apostila qt 2012

Química das Transformações

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EXPERIMENTOS DE QUÍMICA DAS TRANSFORMAÇÕES

UNIFESP

Campus Diadema

2012


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QT - Química das Transformações Experimento 1 - Técnicas Básicas de Laboratório - 2012 Objetivos:

Propiciar contato com técnicas e procedimentos básicas de laboratório. 1) Manipulação de tubo de ensaio (todos os alunos devem realizar o

procedimento) Adicione 1 mL de ácido acético 0,05 M ao tubo de ensaio. Agite o tubo conforme instruções do professor. Anote as observações. Ao segundo tubo, adicione uma pequena quantidade de NaCl no tubo e em seguida adicione 1 mL de água de torneira e solubilize o sal corretamente conforme orientação do professor. 2) Pesagem em balança semi analítica

Determine a massa de um sal para preparar uma solução 0,3 M, para um volume de 100 mL. A massa molecular do composto é 180 g/mol. Pese a massa determinada em um béquer do reagente A em balança semi analítica. Solicite auxílio para o professor ou técnico do laboratório. Reserve o béquer com o sal, pois será utilizado na etapa 5. 3) Acertar o menisco Encher ¾ do béquer com água de torneira. Medir 50, 75 e 100 mL de água comum em uma proveta acertando o menisco. Cada aluno deverá acertar o menisco de uma leitura. Faça o ajuste do volume utilizando a pipeta Pasteur. Reserve os 100 mL de água medido na proveta. 4) Utilização da pera de borracha Encher 1/2 do béquer com água de torneira. Conectar a pera de borracha na pipeta volumétrica e pipetar o volume acertando o menisco e transferir para o erlenmeyer. Todos os alunos do grupo devem pipetar. 5) Preparo da solução Transfira 100 mL medidos com proveta no item 3 ao béquer com o sal pesado no item 2 e com auxílio da baqueta, solubilize o sal. Faça as observações, anote e classifique a solução. 6) Filtração

Dobre o papel de filtro conforme instruções do professor, coloque no funil e posteriormente no erlenmeyer.

Pegue um pouco de terra com auxílio de uma espátula e transfira para o béquer. Adicone 50 mL de água de torneira e dissolva o material com auxílio de um bastão de vidro.


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Molhe o papel de filtro com a pisseta e em seguida transfira um pouco da solução para o funil com auxílio do bastão de vidro. Aguarde o nível baixar e prossiga com a filtração, adicionando o restante da solução.

Remova o resíduo do béquer adicionando pequenas porções de água destilada com a pisseta e vá transferindo ao funil.


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QT – Química das Transformações – 2012

Experimento 2 – Observações e Medidas em Laboratório

Objetivos

• Propiciar o contato com algumas técnicas básicas de laboratório. • Exprimir corretamente os resultados de uma medida e de uma combinação de medidas. • Compreender o funcionamento do bico de Bünsen e estudar as regiões de sua chama. Procedimento Experimental

1) Determinação de massa Serão utilizados dois tipos de balança, com legibilidade 0,001 g ou 0,0001 g. Pese, nas duas balanças, o corpo metálico fornecido (anote as características do mesmo). Compare os valores obtidos nas duas pesagens e guarde o corpo metálico para ser utilizado no item 3. 2) Medida de volume de líquidos Para comparar o desempenho de pipetas e provetas para medir volumes, você irá utilizar água destilada e efetuar pesagens, usando sempre a mesma balança. Meça a temperatura da água que será utilizada e procure na tabela o valor da densidade. Pese em uma balança semi analítica um béquer de 200 mL. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica, transfira 10,0 mL de água para o béquer. Pese o conjunto béquer mais água. Sem esvaziar o béquer, utilize uma proveta para transferir para o mesmo 30,0 mL de água. Pese o novo conjunto béquer e água. Complete o volume no béquer até 50 mL, com base na “graduação” que ele apresenta. Pese o béquer com a água. Calcule os volumes efetivamente transferidos em cada caso conhecendo a massa e a densidade da água. 3) Determinação da densidade de um sólido

Meça, em uma proveta de plástico com capacidade para 100 mL, cerca

de 50 mL de água destilada. Anote o volume correto com a respectiva incerteza da medida. Introduza, cuidadosamente, na proveta de plástico, o metal pesado anteriormente (item 1) e anote o novo volume. A partir dos resultados obtidos calcule a densidade do metal utilizado, e, baseado em dados obtidos em “Handbooks” ou livros, verifique qual é o elemento metálico na qual o material metálico é composto (Al, Cu, Pb, Aço, Bronze ou Latão).


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4) Estudo do bico de Bünsen a) Examine cuidadosamente o bico de Bünsen, notando todas as partes, particularmente as ajustáveis. b) Ligue o bico à fonte de gás por meio da mangueira de borracha. Feche a entrada de ar na parte inferior do bico, gire a válvula de gás em ½ volta e acenda a chama. (Esta é a maneira correta de acender o bico de Bünsen). Observe o tipo de chama obtido, denominada “luminosa”. Note o que acontece à chama quando a entrada de ar é aberta. Esta é a chama “não luminosa”. c) Abra a entrada de ar e faça testes para verificar as temperaturas aproximadas nas diferentes regiões e as várias alturas da chama. Utilizando um fio de níquel-cromo (será utilizado um “clip”), verifique a coloração da incandescência do mesmo. Utilize a tabela 2 para atribuir os valores das temperaturas observadas. Procure também verificar como a chama aquece o ambiente ao seu redor e acima dela. Isto pode ser feito aproximando as mãos da chama, lentamente e com muito cuidado, primeiro lateralmente e depois de cima para baixo, somente até sentir o início de aquecimento. É possível efetuar

aquecimentos suaves fora da chama? Referências Bibliográficas

1. E. Giesbrecht, PEQ – Experiências de Química: Técnicas e Conceitos Básicos, Ed. Moderna/EDUSP, 1979. 2. P. Atkins, Princípios de Química, Bookman, 3ª Edição, 2006. 3. Handbook of Chemistry and Physics, CRC, 74ª edição, 1993 4. Website do Império dos Metais - http://www.imperiodosmetais.com.br/ (fornecedor dos corpos metálicos estudados). Instruções para o relatório:

