apostila química experimental 2014
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Apostila com experimentos de químicaTRANSCRIPT
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UNIVERSIDADE DO OESTE DE SANTA CATARINA
PROF. DRA. EDUARDA DE MAGALHÃES DIAS FRINHANI
INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO DE QUÍMICA
JOAÇABA – SC
DEZEMBRO DE 2013
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SUMÁRIO
SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO DE QUÍMICA ......................................... 3
PROCEDIMENTO NAS AULAS DE INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO DE QUÍMICA ............................. 6
DESCRIÇÃO E USO DAS PRINCIPAIS VIDRARIAS UTILIZADAS.............................................................. 7
SÍMBOLOS DE RISCO – PICTOGRAMAS ............................................................................................ 11
AULA PRÁTICA No 01 - MEDIDAS DE MASSA, VOLUME E TEMPERATURA ...................................... 13
AULA PRÁTICA No 02 - DETERMINAÇÃO DA TEMPERATURA DE FUSÃO DO NAFTALENO ............... 21
AULA PRÁTICA No 03 - SOLUBILIDADE E POLARIDADE ..................................................................... 27
AULA PRÁTICA No04 - REAÇÕES QUÍMICAS E ENERGIA .................................................................. 51
AULA PRÁTICA No05 - REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO .......................................................................... 35
AULA PRÁTICA No06 - PREPARO DE SOLUÇÃO E TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE ...................................... 43
REVISÃO DO CONTÉÚDO LISTA DE EXERCICIOS .............................................................................. 62
REFERENCIAS .................................................................................................................................... 73
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SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO DE QUÍMICA
O primeiro passo para se evitar um acidente é saber reconhecer as situações que podem
desencadeá-lo e a partir daí aplicar uma série de regras básicas de proteção individual e coletiva.
Nas páginas seguintes você encontrará algumas recomendações; segui-las não somente
contribuirá para seu bem estar pessoal como também para sua formação profissional.
Embora não seja possível enumerar aqui todas as causas de possíveis acidentes num
laboratório, existem certos cuidados básicos, decorrentes do uso de bom senso, que devem ser
observados:
1) Consulte o professor antes de fazer qualquer modificação no andamento da experiência e
na quantidade de reagentes a serem usados.
2) Utilize sempre JALECO DE MANGAS COMPRIDAS, SAPATOS FECHADOS, CALÇAS
COMPRIDAS e quando necessário óculos de proteção. Não é recomendado o uso de lentes de
contato durante o trabalho em laboratório.
3) Caso tenha cabelo comprido, mantenha-o preso durante a realização dos experimentos.
4) Não brinque em serviço; lembre-se que o laboratório é lugar de trabalho sério.
5) Não fume, não coma ou beba no laboratório.
6) Não prove, cheire, nem molhe as mãos com produtos químicos.
7) MANTENHA SUA BANCADA ORGANIZADA. Não coloque sobre a bancada de laboratório
bolsas, agasalhos ou qualquer material estranho ao trabalho que estiver realizando. O professor
indicará um local apropriado para guardar esse material.
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8) Nunca trabalhe sozinho no laboratório: é conveniente fazê-lo durante o período de aulas
e ou na presença de outra pessoa.
9) Leia atentamente os rótulos dos frascos dos reagentes; antes de utilizá-los. Faça a leitura,
pelo menos duas vezes, a fim de evitar enganos e troca de reagentes.
10) Nunca utilize vidrarias trincadas. Solicite a troca ao professor.
11) Não jogue vidro quebrado no lixo comum. O professor indicará um recipiente especifico
para descarte de fragmentos de vidro.
12) Não descarte nas pias nenhum tipo de material sólido ou líquido que possa contaminar o
meio ambiente. O professor indicará um local apropriado para descartar esse material.
13) Se alguma solução ou reagente respingar na pele ou nos olhos, ou derramar na bancada
ou chão COMUNIQUE IMEDIATAMENTE AO PROFESSOR.
14) Para evitar contaminação dos reagentes, nunca devolva reagentes para o frasco de
origem, mesmo quando não foi usado. EVITE DESPERDICIOS!!!
15) Nunca pipete líquidos cáusticos ou tóxicos com a boca, utilize pipetadores (peras).
16) Ao preparar soluções aquosas diluídas de um ácido, coloque o ácido concentrado na água,
nunca o contrário.
17) Lubrifique tubos de vidro, termômetros, etc., antes de inseri-los em rolhas e proteja
sempre as mãos com um pano.
18) Jamais aqueça um frasco fechado. A elevação da pressão interna poderá causar
explosões.
19) Não manipule solventes inflamáveis (acetona, álcool, éter, por exemplo) próximo à chama
direta ou deixe-os expostos ao sol ou outra fonte não controlada de aquecimento.
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20) Quando aquecer um tubo de ensaio incline e movimente-o ligeiramente, mas nunca
aponte-o para um colega ou para si mesmo, e use sempre uma pinça de madeira.
21) Abra frascos de reagentes o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato
momento.
22) Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser
realizadas na câmara de exaustão (capela).
23) Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento prolongado ou
que libere grande quantidade de energia.
24) Pague sempre os bicos de gás que não estiverem em uso.
25) Transporte produtos químicos de forma adequada.
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26) Saiba a localização e como utilizar o chuveiro de emergência e extintores de incêndio.
27) Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas. Desligue
todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave as mãos.
PROCEDIMENTO NAS AULAS DE INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO DE QUÍMICA
1) Não será permitido ao aluno efetuar aulas práticas em turmas diferentes daquela para a
qual esta matriculado.
2) Não será permitido ao aluno efetuar aulas práticas sem a vestimenta apropriada.
3) Os reagentes de uso coletivo devem ser mantidos em seus devidos lugares.
4) Toda a requisição de material deverá ser feita ao professor.
5) Leia toda a experiência antes de executá-la, para evitar enganos.
6) Todo o aluno, ao findar a aula, deverá deixar o local de trabalho tão limpo como o
encontrou. Enxágue as vidrarias com água destilada.
7) O jaleco só deverá ser utilizado dentro das dependências dos laboratórios.
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DESCRIÇÃO E USO DAS PRINCIPAIS VIDRARIAS UTILIZADAS
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SÍMBOLOS DE RISCO – PICTOGRAMAS
É um símbolo que representa um objeto ou conceito por meio de um desenho.
Normalmente são apresentados dentro de um quadrado ou losango nos rótulos dos produtos
perigosos com o objetivo de alertar sobre os principais riscos associados a manipulação do
produto químico. É importante identificar os símbolos e conhecer as precauções que devem ser
tomadas.
TÓXICA
• Substância que perturba ou destrói as funções do
organismo. A inalação, ingestão ou contato com a
substância tóxica ou seus vapores podem resultar em
dano imediato à saúde (distúrbios no organismo,
queimaduras, ferimentos graves) e até a morte.
• PRECAUÇÕES: Evite inalar, ingerir e contato com a pele
e observar cuidados especiais com produtos
cancerígenos, teratogênicos ou mutagênicos.
IRRITANTE OU NOCIVA
• Este símbolo se refere a uma substância que pode
desenvolver uma ação irritante sobre a pele, os olhos e
as vias respiratórias.
• Em casos de intoxicação aguda (oral, dermal ou por
inalação), pode causar danos irreversíveis à saúde.
• Pode haver reação alérgica.
PRECAUÇÕES: Evitar qualquer contato com o corpo
humano, e observar cuidados especiais com produtos
cancerígenos, teratogênicos ou mutagênicos.
CORROSIVA
• Substância que por contato, causa destruição e
queimaduras de tecidos vivos, bem como vestuário,
metais e outros materiais.
• PRECAUÇÃO: Não inalar os vapores e evitar o contato
com a pele, os olhos e vestuário.
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PERIGOSA AO MEIO AMBIENTE
Substância que podem causar danos à flora, fauna,
população humana ou degradar o meio ambiente
quando lançados no ar, solo ou água.
PRECAUÇÃO: não descartar em tubulações de esgoto,
ou diretamente no corpo receptor ou solo.
INFLAMÁVEL
Substâncias que em temperatura ambiente, podem
entrar em combustão espontaneamente em contato
com o ar ou facilitar a combustão de outras
substâncias . Em geral emitem gases e vapores.
PRECAUÇÕES: Evitar contato com ar, a formação de
misturas inflamáveis gás-ar e manter afastadas de
fontes de ignição e chama aberta.
EXPLOSIVA
Substância ou mistura de substâncias capaz de reagir e
sofrer reações em cadeia de grande velocidade,
liberando calor e ocasionando um repentino aumento
de pressão, acompanhado normalmente de forte ruído
e de ações destruidora nos arredores (explosão).
PRECAUÇÕES: evitar batida, choque, fricção, faísca e calor.
OXIDANTE
Qualquer substância que promove oxidação de outra
substância.
Substâncias instáveis que reagem quimicamente com
uma grande variedade de produtos, principalmente
compostos orgânicos:
o Reações vigorosas,
o Grandes liberações de calor,
o Podendo acarretar fogo ou explosão.
PRECAUÇÕES: Evitar qualquer contato com agentes
redutores, compostos inflamáveis ou combustíveis.
Guardar ao abrigo do ar.
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AULA PRÁTICA No 01
MEDIDAS DE MASSA, VOLUME E TEMPERATURA
1. OBJETIVOS:
Determinar a medida de temperatura de líquidos;
Determinar a massa de sólidos e líquidos;
Comparar a precisão e exatidão de uma pipeta volumétrica e proveta.
2. INTRODUÇÃO
2.1. MEDIDA DE MASSA
A maior parte dos processos químicos quantitativos depende, em algum estágio, da
medida de uma massa, um dos procedimentos mais utilizados pelo analista. Muitas análises
químicas baseiam-se na determinação exata da massa de uma amostra, de uma substância sólida
produzida a partir desta amostra (análise gravimétrica) ou, ainda, da determinação do volume de
uma solução padrão (que contém uma massa de uma solução conhecida com exatidão). O
instrumento usado para medir a massa nos laboratórios é a balança analítica (MENDHAM et al.
2002).
Na Figura 1 é apresentada uma típica balança analítica e uma balança semi-analitica. A
Balança Analítica, também conhecida como Balança de Precisão, pode pesar com precisão
máxima de até quatro casas decimais, (0,1 micrograma até 0,1 miligrama). Já a Balança Semi-
Analítica pesa com precisão até 0,001 g.
Figura 1 – Balança analítica e balança semi-analítica
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A balança possui pés ajustáveis e um indicador de nível de bolha, de modo que a sua
posição pode ser ajustada até que ela fique no nível adequado (HARRIS, 2005).
O processo de pesagem em macrobalanças analíticas inclui as seguintes etapas:
1. Limpe cuidadosamente o prato da balança com um pincel.
2. O objeto a ser pesado deve estar na temperatura da balança ou próximo dela. Evite
manusear o objeto com as mãos, utilize um pedaço de papel ou pinça.
3. Ligue a balança, aguarde a conclusão do sistema de auto teste, ou seja, aguarde até
aparecer os zeros.
4. Com a balança em repouso, coloque o objeto ou um recipiente limpo no prato da balança.
Se for o caso, feche o compartimento. A massa do recipiente vazio é chamada tara. Na
maioria das balanças, existe um botão que desconta a tara, zerando a balança.
5. Após este procedimento, adicione ao recipiente a substância a ser pesada e leia a nova
massa.
6. Remova, ao terminar todas as pesagens, o objeto que foi pesado, limpe a balança, feche o
compartimento do prato. Desligue a balança (HARRIS, 2005).
Substâncias químicas nunca devem ser colocadas diretamente sobre o prato da balança.
Essa precaução protege a balança da corrosão e permite recuperar toda a substância que foi
pesada (HARRIS, 2005).
2.2. MEDIDA DE VOLUME
Para fins analíticos, a unidade conveniente nas medidas de volume razoavelmente
grandes é o litro e nas medidas de volumes menores, o centímetro cúbico (1 cm3 = 1 mL).
As aparelhagens mais comumente usadas na análise volumétrica são os balões
volumétricos, buretas e pipetas.
Toda a vidraria deve estar perfeitamente limpa e livre de gordura porque, senão, os
resultados obtidos não serão confiáveis. Um teste simples de limpeza de uma aparelhagem de
vidro consiste em enchê-la com água destilada e esvaziar imediatamente. A água restante na
aparelhagem deve formar uma película continua. Se a água se agrupar em gotículas, a
aparelhagem esta suja e deve ser limpa cuidadosamente.
Na leitura do volume da maioria dos líquidos em um frasco cilíndrico como uma proveta,
bureta, pipeta ou gargalo do balão volumétrico, você notará que a superfície do liquido não é
plana e forma um menisco côncavo. Leia sempre o ponto mais baixo do menisco. Observe na
Figura 2, a forma correta de acertar o menisco na dosagem de soluções incolores e coloridas.
