roteiro química

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL

INSTITUTO DE QUÍMICA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA

QUÍMICA FUNDAMENTAL – QUI 01121

2010/2

ROTEIRO DE EXPERIÊNCIAS

2 AVISO IMPORTANTE A nota P é a média aritmética das notas obtidas nas práticas. A nota de cada prática é constituída pelo

somatório de pontos obtidos no pré-teste, no desempenho e no relatório.

O pré-teste consiste de uma pequena prova com dez (10) minutos de duração. As perguntas abordam

conteúdos teóricos relacionados à aula, bem como verifica o entendimento do procedimento. Sendo assim

para um bom desempenho no pré-teste é necessário estudar a introdução teórica, o procedimento e

principalmente o conteúdo abordado na aula teórica. Este estudo não só ajuda a entender e fixar a

teoria, como faz com que a prática transcorra mais rapidamente, sendo mais facilmente compreendida. É

bom lembrar que um mau desempenho no pré-teste em geral leva também a um resultado insatisfatório na

prática e que neste caso a nota máxima que o aluno poderá alcançar será sete (7), o que corresponde ao

mínimo exigido para aprovação nesta área.

Prepare-se para o pré-teste!!! Além de garantir a sua aprovação na área prática ainda vai lhe ajudar nas

três (3) áreas teóricas.

Notas, Cronograma, Plano de Ensino e outras informações:

www.chasqueweb.ufrgs.br/~priebe.gil

3 ORIENTAÇÕES PARA AS AULAS PRÁTICAS 1. A freqüência as aulas práticas é obrigatória, pois cada aula tem uma avaliação específica (pré-teste, desempenho durante a aula e conceito pelo relatório produzido).

2. É obrigatório o uso de um guarda-pó para proteção das roupas e do corpo. 3. Cada aluno deverá levar para a sua bancada somente o material indispensável ao desenvolvimento de cada aula (o restante deverá ficar no armário). 4. Os alunos são responsáveis do início ao final do período letivo pelo material de uso individual que lhe for entregue. 5. Os reagentes de uso coletivo devem ser mantidos em seus respectivos lugares a fim de facilitar o trabalho dos demais colegas. 6. O material deve ser rigorosamente limpo com água da torneira e complementos, utilizando-se água destilada somente para enxaguar. 7. Toda e qualquer reação química capaz de produzir gás ou vapor deverá ser realizada na capela. 8. Tendo em vista o alto custo dos reagentes e as dificuldades de obtenção e de preparo, use sempre as pequenas quantidades indicadas pelo Professor no decorrer das aulas. 9. Os resíduos finais de cada experiência deverão ser recolhidos a frascos próprios. Somente colocar na pia produtos que não prejudiquem o ecossistema. 10. No final da aula, todo aluno deverá deixar o material limpo e em perfeitas condições de uso pelos grupos seguintes. Os reagentes deverão ser guardados nos devidos lugares. As balanças devem ser mantidas limpas. 11. A participação, o interesse e a responsabilidade dos alunos nas aulas práticas são considerados no conceito final. Assim, espera-se o bom envolvimento de todos nas atividades propostas, evitando manifestações capazes de prejudicar os trabalhos dentro do laboratório. 12. Conservar a limpeza do laboratório.

13. Nunca fumar beber ou comer no laboratório. 14. Não será permitido ao aluno efetuar aulas práticas de laboratório em turma diferente daquela que lhe tenha sido designada, salvo que ocorra expressa autorização.

4 RELAÇÃO DO MATERIAL UTILIZADO EM AULAS PRÁTICAS

1. Cadinho de porcelana

2. Triângulo de argila

3. Tenaz metálica

4. Tripé de ferro

5. Tela de arame com amianto

6. Bico de Bunsen

7. Tubos de ensaio

8. Estante para tubos de ensaio

9. Agarrador de madeira

10. Escova

11. Funil de vidro

12. Suporte para filtração

13. Frasco lavador

14. Espátula

15. Vidro de relógio

16. Bastão de vidro

17. Pera (ou seringa)

18. Pipeta (graduada e volumétrica)

19. Erlenmeyer

20. Becker

21. Bureta

22. Proveta

23. Balão volumétrico

24. Balança

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EXPERIÊNCIA: TÉCNICAS E EQUIPAMENTOS

OBJETIVO: Identificar e manusear material de laboratório usado para medida de volumes. Conhecer e efetuar técnicas específicas de laboratório.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:

I. EQUIPAMENTOS PARA MEDIDAS DE VOLUME

Para a medida de volume de líquidos, usam-se os seguintes aparelhos: a) Aparelhos calibrados para conter um certo volume de líquido; Ex.: Balões volumétricos e provetas. b) Aparelhos calibrados para dar escoamento a um certo volume de líquido. Ex.: Pipetas (volumétricas e graduadas) e buretas. A medida de líquidos com qualquer aparelho está sujeita a uma série de erros devido às seguintes causas: a) Ação da tensão superficial líquida; b) Dilatação e contração provocados pelas variações de temperatura; c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos. Estes erros afetam a exatidão do aparelho, por isso a bureta, o balão volumétrico e a pipeta volumétrica são mais exatos que a pipeta graduada, que por sua vez é mais exata que a proveta. O Becker não apresenta valor em termos de exatidão. A leitura do volume contido no aparelho é feita comparando-se o nível do líquido com as linhas calibradas existentes nas paredes do aparelho. O nível do líquido é usualmente considerado a parte inferior do menisco (superfície curva do líquido) que é mais facilmente localizada quando se coloca um retângulo preto a 1mm abaixo do menisco. Este ficará com uma coloração escura, facilitando a leitura. A leitura deve ser feita quando a curvatura inferior do menisco coincidir com a altura dos olhos. Evita-se assim o erro de paralaxe.

1) PIPETAS:

Temos dois tipos de pipetas: PIPETAS DE TRANSFERÊNCIA (Volumétricas) e PIPETAS GRADUADAS. As de transferência apresentam um bulbo na parte central, servem para escoar um determinado volume líquido de um recipiente para outro. Com pipetas graduadas pode-se medir vários volumes.

USO DE PIPETAS EM GERAL:

Depois de perfeitamente limpa, a pipeta é lavada com pequenas quantidades da solução a medir. Em seguida, é introduzida na solução, tendo o cuidado de evitar a formação de bolhas; faz-se a sucção até acima da marca do zero e a extremidade superior é fechada com o dedo indicador. Seca-se a parte externa da pipeta com o papel de filtro. Depois, relaxando levemente a pressão do dedo, ajusta-se o zero. Sobre o recipiente adequado deixa-se escoar lentamente o líquido. Após o escoamento aguarda-se 15 segundos. Se alguma gota ficar ainda na posição inferior da pipeta, esta é removida encostando-se a mesma contra a parede do recipiente. OBSERVAÇÃO: No caso de líquidos voláteis ou tóxicos, ácidos e bases concentrados, não se pipeta com a boca. A pipetagem é feita por peras de aspiração adaptada a boca da pipeta, ou espera-se que o líquido suba na pipeta. Quando não for possível e/ou não for necessário rigor na medida, usa-se a proveta.

6 2) BALÕES VOLUMÉTRICOS:

Os balões volumétricos são balões de fundo chato, gargalo comprido e calibrado para conter determinados volumes líquidos. O gargalo deve ser estreito para que uma pequena variação de volume provoque uma sensível diferença na posição do menisco. Os balões volumétricos são usados na preparação de soluções de concentração conhecida. O reagente é devidamente pesado num copo, onde é dissolvido. A solução assim obtida é passada para o balão via funil, o Becker é lavado com três pequenas porções de solvente - água. Estas águas de lavagem são vertidas para o balão. Não ultrapassar a extremidade inferior do gargalo. A solução é diluída até que o líquido chegue à extremidade inferior do gargalo. Acrescenta-se solvente - água, até um dedo abaixo da marca. Seca-se a parte do gargalo acima da marca com papel de filtro envolvido em um bastão de vidro. Completa-se até a marca adicionando-se o solvente água, com uma pipeta conta-gotas seca por fora. O menisco está tangenciando o traço de referência. Homogenize firmando a tampa do balão contra a palma da mão ou entre dois dedos e invertendo-o, agite a solução com movimentos circulares. Desvire o balão e repita a operação até que a solução esteja homogênea A operação é repetida pelo menos três vezes. Transfira para frasco seco.

II. TESTE DE ACIDEZ E ALCALINIDADE

Soluções aquosas alcalinas tornam azul o papel de tornassol vermelho e soluções aquosas ácidas tornam rosa o papel de tornassol azul. Soluções aquosas alcalinas tornam a fenolftaleína rosa e nas soluções aquosas ácidas a fenolftaleína permanece incolor. Quando a solução a ser testada encontra-se em um tubo de ensaio ou outro recipiente pequeno, é inconveniente mergulhar o papel na solução. Nestes casos, distribuem-se pequenos pedaços de papel tornassol azul e vermelho sobre um vidro de relógio. Agita-se a solução com um bastão de vidro e toca-se o papel com a ponta molhada do bastão.