Cada equipe deverá elaborar o relatório completo, contendo as

seções: (I) Resumo, (II) Introdução, (III) Materiais e métodos, (IV) Resultados (transcrever a folha de respostas no relatório); (V) Discussão (VI) Conclusão; (VII) Referências Bibliográficas. Não esquecer a data de realização do experimento, a turma e os integrantes da equipe. Quando houver questionário, as perguntas deverão estar transcritas na folha. Não se esqueça de citar referências bibliográficas. Sempre cite a apostila de experimentos, no seguinte formato: “Experimentos de Química de Transformações 2011”, UNIFESP, Campus Diadema, 2011”. O relatório pode ser redigido à mão, desde que legível e sem rasuras. Folha de respostas


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1ª Parte: Determinação de massa:

a) Número de identificação do corpo metálico:_____________ b) Massa do corpo metálico medida na balança semi-analítica (0,01 g):_________ c) Massa do corpo metálico medida na balança analítica (0,0001 g):_________ d) Os valores obtidos são iguais ou distintos ? Justifique. 2ª Parte: medida do volume de líquidos: a) Temperatura da água (oC) = __________ b) Densidade da água na temperatura medida (ver Tabela 1) = __________ c) Massa do béquer de 200 mL = _____________ d) Massa do béquer de 200 mL + 10,0 mL de água (pipeta) = _________ e) Massa do béquer de 200 mL + 10,0 mL de água + 30,0 mL de água (proveta) = _________ f) Massa do béquer de 200 mL + 10,0 mL de água + 30,0 mL de água (proveta) + água até completar a marca de 50 mL do béquer = _________ g) Volume de água contido na pipeta = ___________ h) Volume de água contido na proveta = ___________ i) Volume de água gasto para completar até a marca de 50 mL do béquer = _______ j) Com base nos resultados obtidos, organize os aparatos de vidro utilizados, em ordem decrescente de exatidão (=proximidade com o valor real), justificando. 3ª Parte: determinação da densidade de um sólido: a) Volume inicial da água destilada na proveta: _________ b) Volume da água na proveta após a colocação do corpo metálico: _________ c) Densidade do metal que constitui o corpo metálico utilizado (a massa você já mediu na 1ª Parte) :________ 4ª Parte: estudo do bico de Bünsen


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a) Cor da chama luminosa:______________ b) Cor da chama não luminosa:______________ c) A sensação térmica é mais acentuada, ao lado ou acima da chama? Por quê? d) Faça um esquema da chama não luminosa, e, com base nas cores do fio de níquel-cromo incandescente, faça um mapa esquemático das temperaturas da chama. Dados de densidade da água e das característica físicas do fio de níquel-cromo Tabela 1: Densidade de água pura em diferentes temperaturas


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Tabela 2: Coloração da incandescência do fio de níquel-cromo


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Experimento 3 – Estequiometria de reação e filtração simples

1.Objetivo: Preparação do KNO3. 2. O Aluno deverá preparar para a aula: a) o fluxograma da prática. b) os cálculos teóricos com a previsão da massa do produto. c) pesquisar como o papel pregueado deve ser dobrado. 3. Procedimento

1) Em um erlenmeyer de 125 mL adicione 20,00 mL de água destilada.

2) Em seguida adicione 3,00 mL de ácido nítrico concentrado 67%.

3) Colocar o erlenmeyer com a solução de ácido nítrico em um banho de

gelo, e LENTAMENTE adicione 2,00 g de KOH. Mantenha a solução em constante agitação.

4) Após a adição de todo o hidróxido de potássio, estime o pH da solução

com um papel indicador universal. Anote o valor estimado.

5) Mantenha o banho gelado e a agitação da solução por aproximadamente

10 min.

6) Após a etapa anterior, aqueça a solução e filtre a mesma em um sistema de filtração simples com papel pregueado. Lave o papel pregueado com água quente antes da transferência da solução. Colete o filtrado em um béquer de 25 mL limpo e seco.

7) Aqueça o béquer numa placa de aquecimento até que seu volume final seja aproximadamente 1/4 do volume inicial.

8) Retire o béquer do aquecimento, espere o béquer esfriar deixando-o na bancada por alguns minutos.

9) Deixe o sistema em um banho de gelo por aproximadamente 30 min. A

formação de precipitados de nitrato de potássio deverá iniciar assim que a temperatura começar a diminuir.

10)Monte o seu sistema de filtração simples com papel pregueado. Lave o papel pregueado com água gelada e depois faça a transferência do conteúdo do béquer resfriado no papel de filtro. Lave o precipitado com


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água gelada (Lave três vezes com aproximadamente 5 mL de água gelada).