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Figura 2 – Representação da forma correta para acertar o menisco na dosagem de soluções incolores e coloridas. Fonte: LABTEST, 2010
Para se evitarem erros na leitura do volume, em razão do efeito de paralaxe, é sempre
necessário que a leitura seja feita com o aparelho na posição vertical e na altura dos olhos do
observador (HARRIS, 2005), isso vale para medida de volume e temperatura.
2.3. PRECISÃO E EXATIDÃO
Os números podem ser exatos ou aproximados. Números exatos são aqueles com
nenhuma incerteza. Por exemplo: um número de pessoas numa sala de aula, e uma dúzia de ovos
são números exatos. Por outro lado, a maioria dos números obtidos numa medida não é exata
(RUSSELL, 2004).
Números aproximados não são comuns, resultam de medidas diretas ou indiretas e
apresentam algum grau de incerteza. Suponha a medida de temperatura indicada no termômetro
à esquerda Figura 3. Existe a certeza de que a temperatura é maior do que 25ºC e menor do que
26ºC, mas o último algarismo é duvidoso. você poderia escrever 25,6 ou 25,7. Na tentativa de
medir a temperatura com precisão até uma casa depois da vírgula estimou-se esse último
algarismo. O valor da temperatura medida com esse termômetro possui, portanto três algarismos
significativos e é incorreto acrescentar um quarto algarismo, como em 25,63, pois se o algarismo
seis já é duvidoso não faz sentido o acréscimo do algarismo três (RUSSELL, 2004).
Com um termômetro mais preciso uma medida com maior número de algarismos pode
ser obtida. O termômetro à direita da Figura 3 possui divisões do 0,1ºC, assim você poderá obter
o valor da temperatura com quatro algarismos significativos, 25,67ºC ou 25,68ºC sendo o último
algarismo duvidoso (RUSSELL, 2004).
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Figura 3 – Número de algarismos significativos na leitura de uma escala
Dois são os termos que descrevem a confiança de uma medida numérica: a exatidão e a
precisão. EXATIDÃO refere-se à tão próxima uma medida concorda com o valor correto (ou mais
correto). PRECISÃO refere-se à tão próximo diversos valores de uma medida estão entre si (ou
seja, menor o desvio médio, maior a reprodutibilidade, maior a precisão). O ideal é que as
medidas sejam exatas e precisas (RUSSELL, 2004).
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. REAGENTES E MATERIAIS
Pisseta com água destilada
béquer de 50, 100, 500 mL
termômetro de mercúrio
vidro de relógio (frasco de pesagem).
bastão de vidro
rolha de borracha
cadinho de porcelana
conta-gotas
proveta 20 ou 25mL
pipeta volumétrica 20 mL
pera (auxiliar de sucção)
cloreto de sódio (NaCl)
acetona P.A.
cubos de gelo
balança semi-analítica
3.2. PROCEDIMENTO
3.2.1. Medidas de Temperaturas:
1) Coloque cerca de 200 mL de água destilada em um béquer de 500 mL. Insira o
termômetro de mercúrio. Durante a medida mantenha o bulbo do termômetro totalmente
imerso na água, porém não tocando o vidro.
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Meça a temperatura utilizando o termômetro de mercúrio.
Posicione o termômetro na altura dos olhos, sem tira-lo de dentro do liquido. Faça a
leitura e anote o valor da temperatura como número máximo de algarismos significativos que for
possível.___________oC.
Transforme o valor de temperatura obtida de graus Celsius para Kelvin
T (K) = t (oC) + 273,16
________________ K
2) Pese 5,0 g de cloreto de sódio (NaCl) na balança semi-analítica, utilizando um vidro de
relógio (frasco de pesagem). Reserve. Veja o procedimento no item 2.1.
Em um béquer de 100 mL acrescente 2-3 cubos de gelo, acrescente água até a marca de
20 mL. Depois de agitar (devagar) com o bastão de vidro meça a temperatura da mistura.
__________oC.
Transforme o valor de temperatura obtida de graus Celsius para Kelvin
T (K) = t (oC) + 273,16
________________ K
3) A mistura de água e gelo preparada no item 2, adicione as 5 g de cloreto de sódio e agite
até dissolução do sal. Meça a temperatura da mistura. __________oC.
Transforme o valor de temperatura obtida de graus Celsius para Kelvin
T (K) = t (oC) + 273,16
________________ K
ATENÇÃO: Não se esqueça de colocar o sinal negativo para a temperatura abaixo de zero.
3.2.2. Medidas de Massa:
1) Três objetos: uma rolha de borracha, um cadinho de porcelana e um frasco de pesagem,
encontram-se em sua bancada.
Antes de pesá-los, pegue cada objeto e tente estimar qual o mais pesado e qual o mais
leve e complete o Quadro 1.
Pese os objetos, complete o quadro 1 e compare com a estimativa do grupo.
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Quadro 1 – Massa dos objetos e ordem estimada e determinada experimentalmente
Materiais Ordem de massa
(estimada)
Massa
medida
Ordem de massa
(determinada)
Rolha de borracha
Frasco de pesagem
Cadinho de porcelana
2) Pese um béquer pequeno (50 mL). Tare o peso do béquer.
Adicione então 50 gotas de água destilada com um conta-gotas e pese o conjunto. Considerando
que a densidade da água é igual a 1,0 g.mL-1, utilizando regra de três, determine o número
aproximado de gotas em mililitro (mL) e o volume de uma gota de água.
3) Repita o procedimento anterior substituindo a água por acetona (propanona) e realize os
cálculos do número de gotas em 1 mL e o volume de uma gota . Densidade acetona = 0,79 g.mL-1
Densidade (d) é a razão entre a massa (m) de um objeto, no caso substância, e o volume (V)
que ele ocupa. É expressa normalmente em g.mL-1 ou g.cm-3.
d = m V
3.2.3. Medida da densidade de sólidos
1) Meça 50 mL de água em uma proveta de vidro de 100 mL. Incline a bureta e lentamente e
com cuidado mergulhe o objeto no recipiente contendo a água destilada. Anote o volume de
água + objeto: ________________ e determine o volume do objeto: _________________
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Calcule a densidade do objetivo e compare o resultado obtido com o encontrado na
tabela periódica ou em outra fonte:
3.2.4. Medida de volume - exatidão e precisão:
1) Pese um béquer seco de 100 mL, com até duas casas depois da vírgula. Anote a massa no
Quadro 2.
Meça 20 ml de água destilada com a proveta. Transfira os 20 mL para o béquer pesado e
pese-o novamente.
Repita o procedimento mais duas vezes, sem retirar o volume de água anterior, anotando
a massa do béquer a cada adição de 20 mL de água, no Quadro 2. O volume final deve ser 60 mL.
Descarte a água, seque o béquer.
a. Pese um béquer seco de 100 mL, com até duas casas depois da vírgula. Anote a massa no
Quadro 2.
Meça 20 mL de água destilada com a pipeta volumétrica, utilizando uma pera para
auxiliar a sucção. Transfira os 20 mL para o béquer pesado, observando as orientações
apresentadas na Figura 4, e pese o béquer novamente.
Pipeta volumétrica com dois traços Todo o liquido é descartado, inclusive a sobra
(pipeta de sopro)
Pipeta volumétrica com um traço Todo o liquido é descartado, a soba que fica dentro da pipeta não deve ser considerada
Figura 4 – Diferença entre as pipetas volumétricas de um e dois traços. Fonte: LIMA e SANTO FILHO, 2010.
Repita o procedimento mais duas vezes, sem retirar o volume de água anterior, anotando
a massa do béquer a cada adição de 20 mL de água, no Quadro 2. O volume final deve ser 60 mL.
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Quadro 2 – Comparação da exatidão e precisão da proveta e pipeta volumétrica
Proveta Pipeta
Massa do béquer vazio
Massa do béquer após a 1ª adição de 20 ml
Massa do béquer após a 2ª adição de 20 ml
Massa do béquer após a 3ª adição de 20 ml
Massa do 1º 20 ml
Massa do 2º 20 ml
Massa do 3º 20 ml
Média das três medidas
Desvio médio
Descarte a água, seque o béquer.
4) Tratamento dos dados: calcule a média e o desvio padrão para as três medidas de massa
utilizando a equação abaixo:.
d = │X – x1│ + │X-x2│ + │X – xn│
n
d = média dos desvios
X = média das medidas
x = cada uma das medidas
n = número de medidas realizadas
Na avaliação da massa de 20,00 ml de água foram utilizadas uma proveta e uma pipeta
volumétrica, qual dos dois instrumentos apresentou a melhor precisão (melhor repetitividade, ou
seja, menor desvio médio)? Explique sua resposta.
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
Considerando que 20,00 ml de água a 20°C possui uma massa de 19,966 g. Comparando
os resultados obtidos, qual instrumento apresentou o resultado mais próximo do valor esperado,
ou seja, qual dos dois é o mais exato? Explique sua resposta.
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
5) O material de vidro após o uso deve ser lavado com água e detergente com o auxílio de
uma escova. Depois de bem enxaguado com água da torneira, enxaguar três vezes com água
destilada. Depois de lavado, o vidro deve permitir o escoamento de água sobre sua superfície,
sem formar gotas, que indicam a presença de matéria gordurosa.
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AULA PRÁTICA No 02
DETERMINAÇÃO DA TEMPERATURA DE FUSÃO DO NAFTALENO
1. OBJETIVOS
Plotar o gráfico de aquecimento e resfriamento de uma substância;
Determinar a pureza aproximada da substância e comprar com a apresentada pela
fabricante;
Concluir se a substância é pura ou impura.
2. INTRODUÇÃO
Diz-se que matéria é tudo que tem existência concreta, ocupa lugar no espaço e tem
massa. Os diferentes tipos de matérias são denominados SUBSTÂNCIAS. No entanto, na natureza,
as substâncias normalmente encontram-se misturadas umas com as outras e, assim, são
denominadas de MATERIAIS. É importante fazer a distinção entre substâncias e materiais e
fracionar os materiais, obtendo as substâncias puras, é uma das tarefas dos Químicos e
Engenheiros Químicos (ALMEIDA, 2002).
As substâncias são sempre homogêneas (uma só fase), ao passo que os materiais podem
ser heterogêneos (mais de uma fase). No entanto, certos materiais são facilmente confundidos
com substâncias, porque também são homogêneos (água salgada, por exemplo).
Distinguir uma substância de um material homogêneo é perfeitamente viável, uma vez
que as substâncias caracterizam-se por possuírem um conjunto de propriedades físicas e químicas
específicas, fixas e constantes, o que não acontece com os materiais. Dentre estas propriedades,
são muito importantes o ponto de fusão (a temperatura em que um sólido se funde), o ponto de
ebulição (a temperatura em que um líquido ferve) e a densidade (razão entre a massa do corpo e
o volume que ocupa, geralmente em g/cm3).
Por exemplo, a água (H2O) tem ponto de fusão (PF) igual a 0oC, ponto de ebulição a 100oC,
ambos a 1 atm de pressão, e densidade igual a 1 g/cm3 a 4º C. No entanto, a água salgada, um
material homogêneo, apresenta variação de temperatura durante a fusão e a ebulição. Os valores
de densidade e temperatura de inicio da fusão e ebulição variam conforme as quantidades
relativas de água e sal (ALMEIDA, 2002).
As substâncias, ao contrário, possuem ponto de fusão e ponto de ebulição, uma vez que a
temperatura permanece constante durante suas mudanças de fase. Ao contrário dos materiais
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que apresentam faixas de fusão e ebulição. As diferenças nas curvas de aquecimento de uma
substância e de uma mistura são mostradas na Figura 5.
Substância pura
Mistura
Figura 5 – Curvas de aquecimento de uma substância pura e de uma mistura.
Os materiais (homogêneos e heterogêneos) são, de modo geral, fáceis de fracionar em
seus respectivos componentes (substâncias) por processos físicos, tais como filtração,
centrifugação, destilação, etc.
O material pode se classificar em: SOLUÇÕES e MISTURAS. MISTURA é o material cujas
substâncias constituintes formam material homogêneo de aspecto uniforme em qualquer
proporção. Por exemplo, misturas de etanol e água, que formam material uniforme em qualquer
proporção. SOLUÇÃO é o material homogêneo cujas substâncias constituintes não formam
material de aspecto uniforme em qualquer proporção. Como exemplo de solução tem-se água e
cloreto de sódio, que só formam material uniforme até a proporção máxima de 35,7 gramas por
100 gramas de água, quando a temperatura é de 0oC (ALMEIDA, 2002).
Deve-se salientar que há dois tipos distintos de substâncias:
Substâncias simples – formadas por um só elemento químico. Ex: ferro (Fe), ouro (Au).