7 EXPERIÊNCIA: TÉCNICAS E EQUIPAMENTOS FOLHA DE PROCEDIMENTOS

OBJETIVO: Identificar e manusear material de laboratório usado para medida de volumes. Apreciar o grau de exatidão dos diversos instrumentos de medida.

PROCEDIMENTO:

MEDIDAS DE VOLUMES:

1) COLOCAR 100 mL da água da torneira em um Becker de 250 mL. 2) TRANSFERIR este volume, com auxílio de um funil, para dentro de um balão volumétrico de 100 mL e “levar à marca”. 3) RETIRAR com uma pipeta volumétrica 25 mL do líquido e transferir para uma proveta de 50 mL. Observar a exatidão dos instrumentos. 4) COLOCAR com uma pipeta graduada 1 mL do líquido contido no balão em tubos de ensaio de diâmetros diferentes e estabelecer a correspondência do volume com a altura da coluna de líquido no tubo (1 mL = x centímetros).

TESTE DE ACIDEZ E ALCALINIDADE USANDO COMO INDICADORES PAPEL TORNASSOL (AZUL E VERMELHO) E FENOLFTALEÍNA.

O teste será realizado em três soluções: ácida, alcalina e neutra.

1) Teste com Papel Tornassol (Azul e Vermelho):

a) Colocar pequenos pedaços de papel tornassol azul e vermelho sobre um vidro de relógio. b) Colocar 20 gotas de solução de HCl diluído num tubo de ensaio, agitar com bastão de vidro e testar a acidez colocando uma gota em um pedaço de papel tornassol azul e vermelho. Observar se houve variação de cor e anotar. c) Repetir o procedimento do ítem “b” com uma solução de NaOH. d) Repetir o procedimento do ítem “b” com H2O destilada.

2) Teste com Fenolftaleína:

a) No mesmo tubo que contém a solução ácida usada no teste anterior, colocar 2 gotas de fenolftaleína. Observar e anotar a coloração resultante. b) Repetir o procedimento do ítem “a” com a solução alcalina. c) Repetir o procedimento do ítem “a” com H2O destilada.

PESAGEM E PREPARO DE SOLUÇÃO.

a) Pesar em um copo de 100 mL cerca de 6 gramas de NaCl e dissolver em um pouco água destilada. b) Transferir para um balão volumétrico de 100 mL e “levar à marca”, seguindo as orientações dos fundamentos teóricos.

8 EXPERIÊNCIA: COMPOSIÇÃO DE UMA MISTURA DE CLORETO DE POTÁSSIO COM CLORATO DE POTÁSSIO

OBJETIVOS: Determinar a composição centesimal de uma mistura de cloreto de potássio e clorato de potássio.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS: Estequiometria é a parte da química que estabelece relações ponderais em fórmulas e em reações químicas. O clorato de potássio, quando aquecido, decompõe-se originando o respectivo cloreto e oxigênio. A temperatura de decomposição do clorato de potássio é relativamente baixa (cerca de 370 oC) e, portanto, a reação de decomposição ocorre facilmente. Esta reação pode ainda ser facilitada pela presença de um catalisador como o dióxido de manganês ou a sílica finamente dividida. Por sua vez, o cloreto de potássio tem alto ponto de fusão (770 oC), se decompondo a temperaturas ainda superiores. Desta forma, nas temperaturas de chama normalmente obtidas em laboratório, é possível obter a decomposição do clorato de potássio sem que ocorra a posterior decomposição do cloreto resultante. Mediante cálculos estequiométricos, é possível determinar a percentagem de clorato na mistura KClO3/KCl: quando a mistura é aquecida, a perda de massa se deve ao desprendimento de oxigênio, o que permite calcular a composição centesimal da mistura.

MATERIAL: REAGENTES:

- Agarrador metálico - Clorato de potássio - Bico de bunsen - Cloreto de potássio - Espátula - Sílica - Fósforo - Suporte metálico - Tubo de ensaio com 3 cm de diâmetro

9 EXPERIÊNCIA: COMPOSIÇÃO DE UMA MISTURA DE CLORETO DE POTÁSSIO COM CLORATO DE POTÁSSIO FOLHA DE PROCEDIMENTOS

PROCEDIMENTO: 1. Tome um tubo limpo e seco (que está na bancada lateral) e adicione uma pitada Sílica e aqueça suavemente na chama direta até cessar a liberação de vapor d'água (ausência de vapor condensado nas paredes do tubo). 2. Deixe esfriar e pese em uma balança analítica. 3. Coloque no tubo, cerca de um grama da mistura de cloreto/clorato já preparada e devidamente triturada no gral de porcelana (evite colocar qualquer parte empedrada da mistura) e pese novamente. Agite para misturar. 4. Prenda o tubo com o agarrador no suporte metálico, deixando-o num ângulo de 45o e inicie aquecendo suavemente o material no bico de gás, variando a posição da chama. Após, aumente a intensidade da chama e deixe aquecer por mais 10 minutos. 5. Deixe a mistura esfriar e pese novamente. 6. Disponha o resíduo segundo as orientações do professor e devolva o tubo à bancada lateral.

10 EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DO VOLUME MOLAR DO GÁS HIDROGÊNIO NAS CNTP

OBJETIVO: Demonstrar que 1 mol de gás ideal nas CNTP ocupa 22,4L.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS: As CNTP (condições normais de temperatura e pressão) correspondem a uma pressão de 1 atmosfera (760 mm Hg) e a uma temperatura de 0 °C (273 K). Experimentalmente, é possível chegar ao valor de 22,4L, volume ocupado por 1 mol de gás ideal, através do volume de gás hidrogênio coletado em certas condições de temperatura e pressão, transformando-o depois no volume que corresponderia às CNTP:

PCNTPVCNTP = PEXPVEXP

TCNTP TEXP

Onde: PCNTP = Pressão (1 atm = 760 mm Hg); VCNTP = Volume ocupado por 1 mol de gás ideal nas CNTP (22,4 L); TCNTP = Temperatura (0 oC = 273 K); PEXP = Pressão experimental exercida pelo gás; VEXP = Volume ocupado pelo gás; TEXP = Temperatura experimental. A experiência utiliza a reação de um metal (magnésio) capaz de deslocar o hidrogênio de um ácido (ácido clorídrico) produzindo gás H2 que é coletado num recipiente com água. A temperatura do gás obtida com um termômetro, o volume do gás é medido numa proveta e a sua pressão obtida pela Lei de Dalton das Pressões Parciais (o gás H2 coletado está misturado com o vapor da água).

MATERIAL: REAGENTES

- Agarrador metálico - Ácido clorídrico p.a. - Bastão de vidro - Água destilada - Becker de 250 mL - Fita de Magnésio - Fio de linha - Papel filtro - Proveta graduada de 50 mL - Suporte de ferro - Tubo de ensaio

BIBLIOGRAFIA:

Química Geral: Slabaugh - Parsons (Cap. 7) Química Geral Superior: Masterton - Slowinski (Cap. 5) Química Geral: Brady - Humiston (Cap. 6)

11 EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DO VOLUME MOLAR DO GÁS HIDROGÊNIO NAS CNTP FOLHA DE PROCEDIMENTOS

PROCEDIMENTO: a) Montar a aparelhagem conforme o desenho abaixo e explicações dos ítens posteriores.

b) Anotar a massa da fita de magnésio. Amarrar um fio de linha de aproximadamente 15 cm na fita (dobrar a fita ao meio para facilitar). c) Colocar cerca de 60 mL de água destilada no copo de 250 mL. d) Escolher um tubo de ensaio longo e colocar 20 gotas de HCl concentrado (da sua coleção). Adicionar água destilada, lentamente e sem agitar, até encher completamente o tubo de ensaio. e) Introduzir a fita de magnésio no tubo de ensaio e, imediatamente, colocar um pequeno pedaço de papel filtro para tampar a boca do tubo. f) Inverter e introduzir o tubo de ensaio no interior do copo, até encostar no fundo. Prender o tubo de ensaio com o agarrador e o suporte (conforme o desenho). g) Esperar até a completa reação do magnésio com a solução ácida. Após o término da reação, marcar com fita adesiva o volume coletado de gás no tubo. h) Medir com uma régua a altura da coluna de água do interior do tubo de ensaio a partir da superfície de água no copo. i) Retirar o tubo do copo, encher com água até a marca feita e medir na proveta o volume líquido correspondente. Este volume equivale ao volume de gás coletado na experiência. j) Medir a temperatura na hora da experiência, a pressão barométrica local e anotar a pressão de vapor da água tabelada (encontrada na pasta do grupo). Anotar os dados na tabela da folha de resultados e fazer os cálculos.