11)Com o auxílio de uma pinça coloque o papel de filtro em uma cápsula de porcelana e leve o conjunto à estufa para secar. Depois de seco, cada grupo deverá identificar o seu produto de reação e levá-lo ao dessecador. O sal obtido será utilizado na prática de Solubilidade.

Referências Bibliográficas

1. J. C. Kotz e P. Treichel Jr., Química Geral e Reações Químicas, 5ª ed., Thomson, São Paulo, 2005 ou 4ª ed., LTC, Rio de Janeiro, 2002.

2. P. Atkins e L. Jones, Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, Bookman, 2001.


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QT – Química das Transformações – 2012 Experimento 4 – Calorimetria Objetivos

Construir um calorímetro de pressão constante e determinar sua capacidade calorífica D Procedimento Experimental 1. Construir o calorímetro a pressão constante

2 copos de isopor 1 tampa de isopor ou plástico 1 termômetro 1 agitador ou bagueta de vidro


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2. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro

Meça, numa proveta, 25,0 mL de solução aproximadamente 1,0 mol L-1 de ácido clorídrico (anote a molaridade correta dada no rótulo do frasco) e coloque no calorímetro. Junte 2 gotas do indicador fenolftaleína e adapte a tampa. Não coloque ainda o termômetro. Meça, numa proveta, 25,0 mL de solução aproximadamente 1,0 mol L-1 de hidróxido de sódio (anote a molaridade correta dada no rótulo do frasco) e meça a temperatura da solução. Limpe o termômetro e coloque-o no calorímetro onde foi colocado o ácido. Agite e anote a temperatura da solução. Se as duas temperaturas forem diferentes, utilize o valor médio como temperatura inicial da solução, nos cálculos. Abra o calorímetro e adicione com cuidado a solução de hidróxido de sódio contida na proveta. Adapte rapidamente a tampa do calorímetro, agite e anote a temperatura máxima alcançada. Terminada a leitura, anote a cor da solução. Descarte o conteúdo do calorímetro e lave-o. 3. Determinação do ∆H de reação entre magnésio e ácido clorídrico

Meça, numa proveta, 50 mL de uma solução 1mol/L de ácido clorídrico e coloque no calorímetro, agitando com cuidado, até a temperatura ficar constante. Anote esta temperatura. Pese, em uma balança semi-analítica, aproximadamente 100 mg de magnésio metálico. Anote este valor. Adicione o fio de magnésio previamente pesado à solução contida no calorímetro, agite continuamente, com cuidado e anote a temperatura máxima alcançada após estabilização. Terminada a leitura, coloque o conteúdo do calorímetro no frasco para recuperação e lave o calorímetro. Referências Bibliográficas:

1. E. Giesbrecht et alii., PEQ, Experiências de Química - Técnicas e Conceitos Básicos, Ed. Moderna e EDUSP, 1979. 2. P. Atkins e L. Jones, Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, Bookman, 2001. 3. CRC Handbook of Chemistry and Physics, The Chemical Rubber Co., 52a ed., 1971. 4. A. P. Chagas, Termodinâmica Química, Editora de Unicamp, 1999. 5. B. H. Mahan e R. J. Myers, Química, um curso universitário, tradução da 4a.ed. americana, Ed. Edgard Blücher, 1993.


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ANEXO 1

A variação de entalpia da reação de neutralização que ocorre entre hidróxido de sódio e ácido clorídrico é conhecida:

Na+(aq) + OH-

(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) H2O(l) + Na+

(aq) + Cl-(aq)

∆Hneutr. = - 57,3 kJ mol-1

O balanço energético da reação efetuada no calorímetro fornece:

qreação = qsolução + qcalorímetro

qreação = calor liberado (em módulo) na reação = nH2O .|∆Hneutr|

nH20 = número de moles de água formado = número de moles de H+ ou de OH- que reagiu, dependendo de qual foi o reagente limitante, indicado pela cor final da solução. qsolução = calor absorvido pela solução = m.c.∆T

m = massa da solução, calculada a partir do volume e da densidade da solução final no calorímetro (deduza qual é a concentração dessa solução e consulte a tabela abaixo) c = calor específico da solução (consulte a tabela abaixo) ∆T = variação de temperatura medida no experimento = tfinal - tinicial

qcalorímetro = calor absorvido pelo calorímetro = C.∆T

C = capacidade calorífica do calorímetro.


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Experimento 5 – Solubilidade

Objetivos:

Estudar o efeito da temperatura na solubilidade de nitrato de potássio em água. Procedimento Determinação da curva de solubilidade do KNO3 Observação: Para a construção das curvas de solubilidade serão determinadas as temperaturas em que seis soluções de concentrações conhecidas se tornam saturadas (início da cristalização). Cada grupo irá determinar dois pontos da curva. Aguarde as instruções do professor para saber quais os pontos seu grupo deverá determinar. Pese, em balança semi-analítica, as seguintes quantidades do nitrato de potássio conforme orientação do professor: 1,50; 2,00; 3,00; 4,00; 6,00 e 7,00 g. Transfira para um tubo de ensaio (20x150 mm) e adicione 5,0 mL de água destilada com uma pipeta volumétrica de 5,0 mL. Solubilize o nitrato de potássio e verifique se ocorre variação de temperatura (anote a temperatura da água antes e depois da adição ao sal) para saber se a dissolução do sal é um processo endotérmico ou exotérmico (porém, não use estes dados para a curva!). Não utilize o termômetro para solubilizar o nitrato de potássio.

