e H2O e o ferro sofrerá corrosão. Ainda bem que o ferro no
concreto da Biosfera II está bem no seu interior e a penetração do CO2 levaria
muitos anos para atingi-lo. Além disso, toda a superfície do concreto na
Biosfera II foi previsto para durar 100 anos.
MATERIAL UTILIZADO.
- 01 kitassato de 250 mL.
- 01 mangueirinha de borracha;
- HCl 3,0 mol.L-1;
- 01 bacia plástica ou béquer grande;
- provetas de 25, 50 e 250 mL;
- Carbonato de cálcio (CaCO3);
- Amostra de concreto.
As quantidades de CaCO3, serão distribuídas pelo seu professor (ou
monitor). Sugerem-se as seguintes quantidades de CaCO3 para traçar a curva
padrão: 0,1 g (para provetas de 50ml); 0,2 g (para proveta de 100 ml); 0,4 g;
0,6 g e 0,8 g (para proveta de 250 ml).
Cada equipe usará apenas uma das quantidades sugeridas.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1 Calibração do volume de CO2. Curva Padrão.
1. Monte o gerador de gás como mostra a figura a seguir. Encha
completamente a proveta com água e mantenha-a de boca para baixo de
maneira a não entrar ar.
2. Remova a rolha do kitassato, meça 25 mL de solução 3,0 mol.L-1 de ácido
clorídrico e despeje dentro do béquer. SEJA CUIDADOSO QUANDO
TRABALHAR COM ÁCIDO CLORÍDRICO. Coloque o ácido dentro do kitassato
de 250 mL; evite molhar a boca do kitassato com ácido.
3. O seu professor (ou monitor) lhe dirá quanto de carbonato de cálcio, CaCO3,
deverá ser pesado. Pese então a massa de CaCO3 requerida.
4. Coloque a massa de CaCO3 sobre um pequeno pedaço de papel toalha e
dobre-o transformando-o numa pequena bola de papel. Verifique se a outra
extremidade da mangueirinha está dentro da proveta e gentilmente coloque a
bolinha de papel com o CaCO3 dentro do kitassato tampando-o imediatamente.
5. Observe a formação de gás no kitassato pela formação de bolhas. A coleta
de gás será feita na proveta. Agite gentilmente o kitassato para completar a
reação.
6. A reação é rápida (aproximadamente 1 minuto), meça o volume de gás na
proveta. A medida do volume de gás é igual a quantidade de água deslocada
na proveta. Obs: Não é necessário descontar a pressão de vapor de água
existente no volume de gás coletado pois é muito pequena.
7. Anote no quadro a massa de CaCO3 e o volume de CO2 coletado,
juntamente com o resultado das demais equipes.
8. Anote na folha de dados o seu resultado e o das demais equipes. Você os
utilizará para fazer um gráfico de volume de gás produzido (no eixo vertical, Y)
versus massa de CaCO3 utilizada (no eixo horizontal, X).
9. Lave o material. Os resíduos podem ser descartados na pia já que o HCl
reagiu com o carbonato.
10. Obtenha a amostra com seu professor (ou monitor).
11. Repita o procedimento da parte A, usando 2,0 g da amostra de concreto
no lugar do carbonato de cálcio puro e anote o volume de CO2 produzido.
12. Lave o material e deixe sua bancada limpa. Os resíduos podem ser
descartados na pia já que o HCl reagiu com o carbonato.
ANEXOS
1. Faça o gráfico do item 8 da parte 4.1 do procedimento e encontre a massa
do carbonato de cálcio que corresponde ao volume de CO2 produzido por sua
amostra de concreto.
2. Calcule a porcentagem de carbonato de cálcio na sua amostra de concreto.
3. Escreva e balanceie a equação química do carbonato de cálcio com o ácido
clorídrico.
4. Qual a massa de CO2 contida no início e quando o CO2 estabilizou-se em
4000 ppm na Biosfera II? T = 25,0 °C, p =1,00 atm.
5. Qual a massa de CO2 absorvida pela estrutura de concreto? Dica: considere
a produção de CO2 dos microorganismos em 40 000 ppm e a quantidade que
ficou na amostra da Biosfera II, 4000 ppm.
REFERÊNCIAS
SZPOGANICZ, B.; DEBACHER, N. A.; STADLER, E. Experiências de Química
Geral. 2. ed. Florianópolis: EdUFSC, 2003.