Substâncias compostos – formadas por mais de um elemento químico. Ex: água (H2O), etanol
(CH3CH2OH).
2.1. DETERMINAÇÃO DA TEMPERATURA DE FUSÃO - PRINCIPIO DO MÉTODO
Em uma técnica de determinação da temperatura de fusão, utilizada em trabalhos de
rotina, uma quantidade bem pequena de amostra é colocada em um tubo capilar preso a um
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termômetro imerso em um liquido. O tubo é aquecido e observa-se a temperatura de fusão inicial
e final.
Para determinação experimental do intervalo de fusão de uma substância pura ou
mistura, deve-se realizar o aquecimento e o resfriamento de forma lenta. Melhores resultados
são obtidos com o resfriamento do que com o aquecimento porque muitas vezes se fornece
muito calor resultando num aquecimento rápido. Os valores de temperaturas deverão ser obtidos
em pequenos intervalos de tempo e plotados em um gráfico de temperatura versus tempo, como
mostrado na Figura 5.
Se um composto A possui ponto de fusão de 80º C, mas experimentalmente observa-se
que durante o aquecimento ele começa a fundir a 77º C e fica totalmente liquido a 84º C, dizemos
que o composto A possui um intervalo de fusão de 77 – 84º C, sendo impuro. Portanto, 80 – 77 =
3, ou seja, 3% de impurezas e sua pureza é de 97% (SZPOGANICZ et al, 2003).
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. REAGENTES E MATERIAIS
Bico de Bunsen
Fósforo
garra
Pisseta com água destilada
rolha de borracha
suporte universal
naftaleno
tela de amianto
termômetro de mercúrio
tripé de metal
tubo de ensaio
3.2. PROCEDIMENTO
3.2.1 Curva de aquecimento
Para a realização desta parte do experimento você deverá apoiar uma tela de amianto em
cima de um tripé de metal. Em cima da tela de amianto posicione um béquer de vidro de 150 mL,
contendo 100 mL de água destilada (Figura 6, lado esquerdo).
Posicione o tubo de ensaio contendo naftaleno e termômetro dentro do béquer. Fixe o
tubo com a garra presa ao suporte universal, de modo que todo o naftaleno fique submerso, mas
sem encostar o fundo do tubo de ensaio no béquer (Figura 6, lado direito).
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Figura 6 – Sistema para determinação do intervalo de fusão de um sólido
Inicie o aquecimento e quando a temperatura atingir 60°C anote o seu valor a cada 0,5
minutos no Quadro 3, até a temperatura de 90º C.
Quando aparecer a primeira fração líquida, em contato com o sólido, a substância começa
a fundir (Figura 7, fase 3 a 4). Anote a temperatura em que ocorre a mudança de fase (fusão da
substância - P.F.) e a demais fases demonstradas na Figura 7.
Figura 7 – Transformações ocorridas no intervalo de fusão (Fonte: Demuner et. al. 2002).
Desligue a chama do bico de Bunsen quando a temperatura chegar a aproximadamente
90°C e inicie logo a curva de resfriamento.
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3.2.2. Curva de resfriamento
Sem retirar o tubo de ensaio contendo o naftaleno de dentro do béquer anote a
temperatura do naftaleno a cada 0,5 minutos até atingir 60°C, no Quadro 3. Agite com cuidado a
massa fundida de naftaleno até não ser possível a sua movimentação.
De posse do frasco contendo o naftaleno utilizado na experiência, copie os seguintes
dados. Fabricante/marca, temperatura ou faixa de fusão, pureza (teor ou dosagem). Utilize essas
informações para comparar os resultados obtidos experimentalmente com as informações
fornecidas pelo fabricante.
A experiência terminou. Limpe o seu local de trabalho. Não há necessidade de retirar o
naftaleno do tubo de ensaio.
4. ELABORAÇÃO DO RELATÓRIO:
Siga as orientações para elaboração do relatório disponível no portal de ensino. O
relatório deverá abordar, no mínimo, os itens apresentados a seguir:
O ponto de fusão do naftaleno puro é 80,5°C (valor publicado no Handbook of Chemistry
and Phisics, CRC). Baseado nos resultados obtidos experimentalmente conclua se a amostra de
naftaleno analisada é pura? Explique sua resposta.
Calcule a porcentagem de pureza da amostra de naftaleno analisada (item 2.1, p. 23).
Compare seus resultados com os fornecidos pelo fabricante.
Plote os gráficos da curva de aquecimento e resfriamento do naftaleno, seguindo as
orientações do tutorial disponível no Portal de Ensino da Unoesc.
26
Quadro 3 - Tempo e temperatura no aquecimento e resfriamento do naftaleno
Aquecimento Resfriamento
Tempo (min.)
Temp. (°C)
Tempo (min.)
Temp. (°C)
Tempo (min.)
Temp. (°C)
Tempo (min.)
Temp. (°C)
0,0 60 0,0 90
0,5 0,5
27
AULA PRÁTICA No 03
SOLUBILIDADE E POLARIDADE
1. OBJETIVOS
Determinar a polaridade dos solventes água, etanol e querosene;
Comprovar a regra semelhante dissolve semelhante;
Realizar um processo de extração liquido-liquido;
Realizar um processo de recristalização;
Realizar uma filtração comum.
2. INTRODUÇÃO
Algumas substâncias se dissolvem muito bem em dado solvente. Diz-se que elas são
muito solúveis nesse solvente. Por exemplo, sal comum (NaCl), açúcar comum (C12H22O11), ácido
clorídrico (HCl) e álcool etílico (CH3CH2OH) são todas muito solúveis em água. Já as substâncias
sulfato de bário (BaSO4), hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) e o ácido acetil salicílico, a aspirina
(C9H8O4), são pouco solúveis em água. E existem casos intermediários (ALMEIDA, 2002).
No processo de solvatação, para a dispersão de um sal, como o NaCl, na água, tanto os
cátions quanto os ânions tornam-se hidratados, com energia suficiente para vencer a energia da
rede cristalina. Portanto, esses íons se afastam da vizinhança imediata do cristal do sal, e outros
cátions e ânions tornam-se hidratados (Figura 8). Em geral solutos com polaridade similar a
polaridade do solvente, se dissolvem. Resumindo: Semelhante dissolve semelhante.
(SZPOGANICZ, 2002).
Figura 8 – Esquema ilustrando a interação entre a água (solvente) e o cloreto de sódio (reticulo cristalino) com a consequente dissolução. Fonte: MAIA e BIANCHI, 2007.
28
Não é somente a natureza do soluto e do solvente que influenciam na solubilidade, mas a
temperatura também é importante. Frequentemente a solubilidade de uma substância em dado
solvente pode ser aumentada mediante aquecimento.
As solubilidades de substâncias são normalmente fornecidas em livros de referencia
(Handbook) em grama de soluto, que podem ser dissolvidos por 100 gramas de solvente, a uma
dada temperatura.
2.1 DETERMINAÇÃO DA POLARIDADE DE SOLVENTES – PRÍNCIPIO DO MÉTODO
O filósofo e matemático Thales de Mileto (séc. VI a.C.) observou que um pedaço de âmbar
(pedra amarelada gerada pela fossilização de folhas e seiva de árvores ao longo do tempo), depois
de atritada com a pele de um animal, adquiria a propriedade de atrair corpos leves como pedaços
de palha e sementes de grama.
Após o desenvolvimento da teoria atômica, concluiu-se que a transferência de elétrons de
um corpo para outro explica o aparecimento de carga elétrica em corpos depois de serem
atritados. Quando dois corpos são atritados, um deles perde elétrons para o outro; o primeiro
torna-se, então, eletricamente positivo, enquanto que o outro se torna eletricamente negativo. A
experiência mostra que a capacidade de ganhar ou de perder elétrons depende da natureza dos
materiais.
Ao aproximar um corpo carregado eletricamente, positivo ou negativamente, de um fluxo
composto por molécula polar ocorre uma atração das cargas opostas, devido à POLARIZAÇÃO
(CORRADI et al. 2011).
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. REAGENTES E MATERIAIS
bastão de plástico (caneta esferográfica)
bastão de vidro
béquer de 50 ou 100 mL
buretas de25 ou 50 mL
espátula
frasco para descarte
funil de separação de 125 mL
funil de vidro
garra, aro com garra e suporte universal
Pipeta graduada e pera (auxiliar de sucção)
papel filtro
pisseta com água destilada
tubos de ensaio
ácido acetil salicílico
iodo (I2) ressublimado
etanol (CH3CH2OH)
metanol (CH3OH)
naftaleno (C10H8)
óleo de soja
butanol
cloreto de sódio (NaCl)
querosene
rolhas de borracha
solução aquosa saturada de iodo - 0,03%
29
3.2. PROCEDIMENTO
3.2.1. Determinação da polaridade de solventes – polarização
1) Monte três buretas de 50 ml ou 25 ml em três suportes universais, colocando sob cada
uma delas um béquer de 50 ou 100 ml, conforme Figura 9.
Figura 9 – Representação da montagem das buretas para determinação da polaridade dos solventes
2) Encha a primeira bureta com água (H2O), a segunda com etanol (CH3CH2OH) e a terceira
com querosene, identificando-as.
3) Abra a torneira da bureta com água, de modo a deixar correr um fio de água o mais fino
possível (um fio, e não gota a gota) de uma altura aproximada de 10 cm entre o bico da bureta e a
boca do béquer.
4) Atrite um bastão de plástico (caneta esferográfica) contra o cabelo ou flanela e chegue-a
para bem próximo do fio de água (sem encostar). Anote suas observações no Quadro 4.
5) Repita os itens 3 e 4 para a bureta com álcool e em seguida para a bureta contendo o
querosene.
Obs.: o querosene é uma combinação complexa de hidrocarbonetos (alifáticos, naftênicos e
aromáticos) com um número de carbonos, na sua maioria, dentro do intervalo de C9 a C16,
produzida por destilação do petróleo bruto, com faixa de destilação compreendida entre 150°C e
239°C.
30
Quadro 4 – Observações e polaridades dos solventes água, etanol e querosene
SOLVENTE OBSERVAÇÕES EM RELAÇÃO AO FLUXO DE
SOLVENTE
POLARIDADE DA MOLÉCULA E JUSTIFICATIVA
ÁGUA
ETANOL
QUEROSENE
3.2.2 Solubilidade x Polaridade
1) Numere três tubos de ensaio; tubo 1, tubo 2 e tubo 3.
2) Utilizando as buretas do item anterior, coloque 5 mL de água no primeiro tubo, 5mL de etanol
no segundo tubo e 5mL de querosene no terceiro tubo.
3) Coloque 5 gotas de óleo de soja em cada um dos três tubos.
4) Tampe os tubos com as rolhas de borracha. Agite cada tubo isoladamente. Anote suas
observações no Quadro 5.
5) Descarte o conteúdo dos três tubos de ensaio no frasco apropriado.
6) Utilizando a mesma sequencia de numeração dos tubos, repita o passo 2.
7) Coloque uma pequena quantidade de cloreto de sódio (NaCl) em cada um dos três tubos.
Procure colocar a mesma quantidade em cada tubo.
8) Tampe os tubos com as rolhas de borracha. Agite cada tubo isoladamente. Anote suas
observações no Quadro 5.
9) Repita os procedimentos 5 a 8, utilizando uma pequena quantidade de naftaleno (C10H8) e em
seguida uma bolinha de iodo (I2).
31
Quadro 5 – Solubilidade dos solutos: óleo de soja, cloreto de sódio, naftaleno e iodo nos solventes água, etanol e querosene
SOLUTOS SOLUBILIDADE NOS SOLVENTES POLARIDADES DOS
SOLUTOS ÁGUA ETANOL QUEROSENE
Óleo de soja
Cloreto de sódio
Naftaleno
Iodo
A partir dos resultados de solubilidade dos solutos testados, como o grupo classificaria a
polaridade do etanol? Justifique sua resposta:
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
Obs.: O naftaleno é um hidrocarboneto aromático derivado do petróleo. O principal componente
do óleo de soja é o ácido oleico. As fórmulas estruturais do naftaleno e ácido oleico são
apresentadas na Figura 10.
Naftaleno
Ácido oleico
Figura 10 - Fórmula estrutural do naftaleno (C10H8) e do ácido oleico, principal ácido graxo do óleo de soja.
3.2.3. Recristalização
1) Pese em um béquer, aproximadamente 0,5 g de ácido acetil salicílico (Figura 12), adicione
5 mL de metanol (CH3OH). Com um bastão de vidro, dissolva completamente o sólido.
2) Acrescente a mistura homogênea, 20 ml de água destilada. Agite intensamente com um
bastão de vidro. NÃO JOGUE A SOLUÇÃO FORA!!
3) Anote suas observações e a explicação para o fenômeno observado após a adição da
água.