Aqueça o tubo de ensaio em banho de água quente , agitando com bastão de vidro continuamente até a dissolução completa do sal. Interrompa o aquecimento e introduza um termômetro na solução deixando-a esfriar à temperatura ambiente. Anote a temperatura na qual o sal começa a cristalizar. Repita a operação, bastando para tal reaquecer o tubo até a dissolução dos cristais. O resultado final deve ser a média de dois resultados concordantes. Caso a cristalização não ocorra mesmo à temperatura ambiente, resfrie o tubo mergulhando-o num béquer contendo água gelada, mantenha a agitação e determine a temperatura de início de cristalização. Ao final do experimento, aqueça o tubo até a dissolução completa do sólido e transfira a solução para o béquer que se encontra na capela. O sal será recuperado evaporando-se a água. Não jogue o Nitrato de Potássio na pia. Os dados obtidos devem ser entregues ao professor no final do experimento. Purificação do nitrato de potássio (demonstração) Pesar em uma balança semi-analítica 10,00 gramas de KNO3 em um erlenmeyer. Adicione X mL de água para solubilizar e adicione 5 mL de água


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destilada em excesso. Aqueça cuidadosamente a solução em bico de Bünsen, agitando periodicamente até a solução atingir 80oC. Filtre a solução a quente utilizando papel de filtro pregueado previamente lavado com água quente. Recolha o filtrado em um erlenmeyer. Lave duas vezes com água quente em porções de 2 mL. Deixe o filtrado esfriar até a temperatura ambiente. Posteriormente, coloque em banho de gelo e água. Separe o sólido formado por filtração a pressão reduzida usando funil de Büchner. Lave o sólido com o menor volume possível de água gelada. Em seguida lave o sólido com etanol gelado por duas vezes e deixe secar sob vácuo. Pese a massa do KNO3 obtida. Questões sobre a purificação do KNO3: 1) Calcule o rendimento e comente o valor obtido. 2) Por que se utiliza o papel de filtro pregueado? 3) Por que são utilzados formas distintas de filtração (simples e a vácuo) 4) Qual a função do banho de gelo? Bibliografia 1. E. Giesbrecht et alii., PEQ - Experiências de Química: Técnicas e Conceitos Básicos, Ed. Moderna/EDUSP, 1979. 2. J. C. Kotz e P. Treichel Jr., Química Geral e Reações Químicas, 5ª ed., Thomson, São Paulo, 2005 ou 4ª ed., LTC, Rio de Janeiro, 2002. 3. J. E. Brady, J. W. Russell e J. R. Holum, Química – A matéria e suas transformações, 3ª ed., LTC, Rio de Janeiro, 2002.


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Experimento 6 – Equilíbrio Químico Objetivos

Verificar o princípio de "Le Chatelier" através de um sistema em equilíbrio com a ação de um agente externo.

Procedimento Experimental Observe o deslocamento de equilíbrio da reação química por efeito da variação de concentração de um dos participantes da reação química. Anote as observações efetuadas cuidadosamente, elas serão necessárias para a elaboração do relatório. Parte A Coloque 40 mL de água no béquer. Junte 5 mL de solução de cloreto de ferro III e 5 mL de solução de tiocianato de amônio. Agite com o bastão de vidro. Observe a cor desenvolvida. Coloque 10mL da solução acima em 4 tubos de ensaio identificados. Tubo I: servirá como padrão. Tubo II: adicione 2 mL de solução de cloreto de ferro III, agite e compare a cor com a do tubo I.


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Tubo III: adicione uma pequena ponta de espátula de tiocianato de amônio. Agite e compare com a cor do tubo I. Tubo IV: adicione uma pequena ponta de espátula de cloreto de amônio. Agite e compare com a cor do tubo I. Parte B Coloque 2 mL de solução de cromato de potássio (K2CrO4) em um tubo de ensaio e observe a coloração. Adicione, gota a gota, solução de ácido clorídrico (HCl) até observar uma alteração visível. Em outro tubo, adicione 2 mL de solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) e observe a coloração. Adicione, gota a gota, solução de hidróxido de sódio (NaOH) até se observar uma modificação visível. DESCARTAR AS SOLUÇÕES CONTENDO CROMATO E DICROMATO NAS BOMBONAS OU FRASCOS DESTINADOS A ESSE FIM (NÃO DESCARTAR NA PIA!!!!). Parte C

Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de nitrato de prata (AgNO3) e 1 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl). Deixe decantar e retire o líquido sobrenadante. Ao sólido restante no tubo, adicione solução de hidróxido de amônio (NH4OH) e observe. Parte D

Em um tubo de ensaio adicione 50 mg de cloreto de cobalto (CoCl2.nH2O) e 3 mL de etanol absoluto. Agite até dissolver. Em seguida, acrescente 4 a 6 gotas de água. Espere um pouco e observe a mudança de cor. Coloque o tubo de ensaio em um recipiente com água quente e observe. Em seguida, coloque o mesmo tubo em um banho com água e gelo e verifique as mudanças.


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Referências Bibliográficas

1. Princípios de Química, P.Atkins e L. Jones; Bookman, 3ª ed, 2006. 2. J. C. Kotz e P. Treichel Jr., Química geral e reações químicas, 5ª ed., Thomson, São Paulo, 2005 ou edições anteriores. 3. A I. Vogel, Química Analítica Qualitativa, 5ª ed., Mestre Jou, São Paulo, 1981.


