DEPARTAMENTO: Engenharia e Arquitetura

DISCIPLINA: Química Geral I Experimental

CURSO: ENGENHARIA QUÍMICA

PROFESSORES: Edmeire Sousa

Iran Talis Jurema de Castro Leila Aguilera

Luciene de Carvalho Ronaldo Costa

Rosângela Novaes Selmo Almeida

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ELABORAÇÃO DE RELATÓRIO

Segundo o sistema de avaliação da disciplina, os alunos devem apresentar relatório referente a cada aula prática realizada. Os relatórios são trabalhos em grupo e devem ser entregues nos prazos estabelecidos. Vale ressaltar que os membros da equipe só terão nota se participarem efetivamente da prática.

Como fazer um relatório? 1 – Capa/folha de rosto

Na capa de um relatório deve constar o título do experimento realizado e o nome do(s) autor(es), em ordem alfabética. A folha de rosto é a folha seguinte e nela devem ser colocadas: cabeçalho (nome da instituição, departamento e curso), nome da disciplina e do professor, o título e a data de realização do experimento e nome dos autores (em ordem alfabética).

2 – Objetivos do experimento Devem ser formulados de forma direta e com o verbo no infinitivo.

3 – Introdução teórica É uma fundamentação teórica sobre os experimentos a serem realizados. Para tanto, será

necessário uma pesquisa bibliográfica. ATENÇÃO!!! A introdução teórica não é uma copia da introdução do roteiro de prática.

4 – Parte experimental É dividido em: a) Material utilizado (aparelhagens, vidrarias, reagentes e materiais diversos); b)

Procedimento, onde se descreve todas as etapas realizadas.

5 – Resultados e discussões Todos os resultados e tratamento de dados devem ser indicados e discutidos nesse tópico, sendo que a discussão deve estar relacionada com a pesquisa realizada na introdução teórica. As medidas e os dados obtidos devem ser organizados em forma de tabela e/ou gráficos. Quando houver cálculos, estes devem constar nesse item.

6 – Conclusões, comentários e sugestões Neste item, deve-se avaliar se os objetivos pretendidos nos experimentos foram atingidos, justificando as suas respostas. Os comentários e sugestões não são obrigatórios, entretanto pode dar uma maior valorização ao trabalho realizado.

7 – Anexos Deve-se incluir neste item o questionário (incluindo as perguntas), ilustrações (quando necessário), curiosidades ou outro item solicitado pelo professor em momento oportuno.

8 – Bibliografia

Deve constar neste tópico todas as referências bibliográficas utilizadas para a confecção do relatório, inclusive do roteiro de prática, seguindo as normas da ABNT. Para tanto, está disponível na página da Unifacs um link de serviços que inclui a biblioteca.

Neste link o aluno encontrará um manual de normalização para apresentação de trabalhos acadêmicos. Não indicar no relatório sites que não são confiáveis!

SEGURANÇA NO LABORATÓRIO DE QUÍMICA

O laboratório de química é um local empregado para obtenção de dados sobre certo processo ou sistema químico. O emprego adequado dos recursos que oferecem um laboratório pode possibilitar a observação de vários fenômenos. Durante o curso, normalmente será necessária a manipulação de reagentes e equipamentos, que quando inadequadamente manuseados, podem se tornar perigosos. Ao realizar experimentos, atentar para as precauções e medidas de segurança que devem ser tomadas para o uso desses materiais, visto que, a ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão rara como possa parecer. Para evitar acidentes no laboratório de Química, é necessário ler com atenção e seguir algumas NORMAS DE SEGURANÇA antes de realizar qualquer trabalho experimental. É fundamental estar consciente dos riscos que todos estão expostos ao desenvolver atividades no laboratório. O trabalho exige o máximo de atenção, concentração e responsabilidade.

� As 20 Regras Mais Importantes de Segurança e Conduta no Laboratório Químico 1. Usar óculos sempre que necessário. Lentes de contato não deverão ser usadas sob qualquer pretexto. 2. O jaleco ou guarda-pó deverá ser usado durante todo o período em que estiver no Laboratório. Usar sempre calçado baixo, fechado, isolante e antiderrapante. Sandálias, bermudas e celular ligado não são permitidos dentro do Laboratório. 3. Não manipular ou provar qualquer substância no laboratório. Isto se aplica aos alimentos, refrigerantes, reagentes e substâncias de qualquer espécie. Observar que o laboratório não é refeitório. 4. Pipetar utilizando sempre os bulbos de sucção apropriados (peras ou pipetadores). 5. Cabelos longos deverão estar presos para evitar acidentes. Não é recomendado o uso de anéis e colares. 6. É EXPRESSAMENTE PROIBIDO FUMAR, COMER, BEBER e BRINCAR NO LABORATÓRIO. 7. Jamais trabalhar sozinho no laboratório ou realizar qualquer experimento sem a prévia autorização do Professor. 8. Observar, atentamente, os rótulos de reagentes e soluções antes de serem utilizados.

9. Evitar a inalação de gases e substâncias voláteis. Na maioria das vezes eles são altamente tóxicos. Utilizar a capela de exaustão sempre que trabalhar com substâncias voláteis, tóxicas ou inflamáveis. 10. Lavar as mãos após eventual contato com as substâncias e ao sair do laboratório. 11. Manter a sua bancada de trabalho organizada e limpa. 12. Não utilizar reagentes de identidade desconhecida ou duvidosa. 13. Não despejar substâncias indiscriminadamente na pia. Informe-se sobre o correto procedimento de descarte. 14. Ter cuidado com o manuseio de vidraria. O vidro é frágil e fragmentos de peças quebradas podem ocasionar ferimentos sérios. 15. Nunca olhar diretamente para dentro de um tubo de ensaio ou outro recipiente onde esteja ocorrendo uma reação, pois o conteúdo pode espirrar nos seus olhos. Ao aquecer um tubo de ensaio faça com movimentos circulares e não volte a boca deste para si ou para uma pessoa próxima. 16. Nunca realize reações químicas nem aqueça substâncias em recipientes fechados. 17. Tenha cuidado com o bico de gás. Não o deixe aceso desnecessariamente. O PERIGO DE INCÊNDIO É REAL!!!. Evitar vazamentos de gás, fechar a torneira e o registro geral ao final do trabalho. 18. Ter cuidado com os equipamentos elétricos, verificar sua voltagem antes de conectá-los. 19. Comunicar imediatamente ao Professor responsável qualquer acidente ocorrido durante a execução dos trabalhos de laboratório. 20. Trabalhar sempre com atenção, calma e prudência.

� Relação de Algumas Substâncias e Misturas Perigosas Utilizadas no Laboratório: SOLVENTES INFLAMÁVEIS:

Muitos solventes usados no laboratório químico como ACETONA, BENZENO, ETANOL, ÉTER ETÍLICO, ÉTER DE PETRÓLEO, HEXANO, METANOL, HEPTANO, GASOLINA, TOLUENO, PENTANO, CICLOHEXANO, etc., são inflamáveis. Portanto, para realizar a transferência de solventes certificar que o mesmo se encontra a uma distância segura de qualquer chama aberta; quando possível, realizar essa operação dentro de uma capela. Após retirar a quantidade necessária de solvente, feche bem o frasco e guardá-lo em lugar adequado.

GASES E VAPORES NOCIVOS:

Trabalhos que envolvem a utilização, produção, desprendimento ou emissão de poeiras, vapores ou gases tóxicos ou agressivos, devem ser realizados sempre dentro de uma capela de exaustão. Gases nem sempre apresentam odor forte ou repugnante. A seguir, apresentamos uma relação contendo alguns gases e vapores nocivos comumente presentes no laboratório:

AMONÍACO – NH3 DIÓXIDO DE ENXOFRE – SO2 BROMETO DE HIDROGÊNIO – HBr DIÓXIDO DE NITROGÊNIO – NO2 BROMO – Br2 FORMALDEÍDO – CH2O CLORETO DE HIDROGÊNIO – HCl n-HEXANO – C6H14 CLORO – Cl2 SULFETO DE HIDROGÊNIO – H2S CLOROFÓRMIO – CHCl3 TETRACLORETO DE CARBONO– CCl4 DICLOROMETANO – CH2Cl2

SUBSTÂNCIAS CÁUSTICAS E CORROSIVAS:

Podem causar ferimentos com sérias seqüelas na pelo ou nos olhos. Portanto, seu contato com a pele dever ser terminantemente evitado. Algumas substâncias muito cáusticas utilizadas no laboratório: - TODOS OS ÁCIDOS CONCENTRADOS, ESPECIALMENTE FLUORÍDRICO (HF), SULFÚRICO (H2SO4), CLORÍDRICO (HCl) e NÍTRICO(HNO3); - TODAS AS BASES CONCENTRADAS, COMO HIDRÓXIDO DE SÓDIO (NaOH) ou de POTÁSSIO (KOH); - CARBONATO DE SÓDIO (Na2CO3) e de POTÁSSIO (K2CO3); - OXIDANTES FORTES CONCENTRADOS, COMO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO (H2O2) e OUTROS; - OUTRAS SUBSTÂNCIAS: BROMO (Br2), METAIS ALCALINOS (Na, Li, K), PENTÓXIDO DE FÓSFORO (P2O5), ETC.