12 EXPERIÊNCIA: TERMOQUÍMICA - VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DE HESS

OBJETIVO: Medir o calor de reação de três reações exotérmicas à pressão constante, a fim de verificar a validade da Lei de Hess.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS: Alguns fenômenos físicos ou químicos ocorrem com absorção ou liberação de calor. Esta quantidade líquida de calor liberado ou absorvido durante a reação química é o CALOR DE REAÇÃO, um calor latente que corresponde à diferença entre a energia potencial das ligações interatômicas existentes nas moléculas dos produtos e reagentes. Quando uma reação ocorre à pressão constante, o fluxo de calor associado com esta reação está diretamente relacionado a uma importante propriedade da substância envolvida, conhecida como CONTEÚDO CALÓRICO OU ENTALPIA (H). Para qualquer reação que se processe diretamente à pressão constante, o fluxo de calor é exatamente igual à diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes.

qP = HPROD. - HREAG. = ∆∆∆∆H

A entalpia é uma função de estado do sistema. Sua magnitude depende apenas do estado da substância e não da sua história. Aplicando este conceito às reações químicas temos a Lei de Hess. Ela estabelece que “a variação da entalpia para qualquer reação depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos, e não depende do número de etapas ou do caminho que conduz dos reagentes aos produtos”. Isto é, se uma reação pode ser a soma de duas ou mais reações, ∆H para a reação global é a soma das variações de entalpia de cada uma destas reações.

qP = m . cp. . ∆∆∆∆T onde: qP = quantidade de calor expressa em calorias ou Joule; m = massa em gramas; cp = calor específico (em cal/g.oC ou J/g.K); ∆T = variação de temperatura (em oC ou K). Nesta experiência você utilizará um Erlenmeyer como calorímetro e determinará a variação de temperatura na reação química. Para calcular o calor da reação, aplique a equação descrita acima, lembrando que o calor liberado pela reação química é absorvido pela solução (q1) e pelo material de que é feito o Erlenmeyer (q2) e que este deve ser dividido pelo número de mols do reagente a fim de que o resultado seja expresso em cal/mol ou J/mol.

qT = q1 + q2 . no de mols

13 SISTEMA A SER ESTUDADO: Este experimento envolve a determinação do calor de reação das seguintes reações: H2O 1. NaOH(S) →→→→ NaOH(aq) ∆∆∆∆H1 = 2. NaOH(S) + HCl(aq) →→→→ NaCl (aq) + H2O( l ) ∆∆∆∆H2 = 3. NaOH(aq) + HCl(aq) →→→→ NaCl (aq) + H2O( l ) ∆∆∆∆H3 = A validade da Lei de Hess será determinada medindo o calor envolvido nas reações (1), (2) e (3) e relacionando-os da seguinte forma:

∆∆∆∆H2 = ∆∆∆∆H1 + ∆∆∆∆H3

MATERIAL:

- Balança - Becker de 250 mL - Erlenmeyer de 250 mL - Proveta graduada de 50 mL - Termômetro com escala de -10o a 100o C - Vidro de relógio

REAGENTES:

- Ácido clorídrico 1 mol/L - Hidróxido de sódio p.a.

BIBLIOGRAFIA:

Masterton & Slowinski - Química Geral Superior (p. 47) Brady - Química Geral (p. 312)

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EXPERIÊNCIA: TERMOQUÍMICA - VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DE HESS FOLHA DE PROCEDIMENTOS

PROCEDIMENTO: Esta experiência é dividida em três etapas:

I. DISSOLUÇÃO DO NaOH SÓLIDO EM ÁGUA:

Coloque num Erlenmeyer de 250 mL, previamente pesado, 100 mL de água destilada e determine a temperatura de equilíbrio com o ambiente. Pese, utilizando um vidro de relógio, aproximadamente 4 g de NaOH. Dissolva nos 100 mL de água as 4 g de NaOH sólido, agitando cuidadosamente com o termômetro. Anote a temperatura máxima. Transfira esta solução para um Becker de 250 mL e guarde para a etapa III. Anote os dados na Folha de Resultados.

II. REAÇÃO DO HCl(aq) COM NaOH(s):

Coloque no Erlenmeyer de 250 mL, 100 mL de HCl 1 mol/L. Determine a temperatura de equilíbrio e anote-a. Pese, utilizando um vidro de relógio, aproximadamente 4 g de NaOH e dissolva nos 100 mL de solução de HCl. Agite cuidadosamente com o termômetro e anote a temperatura máxima.

III. REAÇÃO DO HCl(aq) COM NaOH(aq):

Coloque no Erlenmeyer de 250 mL, 50 mL de NaOH 1 mol/L (utilize a solução de NaOH da etapa I). Determine a temperatura de equilíbrio com o ambiente e anote-a. Na proveta de 50 mL, coloque 50 mL de HCl 1 mol/L e, no momento em que estiver em equilíbrio com o ambiente, adicione-o ao NaOH. Agite cuidadosamente com o termômetro e anote a temperatura máxima.

15 EXPERIÊNCIA: PRIMEIRA AULA EM COMPUTADOR – REVISÃO DE CONTEÚDOS DE ESTEQUIOMETRIA, SOLUÇÕES, GASES, TERMOQUÍMICA E CINÉTICA QUÍMICA FOLHA DE PROCEDIMENTOS

PROCEDIMENTO: Abra o software CHEMLAND (há um atalho para ele na área de trabalho).

1. FERRAMENTAS E REFERÊNCIA, MASSA MOLAR E COMPOSIÇÃO CENTESIMAL:

Entre com a fórmula da Glicose (C6H12O6) e da anilina (C6H7N). Calcule as suas massas molares e as composições centesimais.

2. TAREFAS BÁSICAS:

a) Preparo de soluções: calcule a massa molar do hidróxido de sódio (NaOH) e a massa necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,12 Mol/L (os decimais são feitos com pontos). b) Balanceamento de equações: vá em reações e escolha a opção “Decomposição do Nitrato de Amônio”. Observando os átomos presentes, acerte a reação proposta, clicando no botão esquerdo do mouse para aumentar e no botão direito para diminuir cada coeficiente estequiométrico. Após o balanceamento, clique em “visualizar”.

3. PROPRIEDADES DA MATÉRIA:

a) Leis dos Gases: para o gás N2, varie a pressão, a massa e a temperatura da amostra. Observe a variação do volume resultante para diversas combinações de dados, variando um de cada vez. Repita o procedimento para o xenônio. b) Distribuição de Boltzmann: escolha um gás e faça o programa calcular a sua curva de distribuição de velocidades para as temperaturas de 200, 300, 400, 500 e 600K. Anote a fração acima de 1000 m/s em cada condição.

16 4. REATIVIDADE:

a) Reagentes limitantes: para a reação de AgNO3 + NaCl, adicione incrementos de 10 g de AgNO3 a 20 g de NaCl. Repita para 40 e 60 g de NaCl. b) Medidas de velocidade: o gráfico apresenta a variação da concentração de um determinado reagente (H2O2) em função do tempo em uma determinada reação. Calcule a velocidade de decomposição deste reagente: b1) no início da reação; b2) após cerca de 500 minutos; b3) após cerca de 1000 minutos; b4) no intervalo entre 500 e 1000 minutos (velocidade média). c) Velocidade de reação: varie Ea, ∆E, temperatura e concentração inicial de uma reação genérica A→B e observe o gráfico de energia x caminho da reação. Observe a cor do frasco, que indica a concentração inicial (escolhida por você) e final de A (de acordo com os parâmetros escolhidos) após a reação.

5. TERMODINÂMICA:

a) Calor específico: parta de blocos de 2 g de madeira, cobre e vidro, a 20 °C. Aqueça-os com uma chama de 3 segundos de duração e observe a temperatura final de cada objeto. b) Calorimetria: parta de 500 mg de ácido benzóico e 100 g de água no calorímetro. Dê a ignição para queimar o ácido e observe a mudança de temperatura. Sabendo o Cp da água (1 cal/gK) e o do calorímetro (veja no programa), calcule o calor de combustão do ácido benzóico, de acordo com a reação proposta. c) Lei de Hess: escolha a reação de combustão de um alcano. Some reações elementares (ou subtraia, somando a reação reversa) de maneira que essa soma corresponda à reação de combustão completa. Calcule o seu ∆H (dH).