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QT – Química das Transformações – 2012 Experimento 7 – Equilíbrio Ácido Base Objetivos

Observar comportamento e perturbações de sistemas em equilíbrio. Verificar casos de hidrólise e de anfoterismo. Procedimento Experimental

Haverá na bancada da frente uma estante de tubos de ensaio contendo soluções de pH 1 até 13, com o indicador universal, para possibilitar a estimativa do valor de pH. Foto desta montagem poderá ser projetada para facilitar a visualização para os alunos do fundo da sala. a) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco Coloque em um tubo de ensaio 2 a 3 mL (40 a 60 gotas) de solução de ácido acético 0,2 mol/L. Adicione 2 a 3 gotas de solução de indicador universal (mistura de vermelho de metila, fenolftaleína, azul de timol e azul de bromotimol): agite, observe a coloração e anote o valor correspondente do pH. Transfira metade da solução a outro tubo de ensaio igual, limpo e seco. A um destes tubos adicione 1 ou 1,5 mL (20 a 30 gotas) de água destilada e agite. Ao outro tubo adicione, sempre sob agitação, sucessivas porções de 5 gotas de solução de acetato de sódio 0,4 mol/L, até que o volume total se iguale ao do primeiro tubo. Após cada adição, observe a cor, anote-a e anote o pH correspondente. Estime o pH da solução a cada dez gotas: monte o equilíbrio apropriado, utilize as expressões pertinentes e leve em conta a variação de volume. Estime o volume de uma gota. b) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca

Repita exatamente o mesmo procedimento do item anterior substituindo o ácido acético por solução de hidróxido de amônio 0,2 mol/L e as adições de acetato de sódio por acréscimos de solução de cloreto de amônio 0,4 mol/L. Agite sempre os tubos de ensaio. Como no item anterior, estime o pH a cada dez gotas adicionadas. c) “Hidrólise” de sais em soluções gotas) dos seguintes sais: 1) Cloreto de amônio, 2) Acetato de sódio,


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3) Carbonato de sódio, 4) Hidrogenocarbonato de sódio, 5) Hidrogenossulfato de potássio, 6) Monohidrogenofosfato de sódio, 7) Dihidrogenofosfato de sódio 8) Nitrato ou cloreto de alumínio. Adicione aos tubos 1 gota de indicador universal, agite para homogeneizar e anote o valor do pH de cada solução. Anote todas as concentrações dos sais utilizadas. Estime o pH de cada solução. d) Propriedades anfotéricas Prepare em triplicata, tubos de ensaio com misturas de volumes iguais (aproximadamente 20 gotas de cada) das soluções de cloreto de alumínio 0,5 mol/L e hidróxido de sódio 1,0 mol/L). Agite e observe. Adicione, em cada tubo, 2 a 3 gotas de solução de indicador universal. Ao primeiro tubo, adicione gota a gota solução de NaOH 1,0 mol/L. Ao segundo adicione gota a gota solução de HCl 1,0 mol/L. Ao terceiro tubo adicione gota a gota solução de hidróxido de amônio 1,0 mol/L. Após cada adição, agite e observe. Estime o pH a cada dez gotas adicionadas. Referências Bibliográficas

1. E. Giesbrecht et al, PEQ, Experiências de Química - Técnicas e Conceitos Básicos, Ed. Moderna e EDUSP, 1982, exp. 13.5, p. 106. 2. B. H. Mahan e R. J. Myers, Química, um curso universitário, tradução da 4a. edição americana, Ed. Edgard Blücher, 1993. 3. R. Isuyama et al, Experimentos sobre equilíbrio químico, GEEQUIM, IQUSP, 1985, cap. II, exp. II.1, p.35. 4. C. R. Silva e J. A. Simoni, “Avaliação da capacidade tamponante – um experimento participativo”, Química Nova, 23 (3) 405 (2000). Instruções para elaboração de relatório (I) Resumo (II) Objetivos, (III) Parte Experimental,


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(IV) Resultados, (V) Discussão: para cada parte realizada (itens a, b, c e d), coloque as cores observadas, associando-as aos valores correspondentes de pH e os cálculos realizados, detalhadamente. Discuta os casos em que houver discrepância entre o pH correspondente à cor observada e o pH calculado; (VI) Conclusão; (VII) Referências Bibliográficas.


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QT – Química das Transformações – 2012 Experimento 8 – Eletrólitos Objetivos Propiciar o contato com eletrólitos e não eletrólitos. Verificar o que são eletrólitos fortes e fracos. Procedimento Experimental Soluções a serem estudadas: NaOH (0,1 M) Hidróxido de amônia (0,1 M) Açúcar (0,1 M) NaCl (0,1 M) Etanol HCl (0,1 M) Ácido acético (0,1 M e 1,0 M) Água destilada Cloreto de amônio (0,1 M) 1. Verificar o efeito de cada uma das soluções. Certifique-se de que as duas pontas do sistema não estão encostadas. Ligue o sistema na tomada (NUNCA MEXA NOS FIOS (ELETRODOS) COM O SISTEMA LIGADO NA TOMADA). Coloque as pontas do sistema dentro do béquer contendo a solução a ser avaliada (aproximadamente 30 mL da solução). Observe o ocorrido. Tente aproximar os cabos à solução que está sendo estudada, SEM ENCOSTAR UM FIO NO OUTRO, e veja o que ocorre. Repita o procedimento para cada solução. Referência Bibliográfica

P. Atkins, Princípios de Química, Bookman, 3ª Edição, 2006.


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Experimento 9 – Cinética

Objetivos

Estudo dos parâmetros cinéticos da reação de formação do enxofre coloidal.