REAÇÕES QUÍMICAS VIOLENTAS:

Certas reações químicas exotérmicas (que liberam calor) podem ocorrer de forma violenta ou até explosiva, caso sejam realizadas com substâncias concentradas e sem as devidas precauções, tais como:

a) Reações de neutralização entre ácidos e bases concentrados. b) Reações de substâncias oxidáveis (compostos orgânicos, em geral, metais em pó, enxofre

e fósforo elementar) com oxidantes fortes, tais como: ÁCIDO NÍTRICO E NITRATOS; ÁCIDO PERCLÓRICO E PERCLORATOS; ÁCIDO SULFÚRICO CONCENTRADO; CLORATOS; CROMATOS E DICROMATOS; PERMANGANATOS; PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO E OUTROS PERÓXIDOS.

c) Certas substâncias reagem violentamente com a água:

SÓDIO E POTÁSSIO METÁLICOS (reação com REAÇÃO COM EVOLUÇÃO DE HIDROGÊNIO COM PERIGO DE INCÊNDIO); ÁCIDO SULFÚRICO CONCENTRADO (REAÇÃO MUITO EXOTÉRMICA COM EVENTUAL RESPINGAMENTO).

• Orientações para mistura segura de substâncias:

a) Nunca misture ácidos concentrados com bases concentradas. b) Nunca misture oxidantes fortes com substâncias oxidáveis. c) Para diluir ácido sulfúrico concentrado, nunca adicione água ao ácido concentrado; mas

faça o contrário: acrescente o ácido lentamente à água, sob agitação.

PROCEDIMENTOS QUE DEVEM ANTECEDER À REALIZAÇÃO DOS EXPERIMENTOS

a) Ler, com antecedência, e com bastante atenção, o roteiro dos experimentos antes da sua execução.

b) Elaborar um fluxograma referente ao roteiro da prática em questão para ser apresentado ao seu professor antes do início dos experimentos.

INCÊNDIO

É um acidente provocado pelo fogo, o qual, além de atingir temperaturas bastante elevadas, apresenta alta capacidade de se conduzir, fugindo ao controle do ser humano. Nesta situação se faz necessária a utilização de meios específicos a sua extinção. Os incêndios são classificados em quatro classes:

CLASSE A

Compreende materiais de fácil combustão, com a propriedade de queimarem em sua superfície e profundidade, e que deixam resíduos, como: tecidos, papel, madeira e fibras. Necessitam para a sua extinção, o efeito de resfriamento: a água ou solução que a contenha em grande porcentagem.

CLASSE B

Compreende os materiais inflamáveis, ou seja, produtos que queimam somente em sua superfície, não deixando resíduos, como os líquidos petrolíferos e outros líquidos inflamáveis (óleo, graxas, tintas, vernizes, etc.). Para sua extinção, usa-se o sistema de abafamento (extintor de espuma).

CLASSE C

Compreende os incêndios em equipamentos elétricos que oferecem riscos ao operador, como motores, transformadores, quadros de distribuição, fios, etc. Exige-se, para a sua extinção, um meio não condutor de energia elétrica (extintor de CO2).

CLASSE D

Compreende os incêndios ocasionados por elementos pirofóricos, ou seja, elementos que iniciam a combustão espontaneamente com o ar, como zircônio, titânio, dentre outros.

Como usar um agente extintor de incêndio classe A

De uma maneira simplificada, podemos associar o fogo à figura geométrica abaixo, um tetraedro,

cujos lados, de igual tamanho entre si, atribuem aos elementos que o compõem, igual importância

à produção ou manutenção do fogo. Neste caso, o fogo só existirá se os quatro elementos

representados na figura, combustível, comburente, calor e reação em cadeia, se combinarem em

proporções adequadas.

Agente extintor é todo material que, aplicado ao fogo provoca uma descontinuidade em um ou mais lados do tetraedro do fogo, alterando as condições para que haja fogo. Combustível É toda a matéria susceptível à combustão, existente na natureza nos estados sólido, liquido e gasoso. De maneira geral, todas as matérias são combustíveis a uma determinada temperatura, porém, para efeito prático, foi arbitrada a temperatura de 1000ºC como um marco divisível entre os materiais considerados combustíveis (entram em combustão a temperaturas iguais ou inferiores a 1000ºC) e os incombustíveis (entram em combustão a temperaturas superiores a 1000ºC).

Comburente

São elementos químicos capazes de alimentar o processo de combustão, dentre os quais o oxigênio se destaca como o mais importante, por ser o comburente obtido de forma natural no ar atmosférico que respiramos, o qual é composto por 78% de nitrogênio, 21% de oxigênio e 1% de outros gases. Para que haja uma combustão completa é necessário que a porcentagem de oxigênio esteja entre 13% - 21%. Abaixo desta faixa a combustão será incompleta, ou ainda, não se processará, em porcentagens inferiores a 4%.

Calor

É a condição favorável que provoca a interação entre os dois reagentes, sendo este o elemento de maior importância no triângulo do fogo, uma vez que é responsável pelo início do processo de combustão, já que os dois outros reagentes, em condições naturais, encontram-se permanentemente associados.

Agentes Extintores

Classes de Incêndio Água Espuma Pó Químico

Gás Carbônico

(CO2) A Madeira, papel, tecidos etc. Sim Sim Sim* Sim* B Gasolina, álcool, ceras, tintas etc. Não Sim Sim Sim C Equipamentos e Instalações elétricas energizadas. Não Não Sim Sim

D Elementos pirofóricos. Não Não Sim Não * Com restrição, pois há risco de reignição. (se possível utilizar outro agente)

Reação em cadeia

A combustão é uma reação em cadeia, que após a partida inicial, é mantida pelo calor produzido durante a reação. A cadeia de reações propicia a formação de produtos intermediários instáveis, principalmente radicais livres, prontos a se combinarem com outros elementos, dando origem a novos radicais, ou finalmente, a corpos estáveis. Conseqüentemente, sempre teremos a presença de radicais livres em uma combustão. A estes radicais livres cabe a responsabilidade de transferir a energia necessária à transformação da energia química em calorífica, decompondo as moléculas ainda intactas e, desta vez, provocando a propagação do fogo numa verdadeira cadeia de reação.

PROCEDIMENTOS EM CASO DE ACIDENTES

1. Em caso de acidentes, de qualquer espécie, informar imediatamente ao Professor, para que sejam adotados as devidas providências, e seguir as suas recomendações. Todos deverão estar treinados para utilizar o extintor. Um sistema de sinalização adequado deverá estar à disposição nos locais determinados.

2. Lavar com bastante água qualquer reagente que tenha caído nos olhos, seguida de uma solução de bicarbonato de sódio a 25% ou ácido bórico a 2%, a depender se for ácido ou base o agente contaminante. Se algum reagente respingar em qualquer outra parte do corpo, lavar o local com bastante água e informar ao Professor. Notificar também ao Centro Médico o aparecimento de algum sintoma. Jamais utilizar solventes orgânicos para remover qualquer tipo de substância orgânica que tenha caído sobre a pele. Eles irão espalhar a substância e facilitar o processo de absorção. Água e sabão são mais eficazes.

3. As queimaduras leves devem ser lavadas com água fria e aplicação de uma pomada adequada, bicarbonato de sódio 3% ou água boricada (3% de ácido bórico).

TOLERÂNCIA DE HORÁRIO!!!

O aluno deve comparecer pontualmente ao laboratório no horário da aula prática. A tolerância é de 10 minutos. Não será permitida a entrada no laboratório após este horário sob nenhuma hipótese, bem como a realização em outra turma. BIBLIOGRAFIA - Giesbrecht, E. et al.; Experiências de Química: técnicas e conceitos básico; Ed. Moderna; São Paulo, 1982. - Viveiros, A. M. V. C. R. Martins, F. M. Alves, J. P. L. Cedraz, S. F. Lôbo; Roteiro de Aula Prática: Segurança no Laboratório. Salvador, 1997. - Chemical Bond Approch Committee; Química: Parte I; Editora Universidade de Brasília; Brasília, 1964. - Chemical Education Material Study; Química: uma ciência experimental; Editora Ltda:S P, 1967. - Introdução à ciência do fogo. Disponível em: <http://www.cbmerj.rj.gov.br/ >. Publicado em 13/12/2003. - Bessler, K. E.; Neder, A. V. F. Química em Tubos de Ensaio – Uma abordagem para Principiantes; Ed. Edgard Blücher Ltda; São Paulo; 2004.

MATERIAL BÁSICO DE LABORATÓRIO

A execução de qualquer experimento no laboratório de química envolve geralmente a utilização de uma variedade de equipamentos, a maioria muito simples, porém com finalidades específicas. O emprego de um dado equipamento ou material depende dos objetivos e das condições em que a experiência será executada.

MATERIAIS DE VIDRO : Vidro Comum : não podem ser aquecidos pois não resistem a variações bruscas de

temperatura. Possuem baixa resistência química e mecânica e são os mais baratos.