17 EXPERIÊNCIA: CINÉTICA QUÍMICA

OBJETIVO: Verificar experimentalmente a influência da concentração dos reagentes, temperatura e catalisador sobre a velocidade de uma reação através da medida do tempo de reação - em sistemas homogêneos.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS: A velocidade de uma reação, isto é a rapidez com que certa quantidade de reagente transforma-se em produtos depende: da natureza dos reagentes, da concentração dos reagentes, da temperatura, do uso de catalisadores adequados e do grau de divisão das partículas dos reagentes. A concentração dos reagentes influencia a velocidade da reação e a expressão que relaciona a concentração e velocidade é denominada EQUAÇÃO DE VELOCIDADE DA REAÇÃO - que não pode ser determinada a partir da reação global, mas apenas experimentalmente.

Para a reação genérica: aA + bB →→→→ cC + dD

velocidade da reação = k [A]x [B]y

onde: k = constante de velocidade a uma dada temperatura;

[[[[A]]]], [[[[B]]]] = concentração dos reagentes em mol/l; x, y = ordem em relação a cada um dos reagentes (determinada a partir de medidas experimentais

de velocidade)

A ordem global de reação é a soma dos expoentes das concentrações na equação da velocidade. A maioria das reações não ocorrem numa etapa simples (como descrita pela equação global), mas sim numa série de etapas - que constituem o MECANISMO DA REAÇÃO. Um aumento de temperatura aumenta a fração de moléculas que tem uma determinada energia cinética mínima - denominada ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea) - para que as colisões entre moléculas reagentes sejam efetivas na formação do produto. O catalisador é uma substância que pode provocar grandes alterações na velocidade de reação, mantendo-se inalterado no final do processo. O catalisador torna possível um novo mecanismo de reação com uma energia de ativação menor.

SISTEMA A SER ESTUDADO:

Soluções aquosas de tiossulfato de sódio e ácido sulfúrico reagem segundo a equação:

Na2S2O3 + H2SO4 →→→→ Na2SO4 + H2O + SO2 + S produzindo enxofre insolúvel - que aparece como uma turvação esbranquiçada. Variando-se a concentração dos reagentes, pode-se verificar sua influência sobre a velocidade da reação medindo o tempo entre o início da reação (mistura das soluções) e o surgimento da turvação. Para a mesma reação acima, varia-se a temperatura utilizando um banho-maria. Mede-se o tempo de reação a 30 ºC, 40 ºC e 50 ºC. Verifica-se a influência do catalisador realizando a reação entre tiocianato férrico e tiossulfato de sódio:

2 Fe(SCN)3 + 2 Na2S2O3 →→→→ 2 Fe(SCN)2 + 2 NaSCN + Na2S4O6

sem catalisador e com catalisador. Mede-se o tempo decorrido desde a mistura dos reagentes (solução avermelhada) até o desaparecimento da cor (solução incolor).

18 MATERIAL:

- Bastão de vidro - Becker de 250 mL - Bureta - Caneta para marcar vidro - Cronômetro - Suporte de ferro - Termômetro - Tubos de ensaio

REAGENTES:

- Ácido sulfúrico - Sulfato de cúprico - Tiocianato férrico - Tiossulfato de sódio

BIBLIOGRAFIA:

Química Geral: Russel Química Geral: Brady - Humiston (p. 341)

19 EXPERIÊNCIA: CINÉTICA QUÍMICA FOLHA DE PROCEDIMENTOS

EXPERIÊNCIA:

I. INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES NA VELOCIDADE DA REAÇÃO:

Seja a reação (1):

Na2S2O3 + H2SO4 →→→→ Na2SO4 + H2O + SO2 + S

1) INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DO TIOSSULFATO DE SÓDIO:

a) COLOCAR em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo:

TUBO Na2S2O3 0,1 mol/L

H2O TOTAL

1 2 mL 4 mL 6 mL 2 3 mL 3 mL 6 mL 3 4 mL 2 mL 6 mL 4 6 mL 0 6 mL

b) Em outros 4 tubos COLOCAR H2SO4 0,2 mol/L (6 mL em cada tubo). c) VERTER um tubo de H2SO4 no tubo no 1 de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo da mistura das soluções até que a turvação, causada pelo enxofre coloidal formado, não permita a visualização da marca. OBS.: Fazer uma marca com lápis/caneta num papel branco e colocá-la sob o tubo. O término da contagem do tempo é definido pelo desaparecimento da marca colocada embaixo do tubo. d)REPETIR o mesmo procedimento (ítem c) para os tubos 2, 3 e 4 de Na2S2O3. Medir os tempos anotando-os no QUADRO 1 (folha de resultados).

2) INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DO ÁCIDO SULFÚRICO:

a) COLOCAR em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo:

TUBO H2SO4 0,2 mol/L

H2O TOTAL

1 2 mL 4 mL 6 mL 2 3 mL 3 mL 6 mL 3 4 mL 2 mL 6 mL 4 6 mL 0 6 mL

b) Em outros 4 tubos COLOCAR Na2S2O3 0,1 mol/L (6 mL em cada tubo). c) VERTER um tubo de de Na2S2O3 0,1 mol/L no tubo no 1 de H2SO4 e, imediatamente, cronometrar o tempo da mistura das soluções até que a turvação, causada pelo enxofre coloidal formado, não permita a visualização da marca. d) REPETIR o mesmo procedimento para os tubos 2, 3 e 4. Medir os tempos, anotando-os no QUADRO 2. OBS.: PROCEDER de forma semelhante à descrita no ítem 1.c.

20 e) REPETIR o mesmo procedimento (ítem c) para os tubos 2, 3 e 4 de H2SO4. Medir os tempos anotando-os no QUADRO 2 (folha de resultados).

II. INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DA REAÇÃO

a) ROTULAR três tubos de ensaio com os números 1, 2 e 3. b) COLOCAR 4 mL de Na2S2O3 0,1mol/L em cada um destes tubos. c) Em outros 3 tubos COLOCAR H2SO4 0,2M (4 mL em cada tubo).

d) COLOCAR os 6 tubos num copo de 400 mL com água (banho-maria) e AQUECER até 30 °C, utilizando um termômetro dentro do copo para medir a temperatura (sem encostar o termômetro no fundo do Becker no momento da leitura). e) VERTER um dos tubos de H2SO4 no tubo no 1 de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo até a turvação completa. (Mesmo procedimento adotado nos ítens 1c e 2c). f) ANOTAR a temperatura e o tempo de reação no quadro 3 (folha de resultados).

g) REPETIR o mesmo procedimento para as temperaturas de 40 ºC e 50 ºC com os tubos 2 e 3 respectivamente. ANOTAR no QUADRO 3.

III. INFLUÊNCIA DO CATALISADOR NA VELOCIDADE DA REAÇÃO

Seja a reação:

2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3 →→→→ 2Fe(SCN)2 + 2NaSCN + Na2S4O6

a) Em 2 tubos de ensaio COLOCAR a solução de Na2S2O3 (5 mL em cada tubo). b) Em outros 2 tubos, COLOCAR a solução alaranjada de Fe(SCN)3 (5 mL em cada tubo). c) VERTER um tubo de Fe(SCN)3 em um tubo de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo, desde a mistura das soluções até o desaparecimento da cor. ANOTAR o tempo no QUADRO 4 (folha de resultados). d) ANOTAR o tempo no QUADRO 4 (folha de resultados). e) ADICIONAR 2 gotas de CuSO4 no tubo 2 de Na2S2O3. f) VERTER o outro tubo de Fe(SCN)3 no tubo contendo Na2S2O3 e CuSO4 e cronometrar o tempo, desde a mistura das soluções até o desaparecimento da cor. ANOTAR o tempo no QUADRO 4 (folha de resultados).

EXPERIÊNCIA: EQUILÍBRIO QUÍMICO

OBJETIVO: Verificar a relação entre velocidade de reação e equilíbrio químico.Estudar fatores que modificam o estado de equilíbrio de uma reação química.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:Um sistema do tipo REAGENTES formação de produtos é igual a velocidade de formação de reagentes. Este equilíbrio é modificado por alterações nas condições de realização da reação química.O princípio geral que rege os deslocamentos dos estados de equilíbrio é o chamado PRINCÍPIO DE LE CHATELIER - que diz: Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado e atingir um novo estado de equilíbrio.


Você fará um estudo dos estados de equilíbrio químico e de fasistema abaixo, observando as alterações de cor que ocorrerão e relacionandoreagentes e produtos formados.