Materiais e Reagentes:

Tubos de ensaio; cronômetros; pipetas graduadas; solução de tiossulfato

de sódio 0,30 M e solução de ácido sulfúrico 0,30 M.

Procedimento Experimental:

A - Estudo cinético envolvendo variação de concentração de reagente.

Enumere 5 tubos de ensaio de dimensões iguais. Adicione ao

tubo 1, 5 mL de solução de tiossulfato. Aos demais tubos adicione

volumes iguais a 4, 3, 2 e 1 mL de solução tiossulfato, respectivamente,

em ordem crescente da enumeração dos tubos.

a) Ao tubo 2, adicione 1 mL de água destilada. No tubo 3, adicione 2 mL

de água destilada prosseguindo em ordem crescente de 1 mL de volume

para cada tubo, até o tubo 5 que deve receber 4 mL de água destilada.

No tubo 1 não deve adicionar nenhum volume de água destilada. Agite

todos os tubos para homogeneizar a solução.

b) Medir 4 mL de solução de ácido sulfúrico com a pipeta graduada e

transferir para a proveta de 10 mL, tomando muito cuidado.

c) Transferir os 4 mL de ácido sulfúrico para o tubo 1 e acionar o

cronômetro e agitar para homogeneizar a solução.


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d) Parar o cronômetro assim que os primeiros indícios de turvação

(produto da reação) aparecer. Monte uma tabela para anotar os valores.

e) Repetir o procedimento de adição do ácido sulfúrico para os demais

tubos (procedimentos b, c, d).

f) Descartar o conteúdo dos tubos de ensaio na capela no recipiente

apropriado.

B - Estudo Cinético envolvendo variação de Temperatura

Repetir o procedimento experimental nas temperaturas 05 e 35 oC.

Relatório deverá apresentar:

(I) Resumo,

(II) Objetivos,

(III) Introdução

(IV) Parte Experimental,

(V) Resultados

(VI) Discussão contendo:

Equação balanceada da reação química estudada.

Gráficos necessários para a determinação da ordem de reação (n), das

constantes de velocidade (k), da energia de ativação (Ea) e do parâmetro

de Arrhenius (A).

Preencher as tabelas e as informações solicitadas abaixo.

Discussão dos parâmetros cinéticos obtidos.

(VII) Conclusões.

(VIII) Referências Bibliográficas.


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Tabela 1. Tabela dos dados obtidos no experimento.

T(ambiente) T(5oC) T(35oC)

[S2O3-2]

(mol/L)

Tempo (s) Tempo

(s)

Tempo

(s)

Tabela 2. Constantes de velocidade (k) para a reação de formação do

enxofre coloidal.

Temperatura (K) T (.. K) T (....K) T (...K)

k (inserir a

unidade

correta)

Valor da ordem de reação calculado experimentalmente: n = ..................em

relação à [S2O3-2].

Valor da ordem de reação encontrado na literatura [ref.]: n = ..................em

relação à [S2O3-2].

Valor da energia de ativação obtido experimentalmente:

Ea = ...........................

Valor de energia de ativação encontrado na literatura [ref.]

Ea = ...........................

Valor de A (Parâmetro de Arrhenius) obtido experimentalmente:

A = ..................

Valor de A (Parâmetro de Arrhenius) encontrado na literatura [ ref.]:

A = ...................


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Referências

1. Atkins, P.W. Physical Chemistry, 5º ed., Oxford: London, 1994.

2. Atkins, P. Jones, L. Princípios de Química.,3ª ed., Bookman: Porto Alegre, 2006.


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QT – Química das Transformações – 2012 Experimento 10 – Reações Redox Objetivos

Estudar as reações de óxido-redução. Determinar a reatividade relativa de alguns metais em reações de óxido-redução. Conhecer algumas aplicações das reações de óxido-redução. Potenciais Padrão de Redução Procure na literatura os potenciais padrão de redução das espécies que serão utilizadas. Procedimento Experimental Pilha de Daniell Material: 2 béqueres de 50 mL; 2 fios com garra tipo “jacaré”; 1 tubo em U; 1 placa de zinco; 1 placa de cobre; pedaços de algodão; solução de sulfato de cobre (II) 0,1 mol/L; solução de sulfato de zinco 0,1 mol/L; solução de nitrato de sódio 1,0 mol/L. a) Com auxílio de uma palha de aço, efetue o polimento de uma lâmina de zinco e de uma lâmina de cobre. Lave-as com água destilada e seque-as. b) Prepare uma ponte salina, em um tubo em U, completando com solução de nitrato de sódio 1,0 mol/L e fechando com algodão as extremidades. c) Meça, em uma proveta, 30 mL de solução de sulfato de cobre e coloque-os em um béquer de 50 mL. Em outro béquer de 50 mL, coloque 30 mL de solução de sulfato de zinco (as concentrações das soluções serão fornecidas no laboratório). d) Ligue a placa de zinco ao terminal negativo do voltímetro e a de cobre ao positivo. Mergulhe as lâminas nas soluções dos íons respectivos. e) Coloque a ponte salina de tal forma a conectar os béqueres e que cada extremidade esteja mergulhada em uma das soluções. Meça a diferença de potencial (∆E), utilizando a escala mais adequada do voltímetro.

Referências Bibliográficas 1. E. Giesbrecht et al., PEQ, Experiências de Química - Técnicas e Conceitos Básicos, Ed. Moderna e EDUSP, 1979. 2. P. Atkins e L. Jones, Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, Bookman, 2001.