32
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
Figura 12- Fórmula estrutural do ácido acetil salicílico, principal componente da aspirina.
3.2.5 Filtração
1) Pese um papel de filtro e anote a sua massa: _________________________
2) Dobre o papel filtro duas vezes como indicado na Figura 13, encaixe o cone de papel de
filtro no funil de vidro e apoie o funil no aro.
Figura 13 – Sequencia para dobradura do papel de filtro e filtração simples
8) Coloque um béquer embaixo de modo que a ponta do funil toque a parede interna do béquer.
Com o frasco lavador, molhe o papel filtro um pouco para fixá-lo no funil.
33
9) Transfira todo o conteúdo do béquer contendo o ácido acetil salicílico, metanol e água para o
filtro com a ajuda de um bastão de vidro. Anote suas observações.
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
10) Coloque o papel de filtro em um vidro de relógio devidamente identificado e coloque-o
em uma estufa de secagem a 105ºC. Seque o material até peso constante (até não haver mais
variação da massa).
11) Peso novamente o sistema papel de filtro e ácido acetil salicílico e a partir da massa seca do
ácido , calcule a porcentagem de recuperação do processo de recristalização.
3.2.4 Miscibilidade de líquidos
1) Utilizando as buretas contendo água, etanol e querosene e uma pipeta graduada e pera
(pipetador) para medição de butanol, prepare as seis misturas em seis tubos de ensaios
numerados de 1 a 6, conforme descrito no Quadro 6.
2) Tampe os tubos com uma rolha e agite cada tubo de forma homogeneizar a mistura, deixe
em repouso por alguns minutos.
3) Escreva suas observações no Quadro 6.
Quadro 6 – Miscibilidade e densidade de líquidos
TUBO MISTURA MISCIBILIDADE* LÍQUIDO MAIS DENSO
1 3 mL de água + 1 mL de etanol
2 3 mL de água + 1 mL de butanol
3 3 mL de água + 1 mL de querosene
4 3 mL de etanol + 1 mL de butanol
5 3 mL de etanol + 1 mL de querosene
6 3 mL de butanol + 1 mL de querosene
* miscível (M), imiscível (I), parcialmente miscível (PM)
34
4) Pesquise o valor das densidades dos líquidos testados a temperatura ambiente e confira
seus resultados.
5) DESCARTE OS RESÍDUOS: as misturas de água e etanol podem ser descartadas na pia.
Descarte as demais misturas no recipiente indicado pela professora.
3.2.6 Extração
1) Transfira 10 ml de uma solução aquosa saturada de iodo (aproximadamente 0,03% de
iodo por massa) em um funil de separação de 125 mL. Observe se a torneira do funil esta fechada.
2) Adicione 4 ml de querosene. Não agite. Anote suas observações.
________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
3) Tampe o funil firmemente, inverta-a e o agite-o com movimentos circulares. Alivie a
pressão abrindo lentamente a torneira, ainda com o funil invertido, conforme representado na
Figura 11.
Figura 11 – Representação da agitação e alivio da pressão do funil
4) Feche a torneira e repouse o funil no aro apropriado. Espere a separação das misturas e
anote suas observações. Justifique sua resposta:
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
5) A experiência terminou, lave as vidrarias utilizadas e organize sua bancada.
35
AULA PRÁTICA No04
REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
1. OBJETIVOS:
Testar a força redutora dos metais: cobre, zinco, ferro, alumínio e magnésio;
Testar a força oxidante do sulfato de cobre, ácido sulfúrico e sulfato de zinco;
Testar a força oxidante e redutora dos elementos da coluna 17 (halogênios).
2. INTRODUÇÃO:
2.1. REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
Nas reações de oxirredução elétrons são transferidos de um reagente para outro. Por
exemplo, na formação da ferrugem, Fe2O3, óxido de ferro III, elétrons são transferidos do ferro
para o oxigênio.
4Fe(s) + 3O2 → 2Fe2O3(s)
NOX 0 0 +3 -2
O Fe que tinha n de oxidação (Nox)= 0 quando estava na forma metálica cedeu 3 elétrons
(e-) ao gás oxigênio do ar, que também tinha Nox = 0. O íon ferro III ficou com carga +3 e o
oxigênio com carga -2.
Considera-se que o elemento que cedeu elétrons, sofreu uma REAÇÃO DE OXIDAÇÃO, e
sofreu um aumento do número de oxidação. REDUÇÃO refere-se a uma diminuição do número de
oxidação e corresponde a um ganho (que pode ser aparente) de elétrons.
Como elétrons não podem ser criados ou destruídos, oxidação e redução sempre
ocorrem simultaneamente nas reações químicas ordinárias.
AGENTES OXIDANTES são substâncias que oxidam outras substâncias e, portanto, ganham
elétrons sendo reduzidas. AGENTES REDUTORES são substâncias que reduzem outras substâncias,
logo elas perdem elétrons sendo oxidadas.
Na reação a seguir, o óxido de ferro III (Fe2O3) é reduzido a ferro metálico pelo monóxido
de carbono (CO), que oxida a dióxido de carbono. O óxido de ferro III é o agente oxidante e o
monóxido de carbono é o agente redutor (SZPOGANICZ, 2003).
36
2.2. METAIS COMO AGENTES REDUTORES
Alguns metais têm maior tendência em existir na forma de metais (átomos neutros), os
chamados metais nobres e outros na forma de íon. Quanto maior o caráter metálico do elemento,
maior sua tendência de existir na forma de íons positivos e quanto menor seu caráter metálico
maior sua tendência de existir na forma de átomos neutros. Essa maior ou menor tendência de
existir na forma de íons ou átomos neutros é a força motriz das reações de oxidação envolvendo
metais e íons metálicos (ALMEIDA, 2002).
Baseado nesta tendência de perder elétrons com menor ou maior facilidade colocam-se
os metais em ordem crescente de reatividade química:
Maior reatividade Menor reatividade
Li > Cs > Rb > K > Ba > Sr > Ca > Na > Mg > Be > Al > Zn > Cr > Fe > Cd > Co > Ni > Pb > H > Sb > Bi > Cu > Hg > Ag > Pt > Au
Por exemplo, se uma lâmina de zinco (Zn(S)) for mergulhada em uma solução de sulfato de
cobre, CuSO4(aq), de cor azul, verifica-se que a lâmina de zinco (Zn(S)) fica recoberta por uma
camada de metal vermelho, o cobre (Cu(S)). Por outro lado, a solução original de sulfato de cobre
fica incolor. Ocorre uma reação química que pode ser representada pela seguinte equação:
Conclui-se que o Zn é mais reativo que o Cu, pois o desloca de seu composto. O zinco
metálico (Zn0) sofre uma reação de oxidação, perde elétrons. O Cu+2 sofre redução a cobre
metálico (Cu0), que se deposita na lâmina de zinco.
37
2.3. REATIVIDADE DE NÃO METAIS - HALOGÊNIOS
O grupo 17 da tabela periódica é constituído por cinco elementos: o flúor, o cloro, bromo,
o iodo e o astato. O astato é pouco estudado por ser raro e radioativo. São denominados
halogênios e todas as substâncias simples formadas por eles são moléculas diatômicas e muito
reativas e, por essa razão, são encontradas na natureza sempre combinadas com outros
elementos. A reatividade (eletronegatividade) dos halogênios decresce ao longo da família, de
cima para baixo (MAIA, 2007).
Na reação:
O flúor molecular é reduzido a fluoreto (F-) enquanto o brometo (Br-) é oxidado a bromo
molecular (Br2). Isso demonstra que o fluoreto é um oxidante mais ativo do que o brometo, e uma
sequência de reatividade é apresentada a seguir:
F > Cl > Br > I
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. REAGENTES E MATERIAIS
Tubos de ensaio Cobre metálico
Proveta Ferro metálico (Bombril)
Pipeta de 5 mL Magnésio metálico
Béqueres de 50 mL Zinco metálico
2 bastões de vidro Alumínio metálico
2 cápsulas de porcelana Solução de sulfato de Cobre (CuSO4) 1 mol.L-1
2 espátulas Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 3 mol.L-1
bico de Bunsen Solução de sulfato de Zinco (ZnSO4) 1 mol.L-1
etiquetas adesivas Solução de brometo de sódio (NaBr) 0,1 mol.L-1
Estante para tubos de ensaio Solução de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol.L-1
Água clorada – água sanitária Solução de iodeto de sódio (NaI) 0,1 mol.L-1
Solução de cloreto de ferro III 0,10 mol.L-1 Solução de Nitrato de Prata 0,1 mol.L-1
38
3.2. PROCEDIMENTO
3.2.1. Metais como agentes redutores
Na primeira parte dessa experiência determinaremos as forças redutoras dos metais
cobre (Cu), ferro (Fe), Magnésio (Mg), zinco (Zn) e alumínio (Al) e do hidrogênio (H).
1) Numere 5 tubos de ensaio 1 a 5 e organize-os na estante para tubos de ensaio.
2) Coloque um pedacinho de cobre metálico no tubo 1, fita de magnésio no tubo 2, Zinco
metálico no tubo 3, um pedacinho de alumínio (Al) no tubo 4 e uma pequena bola de esponja de
aço (Fe) no tubo 5.
3) Utilizando uma pipeta graduada, previamente limpa, adicione aproximadamente 5 mL de
CuSO4 1,0 mol.L-1 em cada tubo.
4) Espere 3 minutos para a reação ocorrer. Se houver reação escreva a equação balanceada,
seguindo o exemplo abaixo. Do contrário, escreva “aparentemente não ocorreu”. Anote outras
observações pertinentes, como mudança de coloração, aquecimento, liberação de gás.
CuSO4 + Cu0
CuSO4 + Mg0 MgSO4 + Cu0
CuSO4 + Zn0
CuSO4 + Fe0
CuSO4 + Al0
5) Despeje o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados no
recipiente para descarte indicado pelo professor. Lave os tubos e as pipetas com água da
torneira depois com água destilada.
6) Repita os procedimentos 1 a 4, substituindo a solução de sulfato de cobre por ácido
sulfúrico 3 mol.L-1. Utilize pipeta limpa!!
Observação: A reação com o Ferro é lenta.
7) Espere 3 minutos para a reação ocorrer. Se houver reação escreva a equação balanceada,
seguindo o exemplo abaixo. Do contrário, escreva “aparentemente não ocorreu”. Anote outras
observações pertinentes, como mudança de coloração, aquecimento, liberação de gás.
H2SO4 + Cu0
H2SO4 + Mg0
39
H2SO4 + Zn0
H2SO4 + Fe0
H2SO4 + Alo
8) Despeje o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados no
recipiente para descarte indicado pelo professor. Lave os tubos e as pipetas com água da torneira
depois com água destilada.
9) Repita os procedimentos 1 a 4, substituindo a solução de sulfato de cobre por sulfato de
zinco 1 mol.L-1. Utilize pipeta limpa!!
10) Espere 3 minutos para a reação ocorrer. Se houver reação escreva a equação balanceada,
seguindo o exemplo abaixo. Do contrário, escreva “aparentemente não ocorreu”. Anote outras
observações pertinentes, como mudança de coloração, aquecimento, liberação de gás.
ZnSO4 + Cu0
ZnSO4 + Mg0
ZnSO4 + Zn0
ZnSO4 + Fe0
ZnSO4 + Al0
Responda as perguntas referentes aos metais testados:
Dos cinco metais testados: cobre, magnésio, zinco, ferro, alumínio, qual se oxida mais
facilmente?
Que cátion se reduz mais facilmente?
Qual metal não é oxidado por nenhum dos cátions?
Considerando os cinco metais testados: cobre, magnésio, zinco, ferro, alumínio, coloque
os cinco metais em ordem decrescente começando pelo melhor agente redutor ao mais fraco.
> > > >
De acordo com a fila de reatividade apresentada na página 36, o alumínio é o segundo
metal mais reativo. As reações com o alumínio aconteceram nas condições testadas? Por quê?
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
40
11) Em um béquer de 50 mL coloque 10 - 20 mL de solução de nitrato de prata, AgNO3(Aq), 0,1
mol.L--1 . Cuidado!! O nitrato de prata provoca manchas escuras na pele e outros materiais.
12) Mergulhe um fio de cobre (Cu(S)) previamente lixado, conforme indicado na Figura 14.
Figura 14 – Representação do sistema para reação do cobre com nitrato de prata
13) Deixe o sistema em repouso até o término das atividades.
14) Sabendo que soluções aquosas de Cu+1 apresentam coloração esverdeada e soluções
aquosas de Cu+2 apresentam coloração azul, faça as observações pertinentes sobre os produtos da
reação química realizada e escreva a equação balanceada.
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
Descarte a solução no frasco indicado pelo professor.