Co2+(aq) Cor rosa

MATERIAL:

- Bastão de vidro - Buretas de 25 mL - Becker de 400 mL - Suporte de ferro - Tela de amianto - Tubos de ensaio

BIBLIOGRAFIA:

MORAES, R.; RAMOS, M. G. - Experiências e Projetos de Química.Editores, 1976. CHEMICAL EDUCATION MATERIAL STUDY. Livraria Editora Ltda, 1973. V.2. RUSSEL, J. B. - Química Geral. São Paulo, Editora Mc Graw

EXPERIÊNCIA: EQUILÍBRIO QUÍMICO

velocidade de reação e equilíbrio químico. Estudar fatores que modificam o estado de equilíbrio de uma reação química.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS: PRODUTOS está em equilíbrio quando a velocidade de

locidade de formação de reagentes. Este equilíbrio é modificado por alterações nas condições de realização da reação química. O princípio geral que rege os deslocamentos dos estados de equilíbrio é o chamado PRINCÍPIO DE LE

que diz: Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, procurando minimizar a ação do fator aplicado e atingir um novo estado de equilíbrio.

Você fará um estudo dos estados de equilíbrio químico e de fatores que modificam estes equilíbrios para o sistema abaixo, observando as alterações de cor que ocorrerão e relacionando-as com as concentrações de

+ 4 Cl1-(aq) CoCl42-

(aq)

Cor rosa Cor azul

REAGENTES

- Água destilada - Ácido clorídrico concentrado p.a - Cloreto de sódio (sólido) - Gelo - Nitrato de cobalto II 0,25 Mol/L - Nitrato de cobato II (sólido)

- Nitrato de prata 0,1 Mol/L

Experiências e Projetos de Química. São Paulo, Saraiva S.A. Livreiros

ON MATERIAL STUDY. Química uma Ciência Experimental.

. São Paulo, Editora Mc Graw-Hill do Brasil Ltda, 1982.

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PRODUTOS está em equilíbrio quando a velocidade de locidade de formação de reagentes. Este equilíbrio é dinâmico e pode ser

O princípio geral que rege os deslocamentos dos estados de equilíbrio é o chamado PRINCÍPIO DE LE que diz: Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca,

tores que modificam estes equilíbrios para o as com as concentrações de

São Paulo, Saraiva S.A. Livreiros

Química uma Ciência Experimental. São Paulo, Edart

Hill do Brasil Ltda, 1982.

EXPERIÊNCIA: EQUILÍBRIO QUÍMICO FOLHA DE PROCEDIMENTOS

OBJETIVOS: Neste experimento você fará um estudo sobre a influência da concentração dos reagentes e produtos e da temperatura, sobre o seguinte sistema em equilíbrio:

Co2+(aq) Cor rosa Observe a intensidade das cores AZUL e ROSA e relacione com a concentração do reagente e produto presentes quando o sistema estiver em equilíbrio.

PROCEDIMENTO: A) Coloque em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela a seguir. Homogeneize utbastão de vidro.

TUBO Co(NO0,25 mol/L

1 2,5 mL2 2,5 mL3 2,5 mL4 2,5 mL

B) Utilizando um dos tubos selecionados (ver questrês porções aproximadamente iguais:

1. Aqueça a 1a porção num Becker contendo água da torneira.

2. Resfrie a 2a porção num Becker contendo água com gelo.

3. Mantenha a 3a porção à temperatura ambiente

4. Aqueça a 2a porção e resfrie a 1

OBSERVE AS ALTERAÇÕES DE COR QUE OCORRERÃO E REGISTRE.

C) Pegue o outro tubo selecionado e divida a solução em quatro porções aproximadamente iguais:

1. Adicione cristais de Co(NO3)2 à 1

2. Adicione cristais de NaCl à 2a porção, agitando.

3. Adicione gotas de AgNO3 à 3a

Lembre que o íon Ag+ reage segundo a equação:

4. Mantenha a 4a porção como padrão de comparação

EXPERIÊNCIA: EQUILÍBRIO QUÍMICO FOLHA DE PROCEDIMENTOS

Neste experimento você fará um estudo sobre a influência da concentração dos reagentes e produtos e da temperatura, sobre o seguinte sistema em equilíbrio:

+ 4 Cl1-(aq) CoCl42-

(aq), Cor rosa Cor azul

Observe a intensidade das cores AZUL e ROSA e relacione com a concentração do reagente e produto presentes quando o sistema estiver em equilíbrio.

A) Coloque em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela a seguir. Homogeneize ut

Co(NO3)2 0,25 mol/L

HCl 12 mol/L

H2O dest.

TOTAL

2,5 mL 0 5,0 Ml 7,5 mL2,5 mL 3,0 mL 2,0 mL 7,5 mL2,5 mL 3,5 mL 1,5 mL 7,5 mL2,5 mL 5,0 mL 0 7,5 mL

B) Utilizando um dos tubos selecionados (ver questão 6 da Folha de Resultados), divida seu conteúdo em

porção num Becker contendo água da torneira.

porção num Becker contendo água com gelo.

porção à temperatura ambiente como padrão de comparação.

porção e resfrie a 1a.

OBSERVE AS ALTERAÇÕES DE COR QUE OCORRERÃO E REGISTRE.


à 1a porção, agitando até dissolver.

porção, agitando.

porção, agitando.

reage segundo a equação: Ag++++ ++++ Cl−−−−(aq) AgCl(s)

padrão de comparação.

22

Neste experimento você fará um estudo sobre a influência da concentração dos reagentes e produtos e da

Observe a intensidade das cores AZUL e ROSA e relacione com a concentração do reagente e produto

A) Coloque em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela a seguir. Homogeneize utilizando o

TOTAL

7,5 mL 7,5 mL 7,5 mL 7,5 mL

tão 6 da Folha de Resultados), divida seu conteúdo em


EXPERIÊNCIA: PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO HIDRÓXIDO DE NÍQUEL

OBJETIVO: Determinar o produto de solubilidade do hidróxido de níquel por pH e comparação colorimétrica.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:Produto de solubilidade (Kps) é um tipo esquantitativamente o comportamento da solubilidade. Todo sólido que se ioniza, ao se dissolver e formar uma solução saturada, tem o seu valor característico de K

MX A partir do valor de Kps pode-se determinar a concentração dos íons em solução E ao contrário, se a concentração dos íons em solução é determinada experimentalmente, o valor de Kcalculado. Para eletrólitos pouco solúveis a concentração iônica em solução é muito pequena e a constante do produto de solubilidade é então expressa por:

onde [M+

(aq)] e [X−(aq)] representam as concentrações em mol/L dos íons M

chamada Constante do Produto de Solubilidadeconcentração de MX(s) no sólido MX é função da densidade do sólido e da sua massa molar, portanto é constante e seu valor foi incorporado ao da constante de(Kps = Kc [MX(s)]). −−−− No cálculo do produto de solubilidade entram apenas aquelas concentrações que podem variar. O Produto de Solubilidade de um eletrólito mais complexo como por exemplo Mse em conta as regras usuais da expressão da constante de equ

M2X3


O hidróxido de níquel (Ni(OH)2) é o eletrólito pouco solúvel a ser estudado, o equilíbrio se estabelece da seguinte forma:

Ni(OH)

A condição de equilíbrio é dada por:

Isto significa que uma solução de hidróxido de níquel em equilíbrio unicamente com o sólido, numa dada temperatura, tem como produto da concentração dos seus A finalidade da presente experiência é determinar o valor do Níquel, o qual não varia quando a temperatura permanece constanteOH− provenientes de outros eletrólitos. Para calcular o valor de Kps torna-se necessário conhecer as concentrações dos íons Niequilíbrio na solução saturada.

EXPERIÊNCIA: PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO HIDRÓXIDO DE NÍQUEL

Determinar o produto de solubilidade do hidróxido de níquel por pH e comparação colorimétrica.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS: ) é um tipo especial de constante de equilíbrio que caracteriza

quantitativamente o comportamento da solubilidade. Todo sólido que se ioniza, ao se dissolver e formar uma solução saturada, tem o seu valor característico de Kps:

MX(s) M++++(aq) ++++ X−−−−

(aq)

se determinar a concentração dos íons em solução −−−− Solubilidade do Sólido. E ao contrário, se a concentração dos íons em solução é determinada experimentalmente, o valor de K

rólitos pouco solúveis a concentração iônica em solução é muito pequena e a constante do produto

Kps = [M++++(aq)] . [X

−−−−(aq)]

] representam as concentrações em mol/L dos íons M+ e X−, respectivamConstante do Produto de Solubilidade ou simplesmente Produto de Solubilidade

no sólido MX é função da densidade do sólido e da sua massa molar, portanto é constante e seu valor foi incorporado ao da constante de equilíbrio

No cálculo do produto de solubilidade entram apenas aquelas concentrações que

O Produto de Solubilidade de um eletrólito mais complexo como por exemplo M2X3, é calculado levandose em conta as regras usuais da expressão da constante de equilíbrio:

2 M3+3+3+3+(aq) ++++ 3 X2−2−2−2−

(aq)

Kps = [M3+3+3+3+(aq)]

2222 . [X2−2−2−2−(aq)]

3333

) é o eletrólito pouco solúvel a ser estudado, o equilíbrio se estabelece da

Ni(OH)2 (s) Ni2+2+2+2+(aq) ++++ 2 OH−−−−

(aq)

Kps = [Ni2+2+2+2+(aq)] . [OH−−−−

(aq)] 2222

Isto significa que uma solução de hidróxido de níquel em equilíbrio unicamente com o sólido, numa dada temperatura, tem como produto da concentração dos seus íons um valor constante.