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3. D.L. Reger, S.R. Goode e E.E. Mercer, Chemistry Principles and Practice, 2a.ed., Saunders College Publishing, 1997. Experimento 10b – Reações Redox Objetivos Estudar as reações de óxido-redução. Determinar a reatividade relativa de alguns metais em reações de óxido-redução. Conhecer algumas aplicações das reações de óxido-redução. Potenciais Padrão de Redução

Procure na literatura os potenciais padrão de redução das espécies que serão utilizadas. Procedimento Experimental 1. Reatividade de metais (Mg, Cu, Zn) e do hidrogênio. a) O ensaio consiste em introduzir uma amostra metálica num tubo de ensaio contendo cerca de 2 mL de ácido clorídrico (1 mol/L) ou de uma solução do sal de outro metal. b) Faça todas as combinações entre os metais magnésio, cobre e zinco e as soluções aquosas de sais desses metais e de ácido clorídrico (1,0 mol/L). Lembre-se de identificar cada tubo de ensaio para saber o que está sendo misturado. Observe em que casos ocorrem reações e escrevam as devidas equações dessas reações. Quais as mudanças observadas? Anote na tabela a seguir essas mudanças.

OBS: para o Zinco, coloque a solução de HCl em um béquer. Para as outras soluções coloque uma gota sobre a placa.


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2. Eletrólise de uma solução saturada de NaCl

a) Em um tubo em U, coloque solução saturada de cloreto de sódio, até próximo às bordas. b) Transfira a solução para um béquer e adicione 2 a 3 gotas de solução de fenoftaleina. Agite e retorne a solução ao tubo em U. c) Coloque o tubo em U dentro de um bequer. Mergulhe dois eletrodos de grafite na solução e ligue-os a uma fonte de corrente contínua. Observe. d) Após alguns minutos de eletrólise, desligue a fonte e remova os eletrodos. Verifique, com MUITO CUIDADO, se eles apresentam cheiro característico. e) Com o auxílio de um conta-gotas, transfira um pouco da solução do compartimento anódico (pólo positivo), para um tubo de ensaio e acrescente solução de iodeto de potássio. Adicione um pouco de clorofórmio e observe. Escreva as equações das reações desse processo. 3. Eletrodeposição

Material: 1 placa de cobre; 1 moeda prateada; fonte de corrente contínua; palha de aço; 1 béquer de 250 mL; 50 mL de solução de sulfato de cobre (II) 0,5 mol/L; solução de ácido clorídrico 4 mol/L; solução de hidróxido de sódio 1 mol/L. a) Limpar a placa de cobre com palha de aço e detergente. Enxaguá-la com água destilada. b) Para desengraxar, mergulhe a placa na solução de hidróxido de sódio. Retire-a, com o auxílio de uma pinça e lave-a com água destilada. c) Mergulhe a placa na solução de ácido clorídrico. Retire-a, com o auxílio de uma pinça e lave-a com água destilada. Seque a placa com papel absorvente. d) Faça o mesmo procedimento com a moeda. e) Coloque cerca de 50 mL da solução de sulfato de cobre no béquer. f) Conecte a placa de cobre ao pólo positivo e a moeda ao pólo negativo da fonte de corrente contínua. g) Introduza a moeda e a placa no béquer com a solução de sulfato de cobre, mantendo-os bem separados. Cuidado para não mergulhar a ponta do fio na solução! h) Deixar eletrodepositar por 10 min, girando a moeda para recobrir os dois lados.


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i) Retirar a placa de cobre e a moeda, lavar com água e observar o que ocorreu. Referências Bibliográficas 1. E. Giesbrecht et al., PEQ, Experiências de Química - Técnicas e Conceitos Básicos, Ed. Moderna e EDUSP, 1979. 2. P. Atkins e L. Jones, Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, Bookman, 2001. 3. D.L. Reger, S.R. Goode e E.E. Mercer, Chemistry Principles and Practice, 2a.ed., Saunders College Publishing, 1997.


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QT- Química das Transformações – 2012 Experimento 11 – Baseado em um artigo com o personagem Sherlock Holmes

Esta história apresenta um problema de análise química qualitativa, sob a forma de um mistério envolvendo a dupla Sherlock Holmes e Dr. Watson. Objetivos Desenvolver o senso crítico, a prática de observação e o raciocínio para a investigação de propriedades físicas e químicas de substâncias químicas. A história, narrada pelo Dr. Watson Acordei tarde, naquela manhã. Da rua, chegavam ruídos de carruagens, abafados pela grossa camada de neve que caíra durante a noite e misturados às vozes animadas das poucas pessoas que passavam apressadas pela Baker Street. Era o último Natal do século XIX, fazia frio e o céu exibia um tom azul, algo raro em Londres. Enrolado em um cachecol, peguei meu cachimbo e dirigi-me ao living. Encontrei Holmes ao lado da lareira crepitante, meio mal humorado e tentando manter seu ânimo concentrado no restauro do acabamento de seu precioso violino. Essa tarefa consumira seu tempo nas últimas semanas e o deixava frustrado por não conseguir obter um verniz com a qualidade adequada. Uma batida na porta anunciou a chegada da governanta, Sra. Hudson, que entrou trazendo um pacote embrulhado em papel vermelho brilhante com a inscrição: ‘Sr. Sherlock Holmes, Feliz Natal’. Ela o havia encontrado no degrau, em frente ao apartamento, naquela manhã. Ao abrir cuidadosamente o pacote, Holmes encontrou um frasco, sem rótulo, contendo um pó branco. Ficou muito apreensivo e me pediu para dizer os nomes das pessoas envolvidas nos casos mais recentes. Tentei tranqüilizá-lo, sugerindo que era apenas um presente de Natal, porém Holmes retrucou com severidade, batendo impacientemente os dedos: “Os nomes, Watson. Pois a inscrição não é característica de uma escrita natural, mas foi feita de maneira a ocultar a verdadeira identidade da pessoa que enviou o pacote. Poderia ser uma vingança.” “Bem, Holmes, tem sempre o Moriarty, ou poderia ser Porlanto, o fraudador, Gladson, o envenenador, ou Kilburn, que matou seu enteado. Parecem ser, no momento, os mais suspeitos.” Holmes levou o frasco para a sua bancada de experimentos químicos e começou a trabalhar. A Sra. Hudson e eu celebramos sozinhos o Natal, com ganso assado e três variedades de suas famosas tortas, enquanto Holmes continuava trabalhando. Holmes reapareceu às 10 h 30 min da noite. Eu esperava um olhar de triunfo, visto que em outras ocasiões, as pesquisas químicas de Holmes sempre o auxiliaram na solução dos casos. Mas, desta vez, um ar confuso sombreava o seu semblante. Holmes disse que, entre outros ensaios, testara a toxicidade do pó branco. Para isso fez com que um camundongo ingerisse um pouco do mesmo. A observação por algumas horas não indicou mudança no comportamento do