Vidro Pirex : resistente ao choque térmico. Possui boa resistência química, suportando ácidos fortes, cloro, bromo e solventes orgânicos como benzeno e fenol. É atacado pelos ácidos fluorídrico e fosfórico concentrado e a quente e por soluções de bases fortes como soda cáustica (NaOH) e potassa cáustica (KOH). Apresentam-se incolores ou levemente âmbar e, apesar do custo elevado, são os mais utilizados em laboratório.

� TUBOS DE ENSAIO ; Usados para realização de reações químicas em pequena escala,

principalmente testes qualitativos, ou seja, feitos para identificar as substâncias que compõem uma determinada amostra.

� BALÃO DE FUNDO CHATO : É usado para aquecer brandamente líquidos ou soluções e fazer reações com desprendimentos gasosos.

� ERLENMEYER : Devido a seu gargalo estreito, é usado para dissolver substâncias e agitar soluções. Também é utilizado no aquecimento de líquidos sobre a tela de amianto e integra várias montagens como filtrações, destilações e titulações.

� BALÃO DE FUNDO REDONDO : Usado para aquecer líquidos ou soluções, fazer reações com desprendimentos gasosos e em montagens de refluxo.

� BALÃO VOLUMÉTRICO : Usado para preparar e diluir soluções com volumes precisos e prefixados.

� BÉQUER : Usado para dissolver uma substância em outra, preparar soluções em geral, inclusive soluções exotérmicas, aquecer líquidos sobre tela de amianto e realizar reações.

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� BALÃO DE DESTILAÇÃO : Utilizado em montagens de destilação.

� PROVETA : Aparelho, normalmente graduado, usado para medir volumes variáveis de

líquidos, dentro de sua escala, sem grande precisão. �

� ALONGA : Conector entre o condensador e o frasco coletor em um sistema de destilação.

� CONDENSADOR DE SERPENTINA : É utilizado para condensar vapores em montagens

de destilação.

� PIPETAS GRADUADAS : Medem volumes variáveis de líquidos com boa precisão, dentro

de uma determinada escala.

� COLUNAS DE FRACIONAMENTO : Usada para separar líquidos voláteis com pontos de ebulição próximos, em aparelhos de destilação fracionada.

� BASTÃO DE VIDRO: Para homogeneizar soluções ou dissolver sólidos em líquidos.

� PIPETAS VOLUMÉTRICAS : Fabricadas e calibradas para medir com grande precisão um volume único e fixo de líquidos, em geral abaixo de 100 mL.

� BURETA : Equipamento calibrado com graduação para medida precisa de volume de

líquidos. Permite o escoamento controlado do líquido através da torneira e é muito utilizado em titulações.

� KITASSATO E TROMPA DE VÁCUO : Usados em “filtrações a vácuo”, ou seja, nas quais é provocado um vácuo parcial dentro do recipiente para acelerar o processo de filtração, evitando a contaminação do resíduo sólido pelo meio ambiente.

� TUBO EM U : É mais utilizado nas montagens de eletrólise( decomposição da substância feita pela passagem de corrente elétrica ).

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� FUNIL COMUM : Usado para filtrar misturas com auxílio de papel de filtro ou para transferir líquidos de um recipiente para outro.

� VIDRO DE RELÓGIO : Normalmente é utilizado na pesagem e no transporte de

substâncias e também para cobrir a cápsula de porcelana, de modo a proteger os sólidos e evitar a perda de reagentes.

� FUNIL DE DECANTAÇÃO : Usado para separar líquidos imiscíveis. Também conhecido

por funil de bromo, devido a cor vermelha do vidro utilizado na confecção de alguns desses equipamentos. Também chamado de funil de separação.

� PLACA DE PETRI : Recipientes rasos de vidro com tampa utilizados para secagens de

substâncias ou realização de reações químicas em pequena escala.

UTENSÍLIOS GERAIS :

São equipamentos auxiliares ou específicos para uma determinada operação. Podem ser feitos de materiais diversos, tais como :

a) Porcelana : é resistente ao choque térmico, suporta temperaturas elevadas, possui boa resistência química. É atacada apena for bases fortes em fusão.

b) Metais e ligas metálicas : Apresentam ponto de fusão elevado, são de fácil limpeza e resistente ao ataque químico e mecânico. Os mais utilizados no laboratório são : ferro alumínio, platina cobre, níquel, aço e aço inox ( liga de ferro e carbono com 18% de crômio e 8% de níquel).

c) Plástico : as propriedades dependem do tipo de plástico utilizado, por exemplo:

- politetrafluoretileno (teflon) � possui elevada resistência química. - policarbonato � alta resistência ao impacto.

- poliestireno (isopor) � ótimo isolante térmico. Podem ser encontrados rígidos ou maleáveis, transparentes ou opacos, normalmente possui baixa densidade (são leves) e de baixo custo.

� CÁPSULA : É feita normalmente de porcelana ou metal e pode ser aquecida diretamente na chama. É usada para secar sólidos em muflas, na maioria dos casos.

� FUNIL DE BUCHNER : É feito de porcelana. Indicado para filtrações à vácuo, recomendado quando as partículas sólidas dissolvidas são muito pequenas e formam uma pasta “entupindo os poros’ do papel de filtro. É utilizado junto com o kitassato.

� CADINHO : Recipiente feito de porcelana, ferro, prata ou platina. Pode ou não ter tampa. Resiste a elevadas temperatura, sendo utilizado para calcinações (processo de decomposição de substâncias sem oxidação).

� DESSECADOR : Aparelho que contém substâncias higroscópicas, isto é, que absorvem a

umidade do meio. Como, por exemplo, o cloreto de cálcio ou a sílica gel. Pode ser feito de vidro ou porcelana e é usado quando é necessário esfriar ou preservar algum material sem absorção de umidade.

� ALMOFARIZ E PISTILO : São usados para triturar sólidos. Normalmente são feitos de

porcelana ou ágata.

� BICO DE BUNSEN : Aparelho ligado ao gás, que serve para o aquecimento de materiais

não inflamáveis. Possui em sua base um regulador de entrada de ar para controlar o tipo de chama, impedindo a entrada de ar, a chama torna-se amarela e relativamente fria (ou

melhor, com temperatura mais baixa), a combustão é incompleta. Aumentando a entrada de ar, a chama torna-se azul, mais quente, e forma um cone interior, distinto, mais frio.

� TELA DE AMIANTO : Trata-se de uma tela metálica ( de aço ), com o centro recoberto de amianto ou cerâmica, utilizada para distribuir uniformemente o calor recebido do bico de Bunsen para todo o recipiente, durante um aquecimento indireto.

� TRIPÉ DE FERRO : É usado para dar sustentação à tela de amianto ou ao triângulo de

porcelana. Em geral, é feito de ferro fundido.

� MANTA ELÉTRICA : É utilizada para o aquecimento de substâncias e misturas inflamáveis que, em geral, são dispostas em balões de fundo redondo de vidro refratário.

� GARRA METÁLICA : Serve para fixar os diversos equipamentos, como condensador, erlenmeyer, balão de fundo redondo e tubos de ensaio no suporte universal, mantendo a montagem estável.

� SUPORTE UNIVERSAL : É usado para dar sustentação aos equipamentos em diversas montagens, como filtração, destilação e refluxo.

� PIPETADOR DE BORRACHA OU PÊRA : É usado para encher pipetas por sucção, principalmente no caso de líquidos que são voláteis, irritantes ou tóxicos.

� PINÇAS METÁLICA OU DE MADEIRA: São utilizadas para segurar tubos de ensaio, becker e erlenmeyer durante o aquecimento. A de madeira é muito utilizada para segurar o tubo de ensaio durante o aquecimento

� ANEL DE FERRO : Suporte para funil de vidro em montagem de filtração, decantação e para telas de amianto, no caso de aquecimentos.

� ESPÁTULAS : Podem ser feitas de aço , de plástico ou de madeira. São utilizadas para transferência de sólidos, pesagens ou como instrumento cortante.

� SUPORTE PARA TUBOS DE ENSAIO : Sustentar os tubos de ensaio na posição vertical.

Também chamado de estante para tubo de ensaio. Pede ser de madeira, plástico ou metal

� FRASCO LAVADOR, PISSETE OU PISSETA : Um reservatório que contém, geralmente, água destilada, álcool ou outros solventes, usado para efetuar a lavagem de recipientes, precipitados ou materiais com jatos do líquido nele contido.

� BALANÇA SEMI-ANALÍTICA: Mede a massa de materiais sólidos e líquidos com uma baixa sensibilidade. Também é chamada de balança prato aberto.

� BALANÇA ANALÍTICA : Mede a massa de materiais sólidos e líquidos com no máximo

210 g e no mínimo 10 mg, com um sensibilidade de 0,1 mg.

� TERMÔMETRO: É utilizado para o controle e a medida de temperatura. É encontrado com

diversas capacidades e graduações.

� ESTUFA: Empregada na secagem de materiais por aquecimento, em geral até 200 OC.