Considerando os quatro agentes oxidantes testados: sulfato de cobre, (CuSO4); ácido
sulfúrico (H2SO4) , sulfato de zinco (ZnSO4) e nitrato de prata (AgNO3), coloque os agentes
oxidantes ordem decrescente começando pelo melhor oxidante ao mais fraco.
> > >
3.2.2. Halogênios e ferro III como agentes oxidantes
Nesta parte da experiência determinaremos a atividade oxidante relativa Cl2 e do Fe3+.
1) Limpe os tubos de ensaio utilizados anteriormente. Com o auxilio de uma pipeta graduada
transfira 5 mL de solução de brometo de sódio (NaBr) 0,1 mol.L-1 no 1º tubo de ensaio; 5 mL de
solução de cloreto de sódio 0,1 mol.L-1 no 2º tubo e 5 mL de solução de iodeto de sódio 0,10
mol.L-1 no 3º tubo.
41
2) Adicione 5 mL de cloreto férrico (FeCl3) 0,1 mol.L-1 a cada um dos 3 tubos. Observe
qualquer mudança de cor.
Observação: um enfraquecimento de cor devido à diluição não constitui uma mudança de
coloração.
3) Se a reação ocorre, complete e balanceie-a, caso contrário, se a ração não é observável,
escreva “a reação não foi observada”. Assuma que Fe3+ é reduzido a Fe2+ quando reage.
Fe3+ + Br- ...............................................................................
Fe3+ + Cl- ...............................................................................
Fe3+ + I- ...............................................................................
A reação completa do cloreto de ferro III e do iodeto de sódio é apresentada a seguir,
escreva os NOX dos elementos, indique as reações de oxidação e redução, o agente oxidante e
redutor e o número de elétrons cedidos ou recebidos:
2FeCl3 + 2NaI → 2FeCl2 + 2NaCl + I2
4) Limpe os tubos de ensaio e repita os procedimentos 1 a 3, substituindo a solução de
cloreto de ferro III por 5 mL de água sanitária (Cl2). Se a reação ocorre, complete e balanceie-a,
caso contrário, se a ração não é observável, escreva “a reação não foi observada”.
Cl2 + 2NaBr Br2 + 2NaCl
Cl2 + NaCl ...............................................................................
Cl2 + NaI ...............................................................................
Coloque Br2, Cl2, I2 e Fe3+ em ordem de suas reatividades, começando pelo melhor
agente oxidante:
> > >
42
3.2.2. Reação de oxirredução com permanganato de potássio em meio ácido
1) Coloque em tubo de ensaio 2 mL de uma solução aquosa de sulfato de ferro II (FeSO4)
0,1mol.L-1 previamente acidulada com ácido sulfúrico. Em outro tubo de ensaio coloque 2 mL de
água destilada.
2) Acrescente, gota a gota, uma solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,02
mol.L-1 aos dois tubos.
3) Como pode ser identificada a ocorrência desta reação química? Como sabe que a
reação chegou ao fim?
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
A reação completa do sulfato de ferro II e do permanganato de potássio em meio ácido é
apresentada a seguir, escreva os NOX dos elementos, indique as reações de oxidação e redução, o
agente oxidante e redutor e o número de elétrons cedidos ou recebidos:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8 H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 +5Fe2(SO4)3 + 8H2O
43
AULA PRÁTICA No05
PREPARO DE SOLUÇÃO E TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
1. OBJETIVOS
Preparar uma solução de hidróxido de sódio;
Padronizar a concentração da base, usando titulação
Determinar a massa molar (MM) de um composto, por titulação.
Determinar a concentração de ácido acético no vinagre.
2. INTRODUÇÃO
2.1. SOLUÇÕES
Muitas reações químicas são realizadas com os reagentes dissolvidos em certos solventes,
pois isso favorece o contato entre as partículas, sejam elas íons ou moléculas. Esse tipo de sistema
constitui um material homogêneo ou SOLUÇÃO. Uma solução é composta por um solvente
(substância em que se dissolve) e um ou mais solutos (substâncias que se dissolvem).
A água é provavelmente o mais importante dos solventes, pois é capaz de dissolver
grande número de outras substâncias. Por isso é conhecida como solvente universal, e as soluções
que a têm como solvente são denominadas soluções aquosas.
Muitas vezes é importante conhecer as quantidades dos solutos dissolvidos em dada
quantidade de solvente ou de solução total, o que conhecemos como concentração de soluções.
A forma de concentração mais utilizada nos laboratórios de química é concentração em
quantidade de matéria (M), que relaciona a quantidade de matéria (n, número de mols) do soluto
e o volume da solução (V).
M = n V (1)
n = m MM (2)
Substituindo a Equação (2) na Equação (1), temos:
M = m MM.V (3)
Onde: M – concentração em quantidade de matéria, mol.L-1
m = massa de soluto, g
MM = massa molar do soluto, g.moL-1
V = volume de solução, L
44
2.2. TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
Na ciência e na indústria, freqüentemente é necessário determinar a concentração de
uma solução. Para determinar a concentração de um ácido ou uma base, um método chamado
titulação ácido-base pode ser utilizado. Titulação utiliza o fato de que ácidos são neutralizados por
bases para formar sal e água. Um exemplo da equação da reação de neutralização entre uma base
forte e um ácido forte é apresentado a seguir:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
significando que um íon hidrogênio (H+) neutraliza um íon hidroxila (OH-).
O número de mols do ácido é determinado multiplicando-se o volume da solução pela
concentração de ácido em mol.L-1, conforme indicado na equação (4):
n = M x V (4)
onde n = número de mols de íons hidrogênio (mol)
V = volume da solução (litros)
M = concentração em quantidade de matéria (mol.L-1)
No ponto em que uma solução ácida é completamente neutralizada por uma solução
básica, o número de mols de íons hidrogênio é igual ao número de mols de íons hidroxilas.
nOH = nH (5)
Substituindo n por M x V, obtemos:
MOH x VOH = MH x VH (6)
Com a fórmula (6), partindo de um volume conhecido de uma solução com
concentração desconhecida e o volume e a concentração de uma solução padrão, podemos
calcular a concentração desconhecida.
O ponto quando a base neutraliza completamente um ácido (ou vice versa) pode ser
detectado com um indicador que muda de cor com um excesso de íons H+ ou OH-. A fenolftaleína
é um indicador desse tipo. Em meio ácido a fenolftaleína é incolor, mas com o menor excesso de
íons OH-
numa solução neutra ela torna-se cor-de-rosa e o ponto final da reação é identificado.
45
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. REAGENTES E MATERIAIS
balança semi-analítica béquer de vidro, 50 mL balão volumétrico de 100 ml bastão de vidro. bureta Suporte universal Garra erlenmeyer de vidro de 100 mL Pipeta volumétrica, 10 mL Espátula
Funil de vidro pera (auxiliar de sucção).
pisseta com água destilada (frasco lavador)Hidróxido de sódio, NaOH Ácido benzoico Etanol Solução padrão de ácido oxálico 0,05 mol.L-1
Vinagre branco Indicador Fenolftaleína
3.2. PROCEDIMENTO
3.2.1. Preparo de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol.L-1
1) Calcule no espaço abaixo a massa de hidróxido de sódio necessária para preparar 100 mL
de solução com concentração em quantidade de matéria igual a 0,1 mol.L-1. A concentração de
0,1 mol.L-1 é denominada concentração teórica. A massa molar da substância pode ser obtida no
rótulo do frasco ou consultando a tabela periódica.
2) Pese a massa calculada em uma balança.
3) Acrescente aproximadamente 20 mL de água destilada e dissolva o hidróxido de sódio
mexendo com um bastão de vidro (Figura 15). ATENÇÃO!!
4) Transfira a solução para um balão volumétrico de 100 ml. Em seguida, com um frasco
lavador (pisseta) enxague as paredes do béquer e o bastão de vidro com água destilada e
transfira para o balão. Faça isso mais duas vezes. CUIDADO!! Não ultrapasse o volume
máximo (menisco). Se passar. Não retire o excesso de solução.
5) Complete o volume do balão com água, até a marca dos 100 ml.
6) Homogeneíze a solução. Proceda conforme esquema mostrado na Figura 15.
46
1 – Dissolver o sólido (usar cerca de 20 mL
de água destilada)*.
2 – Transferir para o balão volumétrico.
3 - Lavar o béquer (executar 3 lavagens
com aproximadamente 10 mL de água cada
um)*.
4 – Lavar o funil e retirá-lo.
5 – Completar o volume com água
destilada.
6 - Homogeneizar a solução.
*Esse volume pode ser alterado de acordo com o volume final da solução.
Figura 15 - Sequência de etapas para o preparo de urna solução aquosa (ALMEIDA, 2002).
3.2.2. Padronização da solução de hidróxido 0,1 mol.L-1
1) Monte a bureta no suporte universal utilizando uma garra para fixá-la, conforme o
desenho ao lado.
2) Considere que a bureta está limpa e desengordurada. Não é necessário secá-la. Agora,
limpe a bureta com um pouco de solução de NaOH, aproximadamente 5 mL, que você preparou.
Descarte esta solução.
3) Feito isso, encha a bureta com a solução de NaOH e zere a bureta recolhendo o excesso
de solução em um béquer, de forma que o menisco inferior fique na marca do zero. Retire as
bolhas de ar que podem se formar abaixo da torneira. A bureta está pronta para iniciar uma
titulação.
4) Agora, separe três erlenmeyers e coloque em cada um deles 10 mL da solução padrão de
ácido oxálico (H2C2O4) 0,05mol.L-1 medidos com uma pipeta volumétrica. Acrescente um pouco de
água destilada (~25 ml) e 3 gotas de fenolftaleína.
5) Titule cada solução dos 3 erlenmeyer gotejando a solução de NaOH da bureta no
erlenmeyer até aparecimento da cor rosa, seguindo as orientações apresentadas na Figura 16.
Pare então de gotejar NaOH, leia o volume indicado na bureta e anote o volume gasto no espaço
abaixo:
47
Figura 16 – Utilização correta da bureta para adição de
água e análise titulométrica
1º volume de NaOH:
2º volume de NaOH:
3º volume de NaOH:
Volume médio de NaOH:
Escreva a equação balanceada da reação entre o hidróxido de sódio e o ácido benzóico:
NaOH + H2C2O4 →
Utilizando a equação (6), substitua o volume médio de hidróxido de sódio (VOH), o
volume de ácido oxálico titulado (VH) e a concentração do ácido oxálico (MH) e calcule a
concentração em quantidade de matéria da solução de NaOH (MOH):
MOHVOH = MHVH (6)
Obs: a concentração de NaOH calculada deve ser multiplicada por 2, já que de acordo com a
reação acima, consumiu-se 2 mols de NaOH para cada 1 mol de H2C2O4.
Considerando que o objetivo da titulação ácido-base é padronizar, ou seja, confirmar a
concentração do hidróxido de sódio preparado no item 3.2.3 , o valor da concentração é igual,
maior ou menor ao valor teórico esperado? Aponte as possíveis causas para essa diferença:
48
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
3.2.5. Massa molar do ácido benzóico
1. Pese aproximadamente 0,2 g de ácido benzóico em um erlenmeyer limpo e seco. Anote a
massa de ácido benzoico pesada. m = ........................
2. Adicione aproximadamente 10 ml de etanol e agite até dissolver o ácido. Não utilize o
bastão de vidro.
3. Adicione três gotas de fenolftaleína e titule com a solução de NaOH preparada no item
3.2.3. até o ponto de viragem (aparecimento da cor rosa).
4. Anote o volume de NaOH gasto, em mL e converta para litros. VNaOH = .............................
Utilizando a equação (7), substitua o volume de hidróxido de sódio (VOH), em litros,
consumido para mudança de cor do indicador, a concentração do hidróxido de sódio (MOH)
calculada no item 3.2.4, a massa de ácido benzoico, em gramas, e calcule a massa molar (MM) do
ácido benzoico:
MOH.VOH = mH (7) MMH
Escreva a equação balanceada da reação entre o hidróxido de sódio e o ácido benzóico:
49
Sabendo que a fórmula molecular do ácido benzóico é C7H6O2, calcule a massa molar
teórica do mesmo utilizando a tabela periódica ou consulte o rótulo do reagente. Calcule o erro
percentual da sua determinação experimental da massa molecular do ácido benzóico
utilizando a equação (8), abaixo.
Erro = Valor teórico – valor experimental x 100
Valor teórico
Erro = ....................%
Sugira três razões para as possíveis diferenças:
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
3.2.6. Determinação da concentração de ácido acético no vinagre
1. Com uma pipeta volumétrica transfira 10 ml de vinagre para um balão volumétrico de 100
ml e complete com água até a marca dos 100 ml. Com isso você fez uma diluição (10 vezes). Agora
tome cuidado! Não passe da marca, do contrário a diluição será maior do que 10.