A finalidade da presente experiência é determinar o valor do Produto de Solubilidade do Hidróxido de não varia quando a temperatura permanece constante, ainda que sejam os íons Ni

trólitos.

se necessário conhecer as concentrações dos íons Ni

23

Determinar o produto de solubilidade do hidróxido de níquel por pH e comparação colorimétrica.

pecial de constante de equilíbrio que caracteriza quantitativamente o comportamento da solubilidade. Todo sólido que se ioniza, ao se dissolver e formar

Solubilidade do Sólido. E ao contrário, se a concentração dos íons em solução é determinada experimentalmente, o valor de Kps é

rólitos pouco solúveis a concentração iônica em solução é muito pequena e a constante do produto

, respectivamente. Kps é Produto de Solubilidade. A

no sólido MX é função da densidade do sólido e da sua massa molar, portanto é

No cálculo do produto de solubilidade entram apenas aquelas concentrações que

, é calculado levando-

) é o eletrólito pouco solúvel a ser estudado, o equilíbrio se estabelece da

Isto significa que uma solução de hidróxido de níquel em equilíbrio unicamente com o sólido, numa dada

Produto de Solubilidade do Hidróxido de , ainda que sejam os íons Ni2+ e

se necessário conhecer as concentrações dos íons Ni2+ e OH− em

24 A concentração do íon OH− pode ser calculada a partir da medida do valor de pH da solução, enquanto a concentração do íon Ni2+ pode ser determinada colorimetricamente, comparando a coloração da solução com a de outra cuja concentração de íon Ni2+ é conhecida.

MATERIAL: REAGENTES:

- 2 Bastões de vidro - Água destilada - 2 Tubos largos - Solução de hidróxido de sódio 1 mol/L - 2 Tubos para medida de pH - Solução de sulfato de níquel 0,5 mol/L - 4 Tubos de centrífuga - Solução padrão de sulfato de níquel 0,2 mol/L - Centrífuga - Estante de tubos de ensaio - Fotocolorímetro - Medidor de pH - Proveta

BIBLIOGRAFIA:

Brady e Huminston - Química Geral - cap. 16 Russell - Química Geral - 1ª Ed. - cap. 17 Russell - Química Geral - 2ªEd. - V. 2 - cap. 16

25 EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO HIDRÓXIDO DE NÍQUEL FOLHA DE PROCEDIMENTOS

PROCEDIMENTO: Prepare dois dos quatro tubos da tabela abaixo, de acordo com a orientação do professor. Com auxílio da bureta, adicione cuidadosamente as soluções em cada tubo.

Tubos NiSO4

0,5 Mol/L

NaOH

1 Mol/L

H2O

1 5,0 mL 3,0 mL 2,0 mL

2 5,0 mL 2,5 mL 2,5 mL

3 5,0 mL 2,0 mL 3,0 mL

4 5,0 mL 1,5 mL 3,5 mL

Agite cada tubo com seu respectivo bastão de vidro, alternadamente, durante 10 minutos. Após a precipitação completa (os 10 minutos de agitação), transfira a suspensão obtida para um tubo de centrífuga (disponível na bancada lateral) e centrifugue por 4 minutos. A seguir, transfira o sobrenadante para um tubo específico para medição de pH (também disponível na bancada lateral). O precipitado será colocado no recipiente de resíduos no final da aula. Utilizando o medidor de pH, meça o pH da solução de cada tubo com o centrifugado e anote o resultado na Folha de Respostas. A determinação dos íons Ni2+ é feita através de análise no fotocolorímetro, utilizando como comprimento de onda 650 nm que é onde ocorre a absorção do íon Ni2+. O fotocolorímetro mede a intensidade da cor da solução em relação a um padrão (solução de sulfato de níquel com concentração conhecida). A intensidade da cor é proporcional à concentração de níquel. Sabendo-se a absorbância e a concentração da solução padrão e a absorbância da solução de concentração desconhecida, é possível determinar essa concentração. Anote o valor medido no fotocolorímetro na Folha de Respostas.

26 EXPERIÊNCIA: SEGUNDA AULA EM COMPUTADOR – REVISÃO DE CONTEÚDOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO E IÕNICO FOLHA DE PROCEDIMENTOS

PROCEDIMENTO: Abra o software CHEMLAND (há um atalho para ele na área de trabalho), no capítulo EQUILÍBRIO.

1. EQUILÍBRIO QUÍMICO:

Calcule o Kc da reação abaixo para três diferentes concentrações iniciais.

2. ÁCIDOS E BASES:

Calcule o pH das seguintes soluções de HCl, HOAc, NaOH e NH3, nas concentrações de 0,1; 0,001; 0,0001 (observação: o decimal é feito com ponto neste programa!). Em uma folha anexa ou no verso da folha de relatório, demonstre, utilizando seus conhecimentos de equilíbrio iônico, os valores de pH calculados pelo programa.

3. TITULAÇÃO:

Utilize como titulado o HCl 1 mol/l e como titulante o NaOH 1 mol/l, tendo a fenolftaleína como indicador. Observe a cor em cada ponto. a) Trace a curva de titulação, cuidando para que próximo ao ponto de equivalência a adição de titulante seja feita aos poucos; b) Determine o pH e o volume de equivalência; c) Repita o processo utilizando HOAc 1 mol/l como titulado, explicando as diferenças; d) Teste os diferentes indicadores, observando as diferenças de cor e mostrando quais podem ser usados em cada titulação.

Fe3+(aq) + SCN -

(aq) Fe(SCN)2+(aq)

27 EXPERIÊNCIA: EFEITO TAMPÃO

OBJETIVO: Verificação da capacidade tamponante de soluções: CH3COOH/CH3COONa e NH3/NH4Cl.

INTRODUÇÃO: Baixas concentrações de íons hidrogênio são mais adequadamente expressas através do pH. O pH é definido como sendo o cologarítimo da concentração dos íons hidrogênio em uma solução. pH = colog[H+] Analogamente, baixas concentrações de íons hidroxila são mais adequadamente expressas através do pOH. O pOH é definido como sendo o cologarítimo da concentração dos íons hidroxila em uma solução. pOH = colog[OH-] Uma Solução Tampão é formado por uma mistura de Ácido Fraco e sua sua Base conjugada em concentrações aproximadamente iguais ou por uma mistura de Base Fraca e seu Ácido conjugado em concentrações aproximadamente iguais. Tais soluções tem a propriedade de variar muito pouco o seu pH quando a elas são adicionadas pequenas quantidades de Ácidos ou Bases fortes. Uma Solução Tampão é tão mais efetiva quanto mais próximas forem as concentrações do Par Conjugado e quanto mais elevados forem os valores absolutos dessas concentrações. Seu pH é dado por:

TAMPÃO ÁCIDO:

pH = pKa – log [ácido fraco] [base conjugada]

TAMPÃO BÁSICO:

pH = 14 - pKb + log [base fraca] [ácido conjugado]

MATERIAL: REAGENTES

- 04 Beckers de 100 mL - Acetato de sódio 0,2 mol/L - 01 Frasco lavador - Ácido acético 0,2 mol/L - Funil - Ácido clorídrico 0,1 mol/L - Provetas de 50 mL - Cloreto de amônio 0,2 mol/L - Pipetas de 5 mL - Hidróxido de amônio 0,2 mol/L - Papel indicador universal - Hidróxido de sódio 0,1 mol/L - 02 Buretas de 50 mL

28 EXPERIÊNCIA: EFEITO TAMPÃO FOLHA DE PROCEDIMENTOS

PROCEDIMENTOS: 1) Preparar 50 mL de uma solução tampão Ácido Acético/Acetato de Sódio misturando 25 mL de Ácido Acético 0,2 mol/L com 25 mL de Acetato de Sódio 0,2 mol/L em um Becker de 100 mL e determinar o seu pH usando papel indicador universal. Registre o resultado. Dividir esta solução em duas porções de 25 mL, colocando-as em dois beckers de 100 mL. Na primeira porção adicionar 5 mL de HCl 0,1 mol/L, agitar com bastão de vidro e determinar o pH. Anote na tabela de resultados. Repetir o procedimento adicionando mais duas vezes 5 mL de HCl 0,1 mol/L. Em seguida, realizar adições de 2,5 em 2,5 mL até ocorrer variação brusca de pH, com o auxílio de uma bureta. Na segunda porção, de forma análoga, realizar três adições de 5 mL de NaOH 0,1 mol/L. Em seguida, realizar as adições de 2,5 em 2,5 mL até ocorrer variação brusca de pH. 2) Preparar 50 mL de uma solução tampão Amônia/Cloreto de Amônio, misturando 25 mL de Amônia 0,2 mol/L com 25 mL de Cloreto de Amônio 0,2 mol/L em um Becker de 100 mL e determinar o seu pH. Registre o resultado. Repetir o procedimento usado com as soluções anteriores. 3) Adicionar 2,5 mL de HCl 0,1 mol/L a 25 mL de água destilada fervida contida em um Becker. Agitar com bastão de vidro e determinar o pH. Repetir o procedimento adicionando 2,5 mL de NaOH 0,1 mol/L a 25 mL de água destilada fervida contida em um Becker. Agitar com bastão de vidro e determinar o pH. Comparar o resultado com os resultados obtidos com os tampões.