� PAPEL DE FILTRO: Utilizado nas filtrações simples e a vácuo. É encontrado em diversos diâmetros cuja medida deve ser escolhida em função do sólido que será retido e não do líquido filtrado. Pode ser utilizado de duas maneiras:

Papel de filtro dobrado liso: deve ser dobrado quando se deseja produzir uma filtração mais lenta, utilizado quando o que mais interessa no processo é o líquido. A técnica para obter o papel de filtro dobrado segue o esquema abaixo:

- Dobrar o papel ao meio. - Dobrar o papel novamente para obter um ângulo de aproximadamente 10ºC. - Cortar um canto do papel para facilitar a aderência ao funil de vidro. - Abrir o papel em cone e colocá-lo no funil, umedecendo levemente com o líquido que será filtrado e pressionando a parte superior do filtro contra a parede do funil para uma perfeita aderência.

Papel de filtro pregueado: Deve ser pregueado quando se deseja fazer uma filtração mais

rápida (maior superfície de filtração), principalmente quando a parte que mais interessa é o resíduo sólido. A técnica para obter o papel de filtro pregueado segue o esquema abaixo:

1. Dobrar o papel ao meio. 2. Dobrar outra vez, repetindo esta operação pelo menos quatro vezes. 3. Não fazer vincos no vértice do papel. 4. Abrir as pregas e umedecer o papel levemente com o líquido a ser filtrado.

Bibliografia

E. Giesbrecht et al.; Experiências de Química: técnicas e conceitos básico; Ed. Moderna: São Paulo, 1982.

TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATÓRIO

Algumas instruções a respeito do uso de equipamentos e operações básicas de laboratório são necessárias visto que os mesmos serão empregados na realização das experiências propostas. Não se pretende fazer uma discussão completa de cada caso e nem de apresentar todas as operações possíveis. Para informações mais detalhadas, recomenda-se consulta à literatura.

1. Medida de sólidos e líquidos

1.1 - Determinação de massa

Sólidos e líquidos podem ser quantitativamente medidos determinando-se suas massas com auxílio de uma balança. Embora se trate de uma medida de massa, o procedimento é comumente denominado "pesagem". As balanças são aparelhos delicados e caros que devem ser manejados com cuidado. Devem ser levadas em conta as seguintes precauções: A balança deve ser mantida limpa. Caso algum material caia sobre o prato ou outra parte da balança, deve ser imediatamente removido. Somente objetos sólidos, limpos e secos são colocados diretamente sobre o prato da balança. Todos os líquidos ou reagentes sólidos devem ser colocados num recipiente apropriado para serem pesados (béquer, pesa-filtro, vidro de relógio etc.). Os objetos a serem pesados devem estar à temperatura ambiente.

1.2 - Medida de volume de líquidos As vidrarias utilizadas para medida de volumes são normalmente: a proveta, a pipeta e a

bureta. A proveta é usada para medidas de menor precisão, enquanto usa-se pipeta, bureta para medidas mais precisas.

A proveta é empregada para medir um volume predeterminado ou também por diferença, isto é, cheio completamente e depois esvaziando de certa quantidade. A bureta e a pipeta graduada são, em geral, enchidas completamente e depois esvaziadas conforme o volume de líquido que se quer medir. A pipeta volumétrica fornece um volume determinado de líquido conforme a sua capacidade.

Quando se mede o volume numa proveta, bureta ou pipeta, o nível do líquido no recipiente é comparado com linhas calibradas existentes na parede do recipiente. A parte inferior do menisco (superfície curva do líquido) é usualmente considerada como sendo o nível do líquido. As leituras são mais precisas quando o nível do olho coincidir com o nível do menisco para evitar o erro de paralaxe (Fig. 1 e 2).

Fig. 1 e 2: Leitura do menisco de um líquido

2 - Manuseio de um bico de Busen O bico de Busen é usado no aquecimento de materiais não inflamáveis. A figura 3 mostra o esquema de um bico de Busen. O gás chega ao bico por meio de um tubo de borracha ligado à entrada de gás. O ar, necessário à combustão, entra através de orifícios em torno do anel que existe na base do bico. O ar e o gás se misturam no tubo e quantidade de ambos pode ser regulada manualmente. A regulagem do fluxo de gás é feita na torneira de gás ou pelo regulador que alguns bicos possuem na base. O ar é regulado através do anel giratório. Ao se acender a mistura gás + ar, deve-se obter uma chama azul com o aspecto mostrado na Figura 4.

Fig. 3 - Partes de um bico de Busen Fig. 4 - Regiões da chama

Existem três zonas na chama que serão descritas a seguir:

Notam-se duas regiões cônicas distintas: a interna, mais fria, chamada de zona redutora, e a externa, quase invisível, chamada de zona oxidante. A parte mais quente da chama está situada logo acima do cone interno. Este é o tipo de chama mais usado nas operações de laboratório.

Zona Neutra : é uma zona interna próxima da boca do tubo, limitada por uma “camada” azulada que contém os gases que ainda não sofreram combustão ( na zona neutra não ocorre combustão do gás). É a região de menor temperatura da chama, variando entre 300oC e 530oC.

Zona Redutora : é uma zona intermediária, luminosa, que fica acima da zona neutra e forma

um pequeno “cone”, onde se inicia a combustão do gás, caracterizada por ser incompleta devido a deficiência no fornecimento de gás oxigênio. Na zona redutora forma-se gás monóxido de carbono, que se decompõe por ação do calor,dando origem a pequenas partículas de carbono, que, sendo incandescentes, dão luminosidade à chama e espalham-se sobre a tela de amianto na forma de “negro de fumo” (carbono finamente dividido). É uma região da chama de temperatura intermediária, variando entre 530oC e 1540oC.

Zona Oxidante (comburente) : é uma zona externa de cor violeta-pálido, quase invisível, que

compreende toda região acima e ao redor da zona redutora, onde os gases que são expostos ao ar sofrem combustão completa, formando gás carbônico e água. É a região de maior temperatura da chama, podendo chegar a 1570oC.

A Figura 5 representa as diferentes zonas das chamas:

3 - Filtração

A filtração consiste na separação de um sistema bifásico (sólido-líquido), fazendo passar a fase líquida (filtrado) através de um material que retém a fase sólida. Tal material pode ser: papel de filtro, algodão, tecido, vidro sinterizado, porcelana porosa, fibras de vidro ou amianto etc. O meio mais econômico e conveniente usado em laboratório é o papel de filtro. Existem papeis de filtros de várias porosidades e a escolha depende do tamanho e natureza das partículas do sólido.

A passagem do líquido através do material poroso pode ser efetuada pela ação da gravidade (filtração simples) ou por redução da pressão (filtração por sucção).

3.1 - Filtração simples: Utiliza-se um funil simples em que foi adaptado um cone de papel de filtro (Figura 6). Inicialmente, umedece o papel com uma pequena quantidade de solvente com que está trabalhando. Efetua-se a filtração como indicado na Figura 6, tomando o cuidado para não encher o filtro até a borda. Os últimos traços do sólido são transferidos para o papel de filtro com o auxílio de jatos de solventes, utilizando uma pisseta.

3.2 - Filtração à vácuo ou por sucção: É efetuada utilizando uma aparelhagem como o da Figura 7: o frasco kitassato A, provido de um funil de Büchner, é ligado a um frasco de segurança B, vazio, que por sua vez está conectado a uma trompa de água C (ou uma bomba a vácuo). Corta--se um circulo de papel de filtro, cujo diâmetro deve ser 1 a 2 mm menor que o diâmetro interno do funil de Büchner. Coloca-se o papel no funil de modo a cobrir os orifícios do funil sem, entretanto, chegar às paredes do mesmo. Liga-se a trompa de água, umedece o papel de filtro com o solvente e efetua-se a filtração. Terminada esta, abre-se a entrada de ar do kitassato do frasco de segurança, antes de fechar a torneira da trompa de água.

Fig. 6 - Filtração simples Fig. 7 - Filtração por sucção

Figura 5 - Esquema do

bico de Bunsen: (1)

tubo; (2) base; (3) anel

de regulagem do ar; (ou

janela); (4) mangueira

do gás; (a) zona

oxidante; (b) zona

redutora; (c) zona de

gases ainda não

queimados

4 - Destilação e aquecimento sob refluxo

A destilação tem por finalidade a separação e purificação de líquidos e é efetuada pela combinação sucessiva de processos de vaporização condensação. Um aparelho para destilação simples é mostrado na Figura 8. Detalhes importantes, que devem ser observados na montagem, são a posição do bulbo do termômetro e o modo de circulação da água no condensador. Às vezes, é necessário manter um sistema em ebulição, durante algum tempo, havendo o perigo de ocorrer perda apreciável de reagentes ou solventes voláteis. Deve-se, nestes casos, efetuar um aquecimento sob refluxo. Os vapores se condensam nas paredes frias do condensador e retornam ao frasco.