2. Separe três erlenmeyers limpos (não é necessário estarem secos) e coloque 10 ml da
solução diluída de vinagre em cada um dos frascos. Adicione três gotas de fenolftaleína e titule
com NaOH até o ponto de viragem do indicador. Anote o volume de NaOH gasto para realizar a
mudança de cor do indicador.
Volumes de NaOH gastos: na 1ª titulação: ....................
na 2ª titulação: ...................
na 3ª titulação: ...................
Média dos volumes: ...................................
Utilizando a equação (6), substitua o volume médio de hidróxido de sódio (VOH)
consumido para a mudança de cor do indicador; a concentração do hidróxido de sódio (MOH)
calculada no item 3.2.4; o volume de vinagre titulado (VH) e calcule a concentração em
quantidade de matéria de ácido acético no vinagre (MH):
MOHVOH = MHVH (6)
50
Obs: Lembre-se que você diluiu 10 vezes o vinagre antes de titular. Portanto não esqueça de
multiplicar por 10 o resultado obtido.
Escreva a equação balanceada da reação entre o hidróxido de sódio e o ácido acético:
NaOH + CH3COOH →
No rótulo do vinagre que você titulou consta que a acidez do vinagre é igual 4,2% de ácido
acético. Supondo que a porcentagem seja massa/massa, a molaridade de ácido acético no vinagre
é 0,7mol.L-1. O valor calculado é semelhante ao apresentado no rótulo? Sugira três razões para
essa diferença:
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
4. ELABORAÇÃO DO RELATÓRIO:
Siga as orientações para elaboração do relatório disponível no portal de ensino. O
relatório deverá abordar, no mínimo, os itens apresentados a seguir:
Cálculo da massa de hidróxido de sódio
Cálculo da concentração real de hidróxido de sódio e reação de neutralização com ácido
oxálico. Comparação da concentração teórica e real e discussão dos resultados.
Cálculo da massa molar do ácido benzóico e reação de neutralização. Comparação da
massa molar teórica e real e discussão dos resultados.
Cálculo da concentração de ácido acético no vinagre e reação de neutralização.
Comparação da concentração prevista no rótulo (4,2% de acidez) e concentração calculada e
discussão dos resultados.
51
AULA PRÁTICA No06
REAÇÕES QUÍMICAS E ENERGIA
1. OBJETIVOS
Determinar a quantidade de calor e entalpia de uma reação de neutralização;
Diferenciar fenômenos físicos e químicos;
Escrever as equações balanceadas dos fenômenos.
2. INTRODUÇÃO
Fenômeno é tudo que ocorre na natureza. É comum distinguir fenômeno físico de
fenômeno químico, sendo o último geralmente denominado REAÇÃO QUÍMICA.
Durante um fenômeno físico, a substância ou substâncias continuam inalteradas. Por
exemplo, a fusão de um metal, ou seja, a passagem do estado sólido para liquido.
Durante um fenômeno químico ou reação química, por outro lado, ocorrem profundas
modificações, em que a substância ou substâncias envolvida transformam-se em outras
substâncias diferentes das originais. Por exemplo, na queima da gasolina, o hidrocarboneto se
transforma em, pelo menos, três novas substâncias que são: gás carbônico (CO2), água (H2O) e
carbono (C), além de liberar grande quantidade de energia na forma de calor (ALMEIDA, 2002).
A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que
frequentemente se manifestam na forma de variações de calor. A termoquímica ocupa-se do
estudo quantitativo das variações térmicas que acompanham as reações químicas (SZPOGANICZ,
2003). Essa diferença resulta num aquecimento ou num resfriamento do sistema que ocorre a
reação. No primeiro caso, a energia dos produtos é menor que a dos reagentes, e essa diferença é
liberada para o ambiente, de modo geral, sob forma de calor, sendo este tipo de reação chamado
de reação EXOTÉRMICA, calor para fora. No segundo caso, a energia dos produtos é maior que
dos reagentes, sendo a diferença então absorvida do meio ambiente, e tem-se então um tipo de
reação dita ENDOTÉRMICA, calor para dentro (ALMEIDA, 2002), como pode ser observado nos
gráficos da Figura 17.
52
Reação exotérmica
Reação endotérmica
Figura 17 – Reações exotérmicas e reações endotérmicas (ALMEIDA, 2002).
A maior parte das reações é exotérmica, porque existe uma tendência natural no sentido
de se obter um estado de menor energia, isto é, as reações químicas são favorecidas quando
resultam em nova substância com menor conteúdo energético que as substâncias reagentes
(ALMEIDA, 2002).
2.1. MEDIDA DO CALOR DE REAÇÃO
O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma reação química é
determinado em aparelhos chamados calorímetros. Estes variam em detalhes e são adaptados
para cada tipo de reação que se quer medir o calor. Basicamente, no entanto, um calorímetro é
constituído de um recipiente com paredes adiabáticas, contendo uma massa conhecida de parede
água, onde se introduz um sistema em reação. O recipiente é provido de um agitador e de um
termômetro que mede a variação de temperatura ocorrida durante a reação (SZPOGANICZ, 2003).
A determinação do calor liberado ou absorvido numa reação química á efetuada através
da expressão:
onde:
Q é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação. Esta grandeza pode ser
expressa em calorias (cal) ou em Joules (J). O Sistema Internacional de Medidas (SI)
recomenda a utilização do Joule, no entanto, a caloria ainda é muito utilizada. Uma
caloria (1 cal) é a quantidade de calor necessária para fazer com que 1,0 g de água tenha
sua temperatura aumentada de 1,0ºC. Cada caloria corresponde a 4,18 J;
53
m é a massa, em gramas, de água presente no calorímetro;
c é o calor especifico do liquido presente no calorímetro. Para a água seu valor é 1
cal/g.ºC;
é a variação de temperatura sofrida pela massa de água devido a ocorrência da
reação. É medida em graus Celsius.
A rigor, deve-se considerar a capacidade térmica do calorímetro que inclui, além da
capacidade térmica da água, as capacidades térmicas dos materiais presentes no calorímetro
(agitador, câmara de reação, fios, termômetro etc.).
O calor de reação pode ser medido a volume constante, num calorímetro
hermeticamente fechado, ou à pressão constante, num calorímetro aberto. Experimentalmente,
verifica-se que existe uma pequena diferença entre esses dois tipos de medidas calorimétricas.
Essa diferença ocorre porque, quando uma reação ocorre à pressão constante, pode haver
variação de volume e, portanto, envolvimento de energia na expansão ou contração do sistema
(SZPOGANICZ, 2003).
2.2 ENTALPIA E VARIAÇÃO DE ENTALPIA
O calor, como sabemos, é uma forma de energia e, segundo a Lei da Conservação da
Energia, ela não pode ser criada e nem destruída, pode apenas ser transformada de uma forma
para outra. Em vista disso, somos levados a concluir que a energia:
liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes, armazenada nos
reagentes, sob outra forma;
absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece no sistema, armazenada
nos produtos, sob outra forma.
Cada substância, portanto, armazena certo conteúdo de calor, que será alterado quando
a substância sofrer uma transformação. A liberação de calor pela reação exotérmica significa que
o conteúdo total de calor dos produtos é menor que o dos reagentes. Inversamente, a absorção
de calor por uma reação endotérmica significa que o conteúdo total de calor armazenado nos
produtos é maior que o dos reagentes (SZPOGANICZ, 2003).
A energia armazenada nas substâncias (reagentes ou produtos) dá-se o nome de
conteúdo de calor ou entalpia. Esta é usualmente representada pela letra H. Numa reação, a
diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes corresponde à variação de entalpia, ∆H.
onde: Hp = entalpia dos produtos; Hr = entalpia dos reagentes.
54
Numa reação exotérmica temos que Hp < Hr e, portanto, ∆H < 0 (negativo).
Numa reação endotérmica temos que Hp > Hr e, portanto, ∆H > 0 (positivo).
Há sempre uma quantidade de energia envolvida em todos os fenômenos, sejam eles
físicos ou químicos. Por exemplo, na dissolução das substâncias ocorre um efeito térmico
chamado de entalpia de dissolução ou calor de dissolução. É conhecido também o fato de que
nas reações entre ácidos e bases (chamadas de “reações de neutralização”) há outro efeito
térmico: a entalpia de neutralização (SZPOGANICZ, 2003).
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. REAGENTES E MATERIAIS
bastão de vidro
béquer de 600 ml
béquer de vidro de 100 mL
Bico de Bunsen
cadinho de porcelana
cápsula de porcelana
Erlenmeyer de 250 mL
Pinça de madeira
Pinça metálica
pisseta com água destilada
proveta de vidro 100 mL
Tábua de madeira
tela de amianto
termômetro de mercúrio
triangulo de porcelana
tripé de metal
tubo de ensaio
vidro de relógio
Conta-gotas Balança semi-analítica Chumbo metálico (Pb)
cloreto de amônio (NH4Cl) P.A.
dicromato de amônio, NH4Cr2O7 P.A.
Fita de magnésio
hidróxido de bário octaidratado, Ba(OH)2.8H2O
hidróxido de sódio P.A.
iodo ressublimado (I2)
indicador fenolftaleína
lã de vidro
solução de ácido clorídrico 0,5 mol.L-1
solução de hidróxido de sódio 0,5 mol.L-1
solução de iodeto de potássio 0,1 mol.L-1 e
nitrato de chumbo II 0,1 mol.L-1 preparadas na aula 04
3.2. PROCEDIMENTO
3.2.1. Determinação da entalpia de neutralização
1) Pese um béquer de vidro de 100 mL, vazio e seco. Anote a massa do béquer: ..................g
2) Encaixe o béquer pesado dentro de um béquer de 600 ml recheado com lã de vidro,
conforme indicado na Figura 18.
55
Figura 18 – Montagem do calorímetro. Fonte: OLIVEIRA, 1993
3) Meça 50 mL de uma solução de ácido clorídrico 0,5 mol.L-1 utilizando uma proveta de
vidro e transfira o ácido para o béquer de vidro de 100 mL. Meça e anote a temperatura dessa
solução. tHCl =..............ºC
4) Lave e seque a proveta, meça 50 mL de uma solução de hidróxido de sódio 0,5 mol.L-1.
Ainda na proveta, meça a temperatura do hidróxido de sódio, que deve ser a mesma do ácido,
pois ambas as soluções estão à temperatura ambiente. tNaOH =..............ºC
5) Transfira a solução de hidróxido de sódio para o béquer contendo o ácido clorídrico. Agite
cuidadosamente a mistura com o termômetro, evitando batê-lo contra as paredes do béquer.
Anote a temperatura máxima atingida: t2 = ...........ºC
6) Calcule a diferença de temperatura: ∆t = t2 - t1
∆t = ...........ºC
7) Terminada a parte experimental, descarte o produto da reação na pia e calcule a
quantidade de calor produzida na reação (Qr) entre o HCl e o NaOH, a partir da equação (1):
Q = m.c.∆t (1)
Qr – quantidade de calor produzido na reação, cal
QH2O = calor absorvido pela água
Qv = calor absorvido pelo vidro do béquer
mv – massa do vidro, g
mH2O – massa da água, g
cV – calor específico do vidro, 0,22 cal/gºC
c H2O – calor específico da água, 1,00 cal/gºC
56
Considere que a energia da reação foi absorvida pelo béquer de vidro de 100 mL (item 1)
e por 100 mL de água, principal componente da mistura de 50 mL de ácido clorídrico e 50 mL de
hidróxido de sódio. Sendo a densidade da água igual a 1 g.cm-3, 100 mL de água equivalem à
massa de 100g.
Agora substitua as variáveis pelos valores obtidos experimentalmente e calcule a
quantidade de calor liberada na relação (Qr), em calorias, utilizando a equação (2):
Qr = QH2O + Qv
Qr = mH2O cH2O ∆t + mvcv∆t (2)
8) Transforme a quantidade de calor (Qr) da reação de calorias para quilocalorias.
9) Para calcular a entalpia da reação, calcule a quantidade de quantidade matéria (mol) de
cada reagente, HCl ou NaOH, utilizando a equação (3)
n = M x V (3)
n = 0,5 x 0,05
n = 0,025 mols
10) Então, reagiram 0,025 mols de NaOH com 0,025 mols de HCl, produzindo a quantidade de
calor Qr (em Kcal, do passo 8).
11) Para calcular a entalpia de neutralização em Kcal/mol, utilize a equação (4):
n
Q H r (4)
12) Complete agora a equação termoquímica da entalpia de neutralização entre o ácido e a
base que reagiram:
HCl(aq)+NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = -...................Kcal/mol
A variação de entalpia é negativa para uma reação exotérmica, já que a entalpia dos
produtos será menor que a entalpia dos reagentes.