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animal, donde Sherlock Holmes concluiu que não era tóxica ou mesmo uma droga. “É decididamente um composto de carbono, mas de qual tipo e para que serve, não está claro. Contudo, eu posso dizer com alto grau de confiança que contém 68,8% de carbono e 4,9% de hidrogênio (porcentagem em massa).” “É um presente, Holmes, o aceite como tal e venha comemorar a data conosco!” eu lhe disse, já aborrecido com a sua falta de espírito natalino. Mas Holmes ignorou-me e voltou à bancada de trabalho, onde com uns cálculos e mais alguns testes esclareceu finalmente o mistério. Os outros experimentos realizados por Sherlock Holmes estão descritos no procedimento e você deve efetuá-los para poder identificar o pó branco recebido. Procedimento Experimental Você vai dispor de uma amostra do pó branco, que Sherlock Holmes recebeu como presente de Natal. Efetue os ensaios abaixo e anote todas as suas observações. 1. Observe a amostra. Verifique se apresenta cheiro característico. 2. Coloque um pouco da amostra num béquer, cubra com um vidro de relógio e verifique o efeito do aquecimento, utilizando uma chapa elétrica, na capela. Depois do teste, retire o béquer da chapa, espere esfriar e observe. 3. Determine o intervalo de fusão do sólido, seguindo o procedimento recomendado para o aparelho a ser utilizado. 4. Teste a sua solubilidade. Tente dissolvê-lo em etanol e depois em água. Se for pouco solúvel, verifique o efeito da variação da temperatura - primeiro aqueça e depois resfrie o sistema. 5. Coloque em um béquer de 50mL um pouco do sólido, adicione água destilada, agite bem e investigue a propriedade eletrolítica do sistema, isto é, se ele permite a passagem de corrente elétrica. Para isso utilize o condutivímetro confeccionado pela UNIFESP. Remova o condutivímetro e aqueça o sistema. Recoloque o condutivímetro na mistura aquecida e observe, esperando até o sistema esfriar. Para efeito comparativo, verifique a condutividade de uma solução diluída de ácido clorídrico. 6. Avalie o que ocorre com o indicador tornassol em contacto com uma solução aquosa da amostra. Para isso, coloque em um vidro de relógio dois pedaços pequenos de papel vermelho de tornassol. Umedeça um deles com água destilada, utilizando um bastão de vidro, e o outro com a solução problema, usando outro bastão de vidro. Repita o teste usando papel azul de tornassol. 7. Verifique o comportamento da amostra em presença de ácidos e bases. Para isso, coloque um pouco do sólido em dois tubos de ensaio, adicione solução 1,0 mol L-1 de ácido clorídrico a um deles e solução 1,0 mol L-1 de hidróxido de sódio ao outro. 8. Finalmente, misture um pouco do sólido com bicarbonato de sódio sólido. Adicione um pouco de água destilada, agite e observe. Com base em todas as informações obtidas e consultas os manuais de substâncias químicas, tente identificar a amostra.


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Instruções para elaboração do relatório

Será feito em classe, em duplas, após a parte experimental, em formulário próprio. Para pensar em casa: Qual a sua concepção sobre método científico e como ele foi exercitado neste experimento? Se a história se passasse em nosso milênio, que outras técnicas poderiam ter sido utilizadas para identificar a amostra? Referências Bibliográficas 1. T. G. Waddell e T. R. Rybolt, “The Chemical Adventures of Sherlock Holmes - A Christmas Story”, J. Chem. Educ. 1991, vol. 68, p. 1023-1024.

2. E. Giesbrecht, coord., PEQ - Experiências de Química: Técnicas e Conceitos Básicos, Ed. Moderna e EDUSP, São Paulo, 1982. 3. A. I. Vogel, Practical Organic Chemistry, 3a ed., Longman, London, 1970. 4. Lange’s Handbook of Chemistry, J. A. Dean, McGraw Hill; CRC Handbook of Chemistry and Physics, The Chemical Rubber Co.; The Merck Index, Merck & Co. Textos sobre o método científico. Por exemplo, acesse o seguinte endereço eletrônico: http://biology.clc.uc.edu/courses/bio104/sci_meth.htm.

apostila qt 2012

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