Figura 8 - Aparelhagem para destilação

5 - Extração com solvente

A extração líquido-líquido é uma técnica em que uma solução é posta em contato com um segundo solvente (usualmente orgânico), essencialmente imiscível com o primeiro, a fim de efetuar uma transferência de um ou mais solutos para o segundo solvente. Em muitos casos, a separação pode ser feita por agitação num funil de separação durante alguns minutos. O equipamento utilizado é o funil de separação onde são colocados os solventes e o(s) soluto(s). Durante a agitação o soluto se distribui nos solventes. Deve-se em períodos curtos abrir a torneira com o funil invertido para que seja aliviada a pressão interna do funil. Deve-se ter em mente que uma agitação por demais violenta da mistura de extração em nada ajuda. Após certo tempo de agitação, o funil é posto em repouso para que as duas camadas se depositem completamente para então se fazer a amostragem.

6 - Técnica de Titulação

A técnica de titulação é utilizada na determinação quantitativa de uma substância através do volume gasto de uma solução, cuja concentração é exatamente conhecida, aplicando-se as leis da estequiometria. A solução cuja concentração é conhecida com exatidão é chamada solução padrão. A solução padrão é usualmente adicionada com uma bureta. O processo de adição da solução padrão até que a reação esteja completa é chamada de titulação e o ponto em que ocorre o fim da titulação chama-se ponto de equivalência. A finalização da titulação deve, via de regra,

ser identificada por uma mudança, perceptível a olho nu, produzida pela própria solução padrão ou, mais usualmente, pela adição de um reagente auxiliar conhecido como indicador.

Neste processo, coloca-se em um erlenmeyer a amostra a ser titulada, cuja massa ou volume deve ser conhecido com exatidão. Conforme o caso, adiciona-se a seguir as substâncias que forem necessárias (ex: solvente, indicador). Separadamente, coloca-se a solução, que será usada como titulante, em uma bureta. Acerta-se o zero. Em seguida coloca-se o erlenmeyer sob a bureta e deixa-se o titulante escoar, gota a gota. Controla-se a torneira da bureta com a mão esquerda e agitase continuamente o erlenmeyer com a mão direita (Fig. 9). Observa-se atentamente a solução do erlenmeyer. Cada gota do titulante, caindo na solução, provoca uma alteração visual (seja uma mudança de cor, seja a formação de uma turbidez) que desaparece com a agitação. À medida que se aproxima o ponto final da titulação, a alteração demora mais tempo para desaparecer. Diminui-se a velocidade de adição do titulante, de modo que a gota se misture completamente com a solução, antes que caia a gota seguinte. Quando ocorrer uma alteração permanente na solução interrompe-se a adição de titulante e lê-se o volume de líquido na bureta.

Fig. 9 - Técnica de titulação Bibliografia -E. Giesbrecht et al.; Experiências de Química: técnicas e conceitos básico; Ed. Moderna; São Paulo, 1982. -Chemical Bond Approch Committee; Química: Parte I; Editora Universidade de Brasília; Brasília, 1964. - Vogel, A.; Análise Inorgânica Quantitativa; Editora Guanabara; Rio de Janeiro, 1986.

ENSAIO DE CHAMA

1- INTRODUÇÃO O cientista dinamarquês Bohr elaborou, em 1913, uma teoria sobre a distribuição e o

movimento dos elétrons. A teoria de Bohr parte do modelo atômico de Rutherford e fundamenta-se na teoria quântica da radiação, criada em 1900, pelo cientista alemão Max Planck. Bohr recebeu o Prêmio Nobel em 1922 por suas contribuições à teoria atômica. Bohr contribui com a teoria atômica ao explicar porque os gases emitem ou absorvem radiação com determinados comprimentos de onda.

O elétron de um átomo ao receber energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o elétron “salta” de uma órbita mais interna para outra uma mais externa, sendo essa quantidade de energia recebida bem definida (um quantum de energia). Ao voltar de uma órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite um quantum de energia na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravioleta ou raios x (daí o nome fóton, que é dado para este quantum de energia). Estes saltos se repetem milhões de vezes por segundo, produzindo assim uma onda eletromagnética que é uma sucessão de fótons de energia.

A velocidade de propagação de uma onda eletromagnética é igual a 3 x 108

m/s e esta velocidade é dependente da freqüência e do comprimento de onda: c = f�, onde c= a velocidade, f = freqüência, �= comprimento de onda.

O chamado ensaio (ou teste) de chama é um teste simples para identificar cátions em laboratório. Um fio de cobre ou platina é mergulhado na amostra que se quer identificar e depois levado a chama azul de um bico de Bunsen. Cada elemento emitirá na chama uma cor característica (como ocorre na queima dos fogos de artifício). 2 - OBJETIVO •Identificar os cátions de alguns compostos através do espectro de emissão. •Relacionar o experimento com o modelo atômico de Bohr. 3 - PARTE EXPERIMENTAL

a) Colocar uma ponta de espátula de cloreto de sódio em um vidro de relógio.

b) Molhar a haste metálica (fio de cobre) na solução de HCl concentrado.

c) Colocar um pouco do cloreto de sódio na ponta da haste metálica.

d) Acender a chama do bico de Bunsen. CUIDADO!!! ACOPLAR A MANGUEIRA NO BICO DE GÁS

INDICADO PELO NOME OU UM ADESIVO AMARELO.

e) Levar a ponta da haste contendo o sal à chama oxidante do bico de Bunsen e observar a

coloração da chama. CUIDADO PARA O SÓLIDO NÃO CAIR DENTRO DO TUBO DO BICO DE BUNSEN!!!

f) Lavar a haste metálica com água, com ácido concentrado e depois levar à chama.

g) Repetir os passos anteriores com as substâncias indicadas na Tabela I a seguir:

TABELA I – ENSAIO DE CHAMA

NOME DO SAL FÓRMULA CÁTION ÂNION COR OBSERVADA

Cloreto de Sódio

Sulfato de Cobre

Iodeto de Potássio

Cloreto de Lítio

Sulfato de Sódio

Hidróxido de Bário

Carbonato de magnésio

Sal desconhecido

4 - QUESTIONÁRIO a) Por que quando o bico de Bunsen está aceso e com a janela fechada, há produção de fuligem? b) Existe alguma relação do experimento realizado com os efeitos provocados pelos fogos de artifício? Justifique. c) De acordo com a sua observação das cores da chama e sabendo que a cor violeta tem o comprimento de onda de 400 nm; a cor vermelha tem comprimento de onda de 700 nm e a cor verde tem o comprimento de onda de 530 nm. Organize as amostras em ordem decrescente de energia liberada e de freqüência, justificando a sua resposta. d) Todas as amostras testadas apresentaram as cores das chamas diferentes? Justifique. e) O que é freqüência de uma onda? E comprimento de onda? g) Pesquise as duas principais reações de combustão que ocorrem no bico de Bunsen. 5 - BIBLIOGRAFIA

- E. A. de Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna Ltda.; São Paulo,1993, p81. - R. Feltre; QuímicaQuímica Geral vol. 1;Editora Moderna Ltda.; São Paulo, 2000, p562. - E. Giesbrecht et al.;Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos; Editora Moderna Ltda.; São Paulo, 1982, p 152.

FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS

1 - INTRODUÇÃO A matéria encontra-se em permanente transformação. Sob a ação de agentes físicos ou

químicos, as substâncias podem sofrer alterações de estado ou de composição, modificando-se não raramente de forma discreta, perceptível apenas sob a luz de sofisticados instrumentos. Certas transformações conduzem à variações drásticas na composição química das espécies por meio de ruptura e formação de ligações interatômicas, quase sempre acompanhada de trocas energéticas para o ambiente. Estas transformações podem ser descritas através de equações químicas e recebem a denominação específica de reações. Transformações de estado representadas, por exemplo, pela fusão, ebulição, sublimação, condensação e solidificação, também envolvem ruptura e formação de ligações; porém não alteram a composição química das espécies.

Indícios de reações químicas podem ser observados por modificações no sistema em reação quando se comparam os seus estados iniciais e finais. As alterações que podemos perceber são, por exemplo: mudança de cor, mudança de fase, formação de gases, formação de um sólido insolúvel (precipitado), variação na temperatura do sistema, formação de produtos com outra solubilidade. Outro indício é a quantidade de energia envolvida. Uma reação química na qual energia é liberada, é chamada exotérmica e uma na qual energia é absorvida, é chamada endotérmica.

2 - OBJETIVO Estudar vários sistemas químicos, procurando dados qualitativos que possam indicar a ocorrência de transformações químicas.

3 - PARTE EXPERIMENTAL

3.1 - Fusão e combustão do enxofre

a) Em um tubo de ensaio, coloque uma pequena quantidade de enxofre e aqueça, lentamente, na chama bem fraca de um bico de Busen. Observe: mudança de cor, aspecto do sólido e desprendimento de gases ou vapores. CUIDADO! ESTE EXPERIMENTO DEVE SER REALIZADO NA CAPELA. b) Em uma espátula metálica, aqueça outra quantidade de enxofre na chama de um bico de Busen e mantenha o aquecimento após a fusão. Observe.