57
13) O HCl e o NaOH são eletrólitos fortes. A entalpia de neutralização entre um ácido forte e
uma base forte é -13,8 kcal/mol. Utilizando esse dado teórico e o valor que você encontrou,
calcule a porcentagem de erro experimental:
Erro = Valor teórico – valor experimental x 100
Valor teórico
Erro = ....................%
3.2.2. Determinação da quantidade de calor de dissolução
1) Lave e seque o béquer de 100 mL. Pese o béquer de 100 ml e anote sua massa:
m1=.............g
2) Encaixe o béquer pesado dentro de um béquer de 600 ml recheado com lã de vidro,
3) Meça 80 mL de água em uma proveta de 100 ml e transfira para o béquer de 100 ml.
Como a densidade da água á 1,00 g/ml, teremos no béquer 80g desse líquido.
4) Meça a temperatura da água: t1=.............ºC
5) Tare um vidro de relógio na balança.
6) Ponha quatro lentilhas de hidróxido de sódio no vidro de relógio e anote a massa de
hidróxido de sódio pesada: m 2 =.........g
Faça essa operação rapidamente, porque o hidróxido de sódio é altamente higroscópico,
isto é, absorve umidade do ar em pouquíssimo tempo.
7) Imediatamente, transfira as lentilhas de NaOH para a água do béquer.
8) Lentamente, agite a água com o próprio termômetro até dissolver todo o sólido. Essa
operação deve ser feita com muito cuidado porque o termômetro poderá quebrar-se, caso bata
contra as paredes do béquer.
9) Enquanto agita, observe a temperatura e anote seu valor máximo, obtido até a dissolução
do hidróxido: t2 = ...........ºC
10) Calcule a diferença de temperatura em consequência da dissolução do NaOH:
∆t = t2 – t1 ∆t = .........ºC
11) Terminada a parte experimental, descarte o produto da reação na pia e calcule a
quantidade de calor produzida na dissolução (Qr) do NaOH, a partir da equação (1):
Q = m.c.∆t (1)
Considere que a energia da reação foi absorvida pelo béquer de vidro de 100 mL (item 1)
e por 80 mL de água. Sendo a densidade da água igual a 1 g.cm-3, 80 mL de água equivalem à
massa de 80g.
58
Agora substitua as variáveis pelos valores obtidos experimentalmente e calcule a
quantidade de calor liberada na relação (Qr), em calorias, utilizando a equação (2):
Qr = QH2O + Qv
Qr = mH2O cH2O ∆t + mvcv∆t (2)
12) Transforme a quantidade de calor (Qr) da reação de calorias para quilocalorias.
13) Para calcular a entalpia da dissolução do NaOH, calcule a quantidade de quantidade
matéria (mol) de NaOH, utilizando a equação (5), a massa de NaOH pesada no item 6 e a massa
molar do NaOH
n = m (5) MM
14) Para calcular a entalpia de neutralização em Kcal/mol, utilize a equação (4):
n
Q H r (4)
15) Complete agora a equação termoquímica da entalpia de neutralização entre o ácido e a
base que reagiram:
NaOH(s) + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq) ∆H = -...................Kcal/mol
A variação de entalpia é negativa para uma reação exotérmica, já que a entalpia dos
produtos será menor que a entalpia dos reagentes.
3.2.3 Mistura de iodeto de potássio e nitrato de chumbo
1) Pipete 5 mL de solução de iodeto de potássio (KI) 0,1 mol.L-1 e transfira para um béquer.
2) Lave a pipeta e pipete 5 mL de solução de nitrato de chumbo, Pb(NO3)2, 0,1 mol.L-1 e
transfira para o mesmo béquer.
O que você observa? Escreva a equação química do processo.
________________________________________________________________________________
59
________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
Como você poderia retirar da mistura a substância (ou as substâncias) que se precipitou
(ou que se precipitaram)?
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
3.2.4. Aquecimento do magnésio
1) Segure um pedaço de fita de magnésio com uma pinça metálica.
2) Leve à chama do bico de Bunsen até a emissão de luz. Não olhe diretamente para a chama!!!
3) Deposite o produto da reação dentro de uma cápsula de porcelana. Descreva o produto desta
reação (cor, aparência, etc.), destacando as diferenças entre o produto e a substância original. O
fenômeno é físico ou químico? Justifique sua resposta e escreva a equação do processo:
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________
3) A reação precisou de energia de ativação para ocorrer? Essa reação, mesmo necessitando
de energia de ativação (calor), uma vez iniciada, libera ou absorve calor?
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3.2.5. Aquecimento do chumbo
1) Coloque uma pequena porção de chumbo dentro de um cadinho de porcelana. Aqueça o
cadinho até a fusão do chumbo, use um triangulo de porcelana apoiado sobre um tripé.
2) Após a fusão, deixe o material esfriar.
3) O fenômeno é físico ou químico? Justifique sua resposta e escreva a equação do processo:
60
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3.2.6. Aquecimento do iodo
1) Coloque três cristais de iodo em um béquer de 100mL.
2) Cubra o copo com um vidro de relógio. Despeje água no vidro de relógio até aproximadamente
2/3 da sua capacidade.
3) Coloque este conjunto sobre uma tela de amianto. Aqueça em chama baixa até que os vapores
de iodo cheguem ao vidro de relógio. Espere mais cinco minutos e desligue o gás. Não retire o
vidro de relógio até toda ressublimação do iodo. A inalação dos vapores de iodo pode causar
irritação!!
4) Retire o vidro de relógio cuidadosamente e jogue fora a água. Observe o vidro de relógio.
O fenômeno é físico ou químico? Justifique sua resposta e escreva a equação do processo:
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3.2.7. Aquecimento do dicromato de amônio
1) Coloque uma pequena porção de dicromato de amônio, (NH4)2Cr2O7, em um tubo de ensaio.
2) Segure o tubo de ensaio com uma pinça de madeira e aqueça no bico de Bunsen. Lembre-se de
não direcionar a boca do tubo para você ou seus colegas.
3) Deposite o produto da reação dentro de uma cápsula de porcelana. Descreva o produto desta
reação (cor, aparência, etc.), destacando as diferenças entre o produto e a substância original. O
fenômeno é físico ou químico? Justifique sua resposta e escreva a equação do processo:
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
3.2.8 Reação do cloreto de amônio e hidróxido de bário
1) Pese 2,8 g de cloreto de amônio (NH4Cl) em um béquer, reserve.
61
2) Pese 8 g de e hidróxido de bário octaidratado, Ba(OH)2.8H2O em um erlenmeyer. Cuidado!
O hidróxido de bário é uma substância irritante.
3) Transfira o cloreto de amônio para o erlenmeyer. Em seguida, coloque-o em cima de uma
tábua de madeira previamente molhada com alguns mililitros de água. Agite a mistura com um
bastão de vidro, mas não mova o erlenmeyer. Cuidado! Exalará um odor de amônio, não
aproxime o rosto e certifique que as janelas estejam abertas.
4) Espere aproximadamente 2-3 minutos e erga o erlenmeyer.
O que acontece? Qual a explicação para o fenômeno? Escreva a equação da reação:
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________
5) Acrescente ao erlenmeyer 2-3 gotas do indicador fenolftaleína. A fenolftaleína é um
indicador ácido-base que apresenta coloração rosa em meio alcalino e é incolor quando em meio
ácido. O que aconteceu? Qual a substância provocou a alteração da cor da fenolftaleína?
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REVISÃO DO CONTÉÚDO
LISTA DE EXERCICIOS
Você deverá ser capaz de identificar as diferentes vidrarias e seus usos.
Deverá reconhecer os pictogramas de identificação de risco químico e conhecer as
normas de segurança dos laboratórios de química.
1) (FESP) Em relação às atividades experimentais em um laboratório de química, é incorreto
o seguinte procedimento.
a) Utilizar o funil de decantação para separar a água do óleo.
b) Utilizar a cápsula de porcelana, quando se pretende aquecer tubos de ensaio em temperaturas
moderadas.
c) Utilizar a proveta para medir quantidades variáveis de líquidos.
d) Utilizar a estufa na secagem de substâncias.
2) (UNICAP) Questão referente a materiais de laboratório. Assinale as afirmativas
verdadeiras e as afirmativas falsas.
a) (___) Na aferição de uma pipeta volumétrica, deveremos ter o cuidado de deixar a parte
inferior da curvatura (menisco) tangenciando a linha de aferição.
b) (___) Na aferição do balão volumétrico, se passar da marcação, poderemos retirar o excesso
através de pipeta graduada.
c) (___) As provetas são cilindros graduados que medem, sem muita precisão, volumes de
líquidos.
d) (___) A melhor maneira de aquecermos um material contido num tubo de ensaio é segurando-
o com a mão direita, já que o vidro é um mau condutor de calor.
3) (PUC/Campinas-SP) O equipamento ilustrado ao lado pode ser usado na separação dos componentes: a) Água + álcool etílico
b) Água + sal de cozinha (sem depósito no fundo).
c) Água + sacarose (sem depósito no fundo).
d) Água + oxigênio
e) Água + Carvão (pó).
4) (Fuvest-SP) Dentre os seguintes utensílios de laboratório, qual deles é o condensador:
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5) (PUC/Campinas-SP) Considerando as peças de laboratório: erlenmeyer (1), suporte (2), funil de filtração (3), funil de decantação (4), balão volumétrico (5) e béquer (6), para realizar a separação de dois líquidos imiscíveis, conforme o esquema ao lado seriam usados:
a) 1,2 e 4.
b) 2,3 e 6.
c) 2,4 e 6.
d) 2,3 e 5.
e) 1,3 e 5.
6) (Vunesp) Observe as figuras I, II, e III.
Os materiais de vidro utilizados em laboratório químico são respectivamente:
a) Erlenmeyer, béquer, condensador.
b) Destilador, béquer, bureta.
c) Kitassato, proveta, pipeta.
d) Erlenmeyer, Kitassato, condensador.
e) Proveta, Kitassato, pipeta.
7) (Fesp-SP) Uma das operações básicas em laboratórios químicos é a medida de volume das
soluções. Qual dos materiais a seguir você utilizaria para medir corretamente um determinado
volume de solução?
a) Cadinho de porcelana b) Balão de fundo chato
c) Pipeta d) Erlenmeyer e) Béquer
8) A massa de 6,000g de uma peça de ferro é medida três vezes em duas diferentes balanças
com os seguintes resultados:
Pesagem Balança 1 (gramas) Balança 2 (gramas)
1
2
3
6,01
5,99
6,02
5,97
5,88
5,91
Média das medidas
Desvio médio
a) Calcule o desvio médio para cada conjunto de medidas em cada balança.
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b) Que balança é mais precisa? Explique sua resposta.
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c) Que balança é mais exata? Explique sua resposta.
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9) Na comparação da precisão e exatidão da pipeta e proveta, obtiveram-se os seguintes
resultados:
PIPETA PROVETA
1ª Massa de água 19,9 20,5
2ª Massa de água 20,1 19,7
3ª Massa de água 20,0 20,3
Média das massas
Desvio padrão
a) Calcule o desvio médio para cada conjunto de medidas em cada balança.
b) Sabendo-se que 20,00 ml de água a 20°C possui uma massa de 19,966 g. Qual vidraria é
mais exata? E a mais precisa? Justifique sua resposta:
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10) Na 1a experiência de química experimental, pesou-se 50 gotas de água destilada em um
béquer. As gotas de água pesaram 3,8g.
a) Qual o número aproximado de gotas em 1mL e o volume de uma gota de água?
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b) Como você poderia medir ¼ mL de água utilizando uma balança e o conta-gotas?
Considere a densidade da água = 1,0g/mL
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c) Considere que o liquido utilizado foi o mercúrio e que sua densidade é 13,6 g.mL-1.
Determine o volume de uma gota de mercúrio a partir dos dados acima.
11) Mercúrio e água apresentam densidades iguais a 13,6 g/cm3 e 1,0 g/cm3 respectivamente.
Que volume de água possui a mesma massa de 1 L de mercúrio?
12) Dada a tabela abaixo, indique o estado físico de cada substância a 20ºC:
13) Duas amostras A e B com massas diferentes da mesma substância foram aquecidas com a mesma fonte de calor, até que o sólido se transformasse em líquido. Os dados experimentais foram utilizados para construir os gráficos abaixo.
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Pede-se que para cada amostra seja indicado:
a) temperatura inicial de aquecimento
b) temperatura de fusão
c) o intervalo de tempo no qual as amostras permaneceram no estado sólido:
d) o intervalo de tempo no qual as amostras estavam mudando de estado:
14) Em relação ao gráfico abaixo:
a) A figura representa uma curva de
aquecimento ou de resfriamento?
b) A substância apresenta ponto de fusão
ou faixa de fusão?
c) A substância representada é pura ou
impura?
d) Que etapa esta representada de a-b, b-c, c-d?
e) Como as impurezas geralmente afetam o ponto de fusão de uma amostra?