29 EXPERIÊNCIA: TITULAÇÃO

OBJETIVOS: Determinar a concentração de ácido acético em vinagre.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS:

VOLUMETRIA

A determinação quantitativa de substâncias pode ser realizada no laboratório entre outras técnicas através da análise volumétrica, que é uma das técnicas analíticas mais úteis e exata, especialmente para quantidades da ordem de milimol. Em uma Titulação a substância a ser analisada, de concentração desconhecida, reage com outra de concentração exatamente conhecida − Solução Padrão. Em geral a solução padrão é adicionada, gota a gota, a partir de uma bureta. A solução adicionada é chamada Titulante. O volume de solução titulante necessário para reagir estequiometricamente com a substância a ter a concentração determinada é medido. Como a concentração e o volume da solução titulante são conhecidos, e a estequiometria da reação também, então a quantidade da substância desconhecida pode ser determinada. Como foi visto, os métodos volumétricos baseiam-se em reações químicas, mas para que uma reação química sirva de base para um método volumétrico ela deve atender aos seguintes requisitos: 1. A reação deve ser estequiométrica. Ou seja, deve ser bem definida e conhecida. Por exemplo a titulação de ácido acético em vinagre com solução de hidróxido de sódio. HC2H3O2 + NaOH → NaC2H3O2 + H2O 2. A reação deve ser rápida. A maioria das reações iônicas, como acima, são muito rápidas. Quando a reação é lenta a mesma pode ser acelerada com a adição de catalisadores ou ativadores, com o aumento da temperatura, etc. 3. A reação deve ser específica, não deve ocorrer reação paralela ou secundária. Se existirem substâncias interferentes elas tem que ser removidas. 4. Deve haver uma mudança brusca em alguma propriedade da solução quando a reação se completar. Pode ser uma mudança de cor da solução ou em alguma propriedade elétrica ou ainda em outra propriedade física. As titulações ácido-base sofrem uma intensa variação no pH da solução quando a reação se completa. A mudança de cor, neste caso é obtida através da adição de um indicador, cuja cor depende do pH da solução. 5. A reação deve ser quantitativa, ou seja, o equilíbrio da reação deve estar bem deslocado para a direita, de tal forma que ocorra uma mudança abrupta ao final da reação, para que seja obtida a exatidão desejada. Se o equilíbrio não está à direita a mudança de propriedade será gradual tornando difícil detectar o final da reação. 6. O ponto estequiométrico é obtido no momento exato em que quantidades estequiométricas reagem. Enquanto o ponto final é o momento em que é observado o final da reação, ou seja, quando uma mudança em alguma propriedade da solução é observada. O ponto final e o ponto estequiométrico devem coincidir ou ser a um intervalo reprodutível.

SOLUÇÃO PADRÃO

A solução padrão é preparada pela dissolução de uma quantidade exatamente conhecida de um reagente altamente puro, de composição definida e suficientemente estável ao ar, chamado Padrão Primário, e

30 diluído a um volume exatamente conhecido, em balão volumétrico. −−−− Solução Padrão Direta. A concentração, em mol/L, da solução é calculada a partir da massa do reagente e do volume de solução. Alternativamente, se o material não é suficientemente puro ou suficientemente estável, a solução é preparada para dar aproximadamente a concentração desejada, e então padronizada pela titulação de uma quantidade pesada de um padrão primário. −−−− Solução Padrão Indireta. Por exemplo, o hidróxido de sódio, cuja solução é preparada com uma concentração aproximada e então padronizada com uma massa exatamente conhecida de ftalato ácido de potássio (ou biftalato de potássio - KHC8H4O4). A solução agora padronizada de NaOH é então utilizada na titulação ou padronização de ácidos, como por exemplo na determinação do teor de ácido acético no vinagre. Então para que um reagente seja utilizado como padrão primário é necessário que ele preencha os seguintes requisitos: 1. Deve ser 100,00% puro, entretanto 0,01 a 0,02% de impureza é tolerável, se exatamente conhecida. 2. Deve ser estável à temperatura de secagem e deve ser indefinidamente estável à temperatura ambiente. Com poucas exceções, o padrão primário é sempre seco antes da pesagem. 3. Não deve ser higroscópico (fixa vapor de água, retirando-o do ar) nem eflorescente (forma o sal anidro, ou um de menor grau de hidratação, a partir de um hidratado - perde moléculas de água.). 4. Deve ser prontamente disponível. 5. É recomendável que tenha uma alta massa molar. Desta forma uma grande quantidade deverá ser pesada para que se tenha o suficiente a ser titulado. O erro relativo na pesagem de uma grande quantidade de material será menor que o da pesagem de uma pequena quantidade. 6. Se ele for usado em uma titulação tem que preencher também os requisitos de uma reação química utilizada em titulação.

CLASSIFICAÇÃO DOS MÉTODOS VOLUMÉTRICOS

Os métodos de análise volumétrica podem ser classificados de acordo com a natureza das reações em que se baseiam. As reações são dos seguintes tipos gerais: 1. Reações de combinação de íons: que compreendem as reações de neutralização (ácido-base), de precipitação e de formação de complexos. 2. Reações de oxidação-redução. 3. Métodos Elétricos: Potenciometria, Amperimetria, Coulometria, etc. Entre os métodos volumétricos veremos apenas o de neutralização que é baseado na brusca mudança de pH que ocorre no momento em que se dá a neutralização de um ácido por uma base ou vice-versa. A volumetria de neutralização é aplicada para compostos ácidos ou básicos, tanto inorgânicos como orgânicos, que são titulados por bases ou ácidos fortes. O ponto final dessas titulações é de fácil detecção, tanto pela mudança de cor do indicador colocado na solução como pela mudança de pH medida através de um aparelho medidor de pH.

DETERMINAÇÃO DO PONTO FINAL

Conforme já foi verificado anteriormente, qualquer propriedade física do sistema que exija uma variação brusca perto do ponto estequiométrico pode servir para acusar o ponto final da titulação.

31 O método mais usado é a dos indicadores ácido-base, que permitem localizar o ponto final visualmente por uma mudança de cor no sistema. O indicador (um dos reagentes, o produto da reação ou uma substância adicionada propositalmente) é uma substância que acusa o Ponto Final através de uma mudança de coloração ou aparecimento de turvação, sem alterar o ponto de equivalência da reação principal.

INDICADORES ÁCIDO-BASE

Os indicadores de pH, são substâncias orgânicas fracamente ácidas ( indicadores ácidos) ou fracamente básicas (indicadores básicos) que estabelecem um equilíbrio químico. A reversibilidade entre as formas associada e dissociada, com cores diferentes, é a base da utilização de uma substância como indicador ácido-base. A mudança de cor é observada visualmente em um intervalo de pH de uma a duas unidades (Zona de Viragem). Como existem ácidos e bases com uma grande gama de valores de pKa existem indicadores com zona de viragem abrangendo toda a faixa de pH, o que é importante se a titulação não é entre um ácido forte e uma base forte.