3.2 - Ensaios por via seca

a) Com auxílio de uma pinça, leve à chama de um bico de Busen um pedaço de fita de magnésio previamente lixada e observe. CUIDADO! AO QUEIMAR A FITA DE MAGNÉSIO NÃO OLHE DIRETAMENTE NA CHAMA! b) Coloque em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de sulfato de cobre pentaidratado previamente triturado.

c) Aqueça na chama de um bico de Busen e observe o que ocorre. Após resfriamento, adicione uma gota de água e observe novamente. 3.3 - Ensaios por via úmida

Os experimentos a seguir devem ser feitos em tubos de ensaio. Sempre lave os tubos de ensaio após seu uso para que possam ser utilizados nos experimentos seguintes.

a) Coloque uma solução de ácido clorídrico 1 mol/L em um tubo de ensaio até ¼ do volume do tubo e adicione um pequeno pedaço de fita de magnésio previamente lixado. Observe a reação.

b) Coloque 2 mL de hidróxido de sódio 6 mol/L em um tubo de ensaio e meça a temperatura com

auxílio de um termômetro. Coloque 2 mL de ácido clorídrico 6 mol/L em um outro tubo de ensaio e meça a temperatura. Junte o ácido ao hidróxido, agite e meça a temperatura final.

4 – Questionário a) Identifique os fenômenos físicos e os fenômenos químicos. b) Selecione alguns exemplos de fenômenos físicos e químicos do cotidiano. c) Para os experimentos feitos com o enxofre, identifique e explique o(s) fenômeno(s) envolvidos. c) Escreva a reação química envolvida na queima do magnésio. d) Ao aquecer o CuSO4.5H2O, a coloração azulada do sal é substituída por uma coloração esbranquiçada do CuSO4 anidro. Adicionando água ao CuSO4 anidro, o sal é rehidratado tomando a coloração azul. O fenômeno é físico ou químico? Justifique. e) Qual o significado das palavras exotérmico e endotérmico? 5 - Bibliografia

• E. Giesbrecht et al.; Experiências de Química: técnicas e conceitos básico; Ed. Moderna; São Paulo, 1982.

• Chemical Education Material Study; Química: uma ciência experimental; Livraria Editora Ltda.; São Paulo,1967.

• L. do Amaral; Trabalhos Práticos de Química, Livraria Nobel S.A. Editora; São Paulo, 1975. • E.A. de Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna LTDA.; São Paulo, 1993, p 36 e 58.

PROPRIEDADES PERIÓDICAS 1 - INTRODUÇÃO

A periodicidade das propriedades químicas foi descoberta por J. W. Döbereiner, químico alemão, quando reconheceu em 1828 semelhanças entre certos elementos (cloro, bromo e iodo; lítio, sódio e potássio; etc) e agrupou-os em "tríades". Em 1869, J. L. Meyer, cientista alemão, e D. Mendeleev, cientista russo, trabalhando independentemente chegaram a um relacionamento mais detalhado das propriedades dos elementos e de seus pesos atômicos. Perceberam a ocorrência de uma repetição periódica das propriedades químicas e físicas quando os elementos eram dispostos em ordem crescente de massas atômicas. Mais tarde verificou-se que tais propriedades dos elementos se baseavam na ordem crescente dos seus números atômicos seguindo o enunciado: as propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas dos seus respectivos números atômicos. Surge, então, a tabela periódica como um sistema condensado de apresentar muitos dados sobre os elementos baseada na repetição expressa da lei periódica. Através da tabela é possível prever as cargas dos íons e muitas outras propriedades dos elementos. As linhas horizontais da tabela periódica são chamadas períodos, enquanto as colunas verticais são chamadas grupos. As propriedades químicas de um elemento devem depender da estrutura eletrônica do átomo. A periodicidade das configurações eletrônicas dos níveis mais externos dos átomos induz uma periodicidade nas propriedades químicas, pois são os elétrons mais externos que interagem numa reação química. Dessa forma, uma análise dessas propriedades e de como elas variam, pode ajudar a relacionar, entender e prever o comportamento químico dos elementos. 2 - OBJETIVO Caracterizar através de experimentos a variação das propriedades ácido-básicas e propriedades oxidantes e redutoras de elementos de um período da tabela periódica. 3 – PARTE EXPERIMENTAL 3.1 Propriedades redutoras dos metais

a) Sódio Em uma cápsula de porcelana, coloque 10 mL de água destilada e adicione 3 gotas de fenolftaleína. Observe a coloração da fenolftaleína na água. Obs: Fenolftaleína é um indicador ácido-base que possui coloração vermelha em meio básico e é incolor em meio ácido. Cuidadosamente, retire um pequeno pedaço de sódio metálico do recipiente, utilizando uma pinça, o qual está imerso em querosene e coloque-o sobre um pedaço de papel de filtro. Corte com uma espátula um pequeno fragmento de sódio metálico (tamanho de uma cabeça de palito de fósforo) e observe a superfície metálica recém cortada. Coloque o pequeno fragmento do sódio na cápsula. Observe a coloração da solução. ATENÇÃO: o sódio é um metal muito reativo, por isso deve ser conservado imerso em querosene

para que não reaja com o oxigênio do ar. Em contato com a pele produz queimaduras gravíssimas. Se uma grande quantidade sódio reagir com água ou com oxigênio, pode ocorrer grande explosão!

b) Magnésio - Coloque água destilada até ¼ de um tubo de ensaio e adicione 5 gotas de fenolftaleína. Observe. - Coloque um pedaço de fita de magnésio previamente lixado no tubo de ensaio e observe após 5 minutos. c) Alumínio Repita o procedimento do item b, substituindo o magnésio pelo alumínio. Observe após 5 minutos. 3.2 Caráter oxidante dos halogênios

a) Obtenção do bromo. Coloque brometo de sódio 0,1 mol/L em um tubo de ensaio até ¼ do volume. Adicione 0,5 mL de um solvente orgânico indicado pelo professor, agite o tubo de ensaio e observe a coloração das duas fases. Adicione ao tubo algumas gotas de água de cloro e agite com auxílio de um bastão de vidro. Observe. b) Obtenção do iodo Repita o experimento acima utilizando agora uma solução de iodeto de sódio 0,1 mo/L.

3.3 - Comparação da acidez/ basicidade relativa dos óxidos dos elementos do 3o Período

a) Magnésio Coloque 1 mL de água destilada em um tubo de ensaio e adicione uma pequena quantidade de óxido de magnésio. Agite e verifique o pH da solução com papel indicador. Divida a suspensão em duas partes e adicione HCl 6 mol/L em uma das porções e na outra porção, adicione NaOH 6 mol/L até observar alguma alteração no sistema. b) Fósforo Coloque 1 mL de água destilada num tubo de ensaio e adicione uma pequena quantidade de pentóxido de fósforo. Verifique o pH da solução com papel indicador. 4 - Questionário a) Sabendo que o sódio é um bom agente redutor e que a fenolftaleína é vermelha na presença de íons OH, discuta a reação do sódio com a água. b) Com base nos experimentos realizados, discuta a força redutora do sódio, magnésio e alumínio. c) Sabendo que o cloro é um bom agente oxidante, explique a reação deste com os íons iodeto e brometo? Por que o cloro é um agente oxidante mais forte que bromo e iodo?

d) Qual a função do solvente orgânico nos experimentos do item 3.2? e) Discuta o comportamento das propriedades oxidantes dos elementos químicos na Tabela Periódica. f) Discuta a variação da acidez/basicidade observada no experimento 3.3. Bibliografia - A. M. V. Viveiros, C. R. Martins, F. M. Alves, J. P. L. Cedraz, S. F. Lôbo; Departamento de Química Geral e Inorgânica - UFBA; Roteiro de Aula Prática: Por que alguns elementos são oxidantes e outros são redutores?; Salvador, 1997. - Chemical Education Material Study; Química: uma ciência experimental; Volume 1, Livraria Editora Ltda.; São Paulo,1967, p 107. - L.V. Quagliano, L.M. Vallarino; Química; Guanabara Dois; Rio de Janeiro, 1985, p 220. - J.B. Russel; Química Geral; McGrawHill; São Paulo, 1981, p 177. - E.A. de Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna LTDA.; São Paulo, 1993, p 81.

SOLUBILIDADE E CONDUTIVIDADE DAS SOLUÇÕES

1- INTRODUÇÃO

As substâncias iônicas são formadas por partículas de carga elétrica positiva (íon positivo ou cátion) e por partículas com carga elétrica negativa (íons negativos ou ânions), sendo que essas partículas se mantém ligadas umas às outras por forças de natureza elétrica. Já com as substâncias moleculares ou covalentes, as moléculas não são partículas com cargas elétricas, embora apresentem pólos elétricos (moléculas polares) ou não (moléculas apolares). Para uma molécula ser polar, é necessário que a mesma tenha uma ou mais ligações polares e uma geometria que não cause o cancelamento dos dipolos das ligações. As polaridades das ligações podem ser estimadas facilmente a partir das eletronegatividades dos elementos ligados, mas a polaridade depende também da geometria. É exatamente por causa de atrações de natureza elétrica, que se pode estabelecer a seguinte regra geral: compostos iônicos e compostos covalentes polares são solúveis em solventes polares, e substâncias apolares são solúveis em solventes apolares. Quando a molécula é relativamente grande e possui "parte polar" e "parte apolar", terá solubilidade tanto em substância polar quanto em apolar. As semelhanças e diferenças entre as moléculas originam tipos de forças intermoleculares que estão relacionadas com a polaridade das moléculas. Uma generalização muito utilizada em química (mas que como a maioria das generalizações tende a simplificar demais a situação) é que "semelhante dissolve semelhante". Isto significa que, quando duas ou mais substâncias possuem partículas semelhantes, em estrutura e propriedades elétricas, elas devem se misturar formando uma solução. Ou seja, a polaridade molecular tem um efeito significativo na solubilidade.