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15) Um estudante realizou, em casa, o seguinte experimento: • Abriu uma torneira até obter um fio de água. • Atritou uma régua de plástico num tecido. • Aproximou a régua o mais próximo possível de água sem tocá-la. • A água sofreu um pequeno desvio, ou seja, a água foi atraída pela régua.
Qual a interpretação correta encontrada pelo estudante? a) A molécula de água é simétrica, sendo portanto, apolar.
b) A molécula de água é polar, sendo que o oxigênio é mais eletronegativo que os hidrogênios,
atraindo para si os pares de elétrons que deveria compartilhar por igual com os hidrogênios.
c) A água é atraída devido a sua baixa densidade (1,0 g.mL-1).
d) Moléculas de água apresentam ligações de hidrogênio com elevada tensão superficial.
e) Todas as afirmações acima estão corretas.
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16) Na aula prática sobre Polaridade e solubilidade de substâncias e métodos de separação de
misturas você dissolveu cerca de 0,5g de ácido acetil salicílico, em um béquer pequeno de 50mL,
adicionou 8mL de metanol e agitou até sua dissolução. A seguir acrescentou 40mL de água
destilada e agitou.
a) Porque o ácido recristalizou quando se acrescentou 40mL de água à solução de ácido em
metanol?
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B) Funcionaria esta técnica se metanol e água fossem imiscíveis? Por quê?
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17) Na aula de polaridade molecular e solubilidade de substâncias você colocou 5mL de uma
solução aquosa de iodo (aproximadamente 0,03%) em um tubo de ensaio. Adicionou 2mL de
querosene, obtendo um sistema heterogêneo bifásico.
a) O que você observou depois de agitar a solução de iodo com querosene?
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b) Explique sua resposta anterior em termos das polaridades relativas do iodo, querosene e
água.
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18) Três tubos de ensaio contêm, separadamente, amostras de 4 mL dos líquidos tetracloreto de carbono (CCl4), etanol (H3C – CH2 – OH) e gasolina (mistura de hidrocarbonetos apolares). A cada um destes tubos foi adicionado 1 mL de água. As densidades destes líquidos e o comportamento das misturas estão abaixo relacionados:
a) I – CCl4, II – etanol, III – gasolina. b) I – CCl4, II – gasolina, III – etanol. c) I – etanol, II – gasolina, III – CCl4. d) I – etanol, II – CCl4, III – gasolina. e) I – gasolina, II – etanol, III – CCl4.
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19) Baseado nas filas de reatividades de metais e não metais, escreva se a reação ocorreu ou
não e justifique sua resposta. Para as reações que ocorreram indique as semi-reações de oxidação
e redução e os agentes oxidantes e redutores.
a) Mg + H2SO4 →
b) Al + CuSO4 →
c) Fe3+ + I - →
d) Cl2 + Br- →
e) Cu + AgNO3 →
f) Cu + H2SO4 →
h) Cl2 + I- →
i) Fe + CuSO4 →
20) Porque não se observou reação entre o metal alumínio (Al) e o ácido sulfúrico, embora a
fila de reatividade mostre que a reação é possível?
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21) Um estudante pesou 4 lentilhas de hidróxido de sódio (NaOH) obtendo a massa de
0,453g. Dissolveu estas lentilhas com água destilada e transferiu esta solução para um balão de
250 mL e completou o volume até o menisco. Qual a concentração em mol/L desta solução?
22) Qual a massa de iodeto de potássio necessário para preparar 50mL de uma solução com
concentração 0,1 mol.L-1?
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Descreva o procedimento e as vidrarias usadas para preparar corretamente esta solução:
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23) Qual a massa de nitrato de chumbo necessária para preparar 250 mL de uma solução com
concentração 0,05 mol.L-1?
24) Considerando-se que se dissolveu 0,5g de ácido acetil salicílico (MM = 180 g.mol-1)em 8mL
de etanol, calcule a concentração desta solução em mol.L-1.
25) Uma solução foi preparada dissolvendo-se 4,0 g de cloreto de sódio (NaCl) em 2,0 litros de
água. Considerando que o volume da solução permaneceu 2,0 L, qual é a concentração da solução
final?
26) Um técnico de laboratório preparou uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4)
misturando 33 g desse ácido em 200 mL de água, com extremo cuidado, lentamente, sob
agitação, em uma capela com exaustor. Ao final, a solução ficou com um volume de 220 mL. A
concentração em g/L dessa solução é:
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27) (Unicamp-SP) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de
MgCl2 de concentração 8,0 g/L. Quantos gramas de soluto são obtidos?
28) O Ministério da Saúde recomenda, para prevenir as cáries dentárias, 1,5 ppm (mg/L) como limite máximo de fluoreto em água potável. Em estações de tratamento de água de pequeno porte, o fluoreto é adicionado sob forma do sal flúor silicato de sódio (Na2SiF6; MM = 188g/mol). Se um químico necessita fazer o tratamento de 10000 L de água, a quantidade do sal, em gramas, que ele deverá adicionar para obter a concentração de fluoreto indicada pela legislação será, aproximadamente, de:
A) 15,0 B) 24,7 C) 90,0 D) 148,4 E) 1500,0
29) Qual é o volume de solução aquosa de sulfato de sódio, Na2SO4, a 60 g/L, que deve ser
diluído por adição de água para se obter um volume de 750 mL de solução a 40 g/L?
30) Qual deve ser o volume de água adicionado a 50 cm3 de solução de hidróxido de sódio
(NaOH), cuja concentração é igual a 60 g/L, para que seja obtida uma solução a 5,0 g/L?
31) Na aula de neutralização ácido-base você determinou a massa molecular do ácido
benzóico. Considere que você pesou 0,213g de ácido benzóico, adicionou 10mL de álcool etílico e
dissolveu o ácido. Adicionou três gotas de fenolftaleina e titulou com uma solução de NaOH
0,09mol/l, gastando um volume de 22,5mL.
a) De acordo com o texto acima. Calcule a massa molecular calculada para o ácido benzóico? R:
105,2g/mol
b) Sabendo-se que a massa molecular do ácido benzóico é 122g/mol, calcule o erro percentual de
sua determinação experimental e sugira três motivos esta diferença:
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32) Para a determinação da concentração de ácido acético no vinagre, mediu-se 10 mL do
vinagre e dilui-se para 100 mL com água destilada. Desta solução diluída, mediu-se três alíquotas
de 10 mL e titulou-se com solução de hidróxido de sódio 0,052 mol.L-1, consumindo-se os
seguintes volumes: 15,7; 16,0 e 16,2 mL. Calcule a concentração de ácido acético na amostra de
vinagre.
33) Que volume de uma solução de ácido bromídrico (HBr) 0,33 mol/L é necessário para neutralizar completamente 1,00 litro de hidróxido de bário (Ba(OH)2) 0,15 mol/L? R: 0,45L Ba(OH)2 + 2HBr → BaBr2 + 2H2O 34) Que volume de HCl 0,421 mol/L é necessário para titular 47,00 ml de KOH 0,204 mol/L até o ponto de viragem do indicador fenolftaleína? R: 22,77mL KOH + 2HCl → KCl2 + H2O 35) Na titulação de 0,1500g de um ácido foram requeridas 47,00 ml de NaOH 0,0120 mol/L até o ponto de viragem. Qual é a massa de um mol desse ácido? R: 265,96g/mol 36) Qual é a molaridade de uma solução de H2SO4 se 24,8 ml dessa solução é necessária para titular 2,50 g de NaHCO3? R: 1,2 mol/L H2SO4 + 2NaHCO3 Na2SO4 + 2H2O + 2CO2
37) Na determinação da entalpia da dissolução do iodeto de potássio (KI) pesou-se exatamente 0,7g do sal em béquer de vidro com massa 45,73g. Este béquer foi envolvido em lã de vidro e acrescentou-se 100mL de água destilada com temperatura 20º C. Após 1 minuto, a temperatura do termômetro registrou 18,5º C. Dados: calor específico da água1,0 cal/gºC, densidade da água 1g.mL-1
a) Calcule a quantidade calor, Q (cal) consumida na dissolução do KI e absorvida pela água e
pelo vidro.
b) Transforme a quantidade de calor em entalpia, ΔH (Kcal/mol).
c) A reação é exotérmica ou endotérmica? Escreva a reação termoquímica deste processo:
38) 50mL de uma solução de hidróxido de sódio 0,1mol.L-1 com temperatura de 20º C e 50mL
de uma solução de ácido clorídrico 0,1mol.L-1 com temperatura de 20º C, foram misturados em
um béquer (massa = 45, 678g e calor específico do vidro 0,22 cal/gºC) alojado em um calorímetro.
Após a mistura, a temperatura subiu para 21,5º C.
Dados: calor específico da água1,0 cal/gºC, densidade da água 1g.mL-1
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a) Calcule a quantidade de calor e a entalpia (Kcal/mol) desta reação:
b) A reação é exotérmica ou endotérmica? Escreva a reação entre o ácido e a base
39) Pesou-se exatamente 0,7g de hidróxido de sódio em béquer de vidro (massa 47,35g e
calor específico do vidro 0,22 cal/gºC). Este béquer foi envolvido em lã de vidro e acrescentou-se
100mL de água destilada (calor especifico 1,0 cal/gºC) com temperatura 20º C. Após 1 minuto, a
temperatura do termômetro registrou 22º C.
a) Calcule a quantidade calor Q (cal) liberada da dissolução do hidróxido de sódio
b) Transforme a quantidade de calor em entalpia, ΔH (Kcal/mol).
c) A reação é exotérmica ou endotérmica?
40) O gelo seco, ou dióxido de carbono solidificado, muito utilizado em processos de
refrigeração, sofre sublimação nas condições ambientes. Durante essa transformação, ocorrem,
dentre outros, os fenômenos de variação de energia e de rompimento de interações. Esses
fenômenos são classificados, respectivamente, como:
a) exotérmico - Inter iônico b) exotérmico - internuclear
c) isotérmico - Inter atômico d) endotérmico – intermolecular
41) Indique entre as alternativas adiante a que representa um processo químico.
a) Dissolução de sal de cozinha (cloreto de sódio) em água.
b) Corrosão de uma chapa de ferro.
c) Destilação fracionada de uma mistura de água e álcool.
d) Fusão de uma placa de estanho.
e) Aquecimento de uma solução de água e sal.
42) Na aula prática você realizou os seguintes experimentos:
I) Derretimento de bolinha de chumbo.
II) Aquecimento de uma fita de magnésio até liberação de luz.
III) Aquecimento de iodo e ressublimação do mesmo.
IV) Aquecimento de uma porção de dicromato de amônia até alteração de sua cor.
São exemplos de fenômenos químicos:
a) Todas as alternativas; b) Somente II c) II e IV
d) I e III e) II, III e IV
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REFERENCIAS
ALMEIDA, Paulo Gontijo Veloso de Almeida (Org.). Química Geral – práticas fundamentais. Caderno Didático 21 – Ciências Exatas e Tecnológicas. Viçosa: Editora UFV, 2002. CORRADI, Wagner , et al. Fundamentos de Física I. Belo Horizonte ; Editora UFMG, 2011. DEMUNER, Antônio Jacinto; MALTHA, Célia Regina Álvares; BARBOSA, Luiz Claudio de Almeida, PERES, Valdir. Experimentos de Química Orgânica. Caderno Didático 74 – Ciências Exatas e Tecnológicas. Viçosa: Editora UFV, 2002. LABTEST. INFOTEC – Uso correto de pipetas. 2010. 4p. Disponível em: <www.labtestet.com.br>. Acesso em: 09 de julho de 2013. LIMA, Leandro Santos; ESPIRITO SANTO FILHO, Dalni Malta do. A importância da utilização de pipetas normalizadas. Nota Técnica DIMEC/nt-03/v.00. Rio de Janeiro: INMTRO. 2010 MACHADO, Nuno. Aulas de Química I. Disponível em:< http://www.aulas-fisica-química.com/7q_04,html>. Acesso em: 09 de julho de 2013. MAIA, Daltamir Justino; BIANCHI, J. C. de A. Química geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007. x, 436 p. NUNES, Luiz Fernando Mendes. Segurança em laboratório químico. Curso de Química, UFMA. Disponível em: http://www.ebah.com.br/content/ABAAAfGlQAA/seguranca-laboratorio-quimico. Acesso em 09 de julho de 2013. OLIVEIRA, Edson Albuquerque. Aulas práticas de Química. São Paulo: editora Moderna, 1993. RUSSELL, John B. Química geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books, 2004. 621p. SZPOGANICZ, Bruno, et al. Experiências de Química Geral. 2ed. Florianópolis: Fundação do Ensino da Engenharia em Santa Catarina, 2003.