Em uma solução, quando um componente está presente em grande excesso em relação ao outro, ele é geralmente denominado solvente. Os outros componentes presentes em menores proporções são chamados solutos. O grau de dissolução de um solvente depende de vários fatores. Os mais importantes são:

- a natureza das partículas do solvente e do soluto e as interações entre ela. - a temperatura na qual a solução é formada. - a pressão, quando se trata principalmente de gases.

Quando o limite de solubilidade de um determinado soluto é atingido e a partir daí passa a existir um equilíbrio entre a solução e excesso de soluto, a solução é dita saturada. Uma solução é dita insaturada quando a concentração de soluto na solução é menor que a de uma solução saturada. Uma solução supersaturada é aquela na qual a concentração do soluto é maior que a de uma solução saturada. O estado supersaturado é uma condição instável e tende a voltar ao estado saturado precipitando o soluto com perturbações ao sistema. Em se tratando de líquidos, quando dois líquidos misturam-se formando uma solução, esses são chamados líquidos miscíveis. Quando os líquidos não se misturam completamente formando fases distintas, são chamados de líquidos imiscíveis. A solubilidade é dependente da temperatura e da pressão. Dependendo das substâncias envolvidas, o processo de solubilização pode ser endotérmico ou exotérmico.

Já em relação à pressão, a solubilidade de sólidos e líquidos em solventes líquidos é praticamente independente da pressão.

O processo de dissolução normalmente é acompanhado de dissociação ou quebra de moléculas. Os fragmentos dissociados são, em geral, eletricamente carregados, de modo que determinações elétricas podem mostrar se houve, ou não, dissociação. Em função do seu comportamento quando dissolvidas, as substâncias podem ser classificadas em: substâncias que dão soluções condutoras e substâncias que geram soluções não condutoras. Os solutos da primeira classificação são chamados eletrólitos, e os da segunda, não eletrólitos. Os eletrólitos podem ainda ser sub-dividido em fortes e fracos. São fortes quando dão soluções que são boas condutoras de eletricidade e fracos quando dão soluções que conduzem fracamente eletricidade.

2 – OBJETIVOS - Constatar na prática que algumas substâncias são formadas por moléculas polares e outras por moléculas apolares. - Verificar a solubilidade de alguns compostos, constatando que a natureza iônica, polar ou apolar, de uma substância influi na sua solubilidade em determinados solventes. - Relacionar solubilidade com as interações intermoleculares. 3 – PARTE EXPERIMENTAL 3.1 Ação de um campo elétrico - Monte uma bureta de 50 mL em suporte universal e encha a mesma com água destilada. - Abra a torneira da bureta com água de modo a deixar correr um fio de água mais fino possível (um fio, e não gota a gota) de uma altura de aproximadamente de 10 cm entre o bico da bureta e a boca de um béquer. - Atrite um bastão de plástico (caneta esferográfica) contra uma flanela e chegue-a para bem próximo do fio de água (sem encostar). Observe. - Repita o procedimento usando agora álcool etílico e hexano. 3.2 Líquidos miscíveis e imiscíveis - Utilizando tubos de ensaio teste a miscibilidade do etanol e hexano na água e a solubilidade do hexano no etanol. Observe a formação de mais de uma fase ou não no tubo de ensaio.

3.3 Solução insaturada, saturada e super saturada - Adicione 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio, adicione 0,5 g de acetato de sódio e agite. Verifique se houve a solubilização do sal. - Adicione mais 3,0 g do sal no tubo de ensaio e agite. Se não houver a solubilização do sal após agitação do tubo de ensaio, aqueça o tubo com auxílio de um bico de Busen até que o sal esteja todo dissolvido. - Deixe a solução contida no tubo resfriar a temperatura ambiente cuidadosamente, sem oscilar ou mexer. - Depois que o sistema atingir a temperatura ambiente, adicione alguns cristais de acetato de sódio ao tubo de ensaio e observe. 3.4 Solubilidade x Polaridade - Numere três tubos de ensaio e coloque água destilada até 1/5 do volume no primeiro tubo; álcool, no segundo; e hexano, no terceiro, sempre na mesma proporção. - Coloque duas gotas de óleo em cada um dos três tubos e agite. Observe os solventes que solubilizaram o óleo e os solventes que não solubilizaram. - Repita o procedimento usando dessa vez uma pequena porção de cloreto de sódio ao invés do óleo (procure colocar a mesma quantidade em cada tubo). Observe a facilidade e a quantidade do sal que é solubilizado em cada solvente. - Repita novamente os testes de solubilização colocando um cristal de iodo no tubo de ensaio com água; outro cristal de iodo no tubo contendo álcool e um terceiro cristal de iodo no tubo contendo hexano. 3.5 Condutividade Usando o circuito elétrico montado no laboratório, teste a condutividade elétrica das seguintes espécies: a) Água destilada: coloque água destilada em um béquer em quantidade suficiente para que os fios do circuito fiquem parcialmente imersos na água. Observe a lâmpada.

b) Solução aquosa de sulfato de cobre: coloque a solução de sulfato de cobre em um béquer e feche o circuito com os fios. Observe a lâmpada. Lave os fios com água destilada após cada experimento. c) Solução aquosa de sacarose: repita o procedimento para uma solução de sacarose e com a água do mar. d) Solução aquosa de HCl 1,0 mol/L: teste a condutividade da solução de HCl. Dilua levemente o

ácido com água destilada e observe a lâmpada. Dilua um pouco mais e observe. e) Solução aquosa de ácido acético 1,0 mol/L: repita o procedimento para a solução de ácido acético. 4 - QUESTIONÁRIO a) Sabendo que as moléculas apolares não sofrem desvios por ação de um campo elétrico, enquanto que as moléculas polares são desviadas pela ação de um campo elétrico, que conclusões a respeito da polaridade da água, do etanol e do hexano podem ser tiradas a partir do experimento 3.1 ?

b) Escreve e analise as fórmulas estruturais das moléculas de água, etanol e hexano. Discuta e justifique os resultados observados no experimento 3.2 ? c) A solubilização do acetato de sódio em água é um processo endotérmico ou exotérmico? Justifique com observações experimentais. d) Em que momento (s) do experimento 3.3, obtevese uma solução insaturada, saturada e super saturada em acetato de sódio? e) Sendo um composto iônico, o NaCl é mais solúvel em solventes mais polares. Com base no teste de solubilidade do NaCl, qual dos solventes é o mais polar ? Qual é apolar? f) Qual a razão da diferença de comportamento da solução de sulfato de cobre e a solução de sacarose frente ao circuito elétrico? E em relação ao ácido acético e o ácido clorídrico? h) O que foi observado quando se diluiu a solução de HCl? Qual sua conclusão? i) Com base nos testes de solubilidade feitos com o iodo, o que se pode concluir a respeito da polaridade dessa substância? Elabore uma explicação teórica para mostrar que as moléculas de iodo são apolares. j) No teste de condutividade com a água destilada o que foi observado com a lâmpada? Com o uso da água do mar, o resultado é o mesmo? Por que? Bibliografia - J.B. Russel; Química Geral; McGrawHill; São Paulo, 1981, p 343. - W.L. Masterson, E.J. Slowinski, C.L. Stanitski; Princípios de Química; LTC Editora; Rio de Janeiro, 1990, p 260. - A. M. V. Viveiros, C. R. Martins, F. M. Alves, J. P. L. Cedraz, S. F. Lôbo; Roteiro de Aula Prática: O que os químicos entendem por "semelhante dissolve semelhante"; Salvador, 1997. - E.A. de Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna LTDA.; São Paulo, 1993, p 103.

ÁCIDOS E BASES 1 - INTRODUÇÃO

Em aulas práticas anteriores, freqüentemente trabalhou-se com soluções aquosas de ácido clorídrico (HCl) e ácido sulfúrico (H2SO4), bem como soluções de hidróxido de sódio (NaOH) e amônia (NH3). Soluções ácidas e básicas são também bastante usadas em nossas casas. Vinagres, sucos, fluído de bateria são exemplos de ácidos. Limpadores de fogão, desentupidores de tubulações, desinfetantes e remédios antiácidos são básicos.

O conceito de ácido e base é, sem dúvida, um dos conceitos mais importantes da química. Em 1884, Arrhenius definiu um ácido como sendo uma substância contendo hidrogênio que produz íons hidrogênio em solução e uma base como uma substância contendo hidróxido que produz íons hidróxido em solução. Em 1923, Brönsted e Lowry sugeriram independentemente que uma reação ácidobase é aquela na qual há transferência de próton de uma espécie para outra: a espécie que libera ou doa o próton (H

+ ou H3O

+) é acido, enquanto a molécula ou íon que recebe o próton (H

+

ou H3O+) é base. Já pelo conceito de Lewis, ácido é uma espécie com orbital vazio capaz de

aceitar um par de elétrons, enquanto base é uma espécie que pode doar um par de elétrons. As soluções ácidas e básicas apresentam certas propriedades em comum. Os ácidos, por

exemplo, reagem com bases formando água e sal, reagem com alguns metais liberando hidrogênio gasoso e com carbonatos produzindo gás carbônico. Soluções ácidas também afetam a cor de certos corantes orgânicos (indicadores): o tornassol, por exemplo, passa de azul para vermelho em solução ácida.

Soluções aquosas de base também possuem propriedades que as identificam. Elas são escorregadias ao tato e mudam a cor de indicadores: tornassol, por exemplo, passa de vermelho para azul em soluções básicas. Outra característica é que ao reagirem com ácidos, há formação de sal e água e soluções básicas reagem com vários cátions formando precipitados.

A acidez ou basicidade, ou seja, a força ácida ou básica de uma solução pode ser descrita

em termos da concentração de H+. O termo denominado pH (as letras pH representam “potência

do íon hidrogênio”) é uma forma de representação da concentração de H+ e é definido como:

pH= log[H+] Ácido forte, em meio aquoso apresenta [H+] elevado, enquanto baixa [H

+] são

observados para os ácidos fracos. Soluções básicas também podem ser descritas em termos de

pH. Para soluções aquosas existe o seguinte equilíbrio (à 25 oC):

[H

+] [OH] = 1 x 10

14= Kw

No caso de uma solução salina, as propriedades ácido-base, e conseqüentemente o pH

resultante da solução, dependem do comportamento de seus íons sobre a água (hidrólise do sal). Experimentalmente, o pH de qualquer solução pode ser avaliado através de um aparelho

chamado potenciômetro (pHmetro) ou através do uso de indicadores ácidobase. Indicadores ácido-base são substâncias que mudam de cor de acordo com a acidez e

basicidade do meio. Os indicadores ácidobase mais comuns são a fenolftaleína, alaranjado de metila, azul de bromotimol, papel de tornassol azul, papel de tornassol vermelho e papel indicador universal.

2 – OBJETIVOS - Constatar experimentalmente as propriedades dos ácidos e bases. - Identificar uma solução ácida ou básica através de indicadores. 3 - PARTE EXPERIMENTAL 3.1 Indicadores ácido-base a) Papel de Tornassol - Numere quatro tubos de ensaio e encha 1/3 do volume desses tubos com HCl (tubo 1), H2SO4 (2), NaOH (3) e NH4OH (4), todos com concentração de 0,1 mol/L. - Com auxílio de um bastão vidro, molhe com a solução do tubo 1 um pedaço de papel de tornassol azul e um de tornassol vermelho. Anote as cores observadas. Repita o procedimento para o conteúdo dos outros tubos de ensaio. b) Fenolftaleína

- Adicione de 3 a 5 gotas de fenolftaleína em cada um dos 4 tubos.

- Anote as cores resultantes. c) Alaranjado de Metila - Jogue fora o conteúdo dos tubos e lave-os. - Repita a operação do passo anterior usando agora o alaranjado de metila. d) Azul de bromotimol - Repetir a operação anterior substituindo o alaranjado de metila por azul de bromotimol. 3.2 Neutralização - Coloque 1 mL de da solução de NaOH 0,1 mol/L em um tubo de ensaio e acrescente 3 a 5 gotas de fenolftaleína. - Acrescente ao tubo a solução de HCl 0,1 mol/L gota a gota até que a solução se descore. 3.3 Ação de ácidos fortes sobre carbonatos - Adicione HCl 1 mol/L até 1/3 do volume de um tubo de ensaio. - Acrescente uma pequena porção de carbonato de sódio e observe. 3.4 Ação dos ácidos sobre metais - Tome 2 tubos de ensaio e adicione a um deles um pedaço de zinco e ao outro um pedaço de cobre.

- Adicione a cada um deles 1 mL da solução de ácido clorídrico 6 mol/L. Observe o resultado. 4 - QUESTIONÁRIO a) Apresente os resultados de seus testes experimentais obtidos com os indicadores em forma de uma tabela.

COLORAÇÃO EM MEIO INDICADOR

ácido básico b) Qual a definição de indicador ácido - base? Explique o princípio de funcionamento (equilíbrio em uma solução aquosa) de um indicador ácido-base. c) Explique o que foi observado no experimento 3.2. Por que a solução descorou? Qual a reação envolvida? d) Discuta como varia o pH de uma solução básica à medida que ela vai sendo neutralizada até se tornar ácida. e) O que foi observado no experimento 3.3? Qual a reação envolvida? Bibliografia - J.B. Russel; Química Geral; McGrawHill; São Paulo, 1981, p 391. - W.L. Masterson, E.J. Slowinski, C.L. Stanitski; Princípios de Química; LTC Editora; Rio de Janeiro, 1990, p 409. - E.A. de Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna LTDA.; São Paulo, 1993, p 67. - A. M. V. Viveiros, C. R. Martins, F. M. Alves, J. P. L. Cedraz, S. F. Lôbo; Departamento de Química Geral e Inorgânica-UFBA. Roteiro de Aula Prática: Ácidos e Bases - classes opostas de compostos químicos; Salvador, 1997. - Amaral, L.; Trabalhos Práticos de Química; Volume 1; Livraria Nobel S/A Editora; São Paulo, 1975; p 69.

ELETROQUÍMICA: Pilha de Daniel

1 - INTRODUÇÃO

A tendência das substâncias em receber ou doar elétrons leva a um grande número de reações químicas, formando e quebrando ligações em busca de equilíbrio. Assim, espécies com tendências opostas como o zinco metálico e os íons de cobre, reagem rapidamente formando íons de zinco e cobre metálico, mediante simples transferência de elétrons:

Zno + Cu

2+ �Cu

o + Zn

2+

A reação acima pode ser executada, com maiores proveitos, separando-se os reagentes zinco e íons cobre em dois recipientes distintos, ligados por uma ponte salina. Nesse caso, fazendo-se uma conexão metálica (condutora) entre os dois sistemas, os elétrons fluirão espontaneamente, através do condutor, do zinco para os íons de cobre como se estivessem reagindo naturalmente. O sistema assim projetado constitui uma pilha, pois é capaz de produzir corrente elétrica através de uma reação química.

Pode-se, ainda, através da passagem de eletricidade em um sistema, provocar a ocorrência de reações no sentido inverso daquela em que processaria espontaneamente. O processo assim executado é denominado eletrólise, e encontra enormes aplicações na indústria, principalmente química e metalúrgica.

Desenho esquemático da pilha de Daniel

2 - OBJETIVOS

- Montar a pilha de Daniel.

- Verificar a produção de corrente elétrica obtida através de um multímetro. - Constatar o aumento da diferença de potencial ao ligar duas pilhas em sériel. 3 - PROCEDIMENTO

1. Adicionar em 02 béqueres pequenos CuSO4 0,3M e em outros 02 béqueres cloreto de sódio saturado; 2. Unir estes béqueres por ponte salina construída com papel de filtro embebido por NaCl saturado (faixa azul). Para tanto, dobra uma folha inteira de papel de filtro várias vezes, de forma a ter um tamanho aproximadamente de 1mmx15mm; 3. Utilizar um multímetro conectado ao jacaré (pólo + e pólo -, acoplados aos eletrodos e estes mergulhados nas soluções, conforme a tabela abaixo. 4. Fazer o teste separadamente com uma pilha, anotar a ddp. Depois fazer com as duas pilhas ligadas em série e anotar a ddp. Lembre-se que o contato de uma pilha para outra deve ser feita utilizando os eletrodos presos no jacaré. 5. Mude os eletrodos, conforme tabela abaixo, e depois repita o experimento utilizando uma laranja na pilha três. Anote a ddp. 6. Testar os eletrodos cobre e grafite e verificar se a pilha funciona. 7. Inverter os pólos da pilha e verificar o funcionamento da mesma. OBS. Os metais zinco, ferro e cobre deve ser inicialmente lixado.

eletrodo pilha Solução CuSO4 Solução NaCl

ddp (V)

1 grafite zinco Em série grafite zinco

2 grafite ferro Em série grafite ferro

3 cobre zinco Em série cobre zinco

4 ferro zinco Em série ferro zinco

4 - QUESTIONÁRIO a) Qual a função da ponte salina no experimento?

b) Por que foram utilizadas 2 pilhas em série? Ao inverter os pólos, o relógio funcionou? Por que? d) O que foi observado ao ligar o relógio em apenas uma pilha? Explique o observado. e) Por que se devem lixar as lâminas? f) Em cada pilha, indique o eletrodo que fornece os elétrons?

g) Quando a pilha foi montada na laranja, o que se observou? Explique. h) Justifique o comportamento da pilha montada com os eletrodos de cobre e grafite. Bibliografia - R. Cruz; Experimentos de Química em Microescala. Pilha de Daniel; Editora Scipione.

- E. Giesbrecht et al.; Experiências de Química: técnicas e conceitos básico; Ed. Moderna; São Paulo, 1982; p 117.