TITULAÇÃO

A bureta é usada para escoamentos precisos de quantidades variáveis de solução. A bureta utilizada na prática vai de 0 a 50 mL com intervalos de 0,1 mL. O volume escoado pode ser lido, por interpolação, com aproximação de 0,01 mL. Ou seja, nós estimamos a segunda casa decimal. A incerteza está no centésimo de mililitro. Encha a sua bureta com água da torneira e verifique se existe vazamento na torneira. Caso haja vazamento: 1) Se a torneira é de teflon verifique se a porca está devidamente atarraxada. Não aperte muito porque além de danificar a rosca você não consegue abrir e fechar a torneira. 2) Se a torneira é de vidro, esvazie a bureta, porque ela deverá ser limpa e lubrificada. Depois de cuidadosamente removida ela deve ser seca com papel higiênico, bem como a parte interna onde a torneira se encaixa. A torneira é lubrificada, com vaselina ou graxa de silicone. O lubrificante não deve ser aplicado na parte central, na direção do canal por onde escoa o líquido. Isto porque ao fazer o movimento de abrir e fechar a torneira vai-se acumulando graxa no canal de escoamento e um posterior entupimento deverá ocorrer. Torneira de teflon não é lubrificada, porque o teflon é autolubrificante. Ao escoar a água observe se a bureta está limpa. Um vidro limpo permite o escoamento com a formação de um filme líquido contínuo. Quando o filme se quebra e surgem gotículas nas paredes da bureta este é o indicativo de que a bureta não está limpa. Neste caso a bureta tem que ficar de molho em Extran −−−− detergente com um grande poder desengordurante. Enxágüe bem com água da torneira. Lave a bureta várias vezes com pequenas porções de água destilada. Escorra bem e lave três vezes com pequenas quantidades de solução titulante. Encha a bureta com a solução titulante. Abra a torneira para encher a parte inferior também. Elimine as bolhas. Zere a bureta. Evite o erro de paralaxe. O filme de líquido que fica na parede da bureta (e de pipetas também) é um fato e pode variar quando a velocidade de escoamento varia. Assim o escoamento que não deve ser muito rápido, poucas gotas por minuto, perto do ponto final. À medida que o ponto final se aproxima uma fração de gota deve ser escoada. Abre-se a torneira o suficiente para que a gota comece a se formar, fecha-se e a parede do erlenmeyer é levada a tocar a ponta da bureta para que a fração de gota escorra. A parede do erlenmeyer é então lavada com auxílio do frasco lavador, arrastando a fração de gota para a solução. Quando o ponto final é atingido, faça a leitura do volume gasto, cuidando para evitar o erro de paralaxe.

FORMAS DE EXPRIMIR CONCENTRAÇÃO

A concentração de uma solução é sempre dada pela razão entre a quantidade de soluto pela quantidade de solução ou em alguns casos pela quantidade de solvente. Dependendo das unidades em que estas quantidades são expressas as concentrações recebem diferentes nomes. As diferentes unidades são escolhidas de acordo com a conveniência ou recomendação técnica de cada tipo de experiência. Molaridade (M) é expressa pelo número de mol de soluto dividido pelo volume de solução em litro (L). Sua unidade é mol/L.

nsoluto

32 M =

Vsolução (L) É usada para cálculos que envolvem reações entre reagentes químicos em solução. Conhecendo-se a concentração de um dos reagentes e a reação química, pode-se calcular a concentração do outro. É o que será feito nas duas práticas a seguir. A molaridade depende da temperatura já que o volume da solução é função da temperatura. Molalidade (m) é expressa pelo número de mol de soluto dividido pela massa de solvente em quilograma (kg). Sua unidade é mol/kg.

nsoluto

m = msolvente (kg)

É usada em medidas onde há variação de temperatura como por exemplo em propriedades coligativas tais como abaixamento do ponto de congelamento, diminuição da pressão de vapor, pressão osmótica e aumento do ponto de ebulição. Propriedades coligativas dependem somente do número de partículas presente em solução por mol de solvente. Concentrações molais não dependem da temperatura como as concentrações molares.

EXPRESSÃO DOS RESULTADOS ANALÍTICOS

Os resultados analíticos são reportados de várias maneiras, tais como concentração (no caso da padronização da solução de hidróxido de sódio) ou quantidade de analito (substância de interesse na amostra) por unidade de massa ou de volume. Amostras sólidas são expressas em massa de analito como percentagem da massa da amostra (% massa / massa).

msoluto (g) % massa / massa = x 100

mamostra (g) Amostras líquidas também são expressas em percentagem de massa da amostra por massa da solução mas podem ser expressas em massa de analito por volume de solução (veja o caso da determinação de ácido acético em vinagre). Sempre que a concentração for expressa em %, se não estiver claro, deve ser especificado que tipo está sendo usado.

msoluto (g) % massa / massa = x 100

mamostra (g)

msoluto (g) % massa / volume = x 100

Vamostra (mL) Vsoluto (mL)

% volume / massa = x 100 mamostra (g)

Vsoluto (mL)

% volume / volume = x 100 Vamostra (mL)

33 MATERIAL: REAGENTES:

- Balão volumétrico de 100 mL - Fenolftaleína 0,1 % - Bureta (e acessórios) - Solução padrão de NaOH ~0,1 Mol/L - Erlenmeyer de 250 mL - Vinagre comercial - Pipetas volumétricas de 10 e 25 mL

BIBLIOGRAFIA:

O. A. OHLWEILER - Química Analítica Quantitativa - 3 o Ed. G.D. CHRISTIAN - Analytical Chemistry - 4th Ed. H.A. FLASCHKA, A.J. BARNARD, Jr. P.E. STURROCK - Quantitative Analytical Chemistry

34 EXPERIÊNCIA: DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGRE FOLHA DE PROCEDIMENTOS

OBJETIVOS: A acidez total de um vinagre é convenientemente determinada mediante titulação de uma solução padrão alcalina, em presença de fenolftaleína como indicador. A acidez total predominante é devido à presença de ácido acético - embora outros ácidos orgânicos possam estar presentes, em pequena proporção. O resultado é expresso em termos de gramas de ácido acético por 100 mL de vinagre. O percentual de ácido acético no vinagre oscila em torno dos 5 %.

PROCEDIMENTO: 1. Pipetar 10 mL de vinagre comercial para um balão volumétrico de 100 mL e diluir à marca com água destilada. Misturar bem a solução. 2. Desta solução, recolher uma alíquota de 25 mL para dentro de um dos erlenmeyers e adicionar 2 a 3 gotas de fenolftaleína. 3. Adicionar, gota a gota, através da bureta, a solução padrão de NaOH - até aparecer a primeira coloração rósea persistente. Durante o processo de adição da solução básica de hidróxido de sódio, o erlenmeyer deverá ser agitado e suas paredes lavadas com água destilada - para que toda a base e o ácido possam reagir. 4. Fazer a leitura do volume consumido da base e anotar. 5. Repetir o processo mais duas vezes. Lembrando sempre que a bureta tem o seu volume completado cada vez que o processo é iniciado.

35 EXPERIÊNCIA: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

OBJETIVO: Identificar reações com espécies que oxidam e que reduzem, bem como os agentes oxidantes e redutores e acertar os coeficientes de equações redox, nominando as substâncias envolvidas.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS: Reações de oxidação-redução ocorrem quando elétrons são transferidos de uma substância para outra. Nestas reações um dos elementos perde elétrons - sofrendo oxidação. O reagente que o contém chama-se AGENTE REDUTOR. Outro elemento ganha elétrons - sofrendo redução. O reagente que o contém chama-se AGENTE OXIDANTE. Em ambos os casos ocorre uma variação do NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) dos elementos envolvidos. Em uma reação redox, o agente oxidante contém o elemento que é reduzido; o agente redutor contém o elemento que é oxidado. Dois fatores são importantes: 1) Uma reação de redução é sempre acompanhada de uma reação de oxidação, isto é, redução e oxidação não ocorrem isoladamente: 2) Como os elétrons são transferidos de um reagente para o outro - o número de elétrons ganhos por um elemento é sempre igual ao número de elétrons perdidos por outro elemento.

SISTEMA ESTUDADO:

Este experimento envolve reações químicas com alguns agentes oxidantes importantes (como KMnO4, K2Cr2O7 e H2O2), assim como alguns agentes redutores (tais como SnCl2 e FeSO4).

MATERIAL:

- Bastão de vidro - Pipetas graduadas de 1mL e 2mL - Tubos de ensaio

REAGENTES:

- Ácido sulfúrico 3 Mol/L - Cloreto estanoso 0,1 Mol/L - Cloreto férrico 0,1 Mol/L - Dicromato de potássio 0,1 Mol/L - Ferricianeto de potássio 1 mol/L - Hidróxido de sódio 4 Mol/L - Nitrato de cromo III 0,1 Mol/L - Permanganato de potássio 0,02 Mol/L - Peróxido de hidrogênio 3% - Sulfato ferroso 0,1 Mol/L - Sulfito de sódio (sólido) - Tiocianato de amônio 1 Mol/L

36 EXPERIÊNCIA: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO FOLHA DE PROCEDIMENTOS

REAÇÕES REDOX DAS ESPÉCIES Fe2+2+2+2+ e Fe3+3+3+3+:

I. IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FERROSO (Fe2+2+2+2+):

A espécie Fe2+ apresenta uma cor esverdeada ou quase incolor e pode ser identificada por Ferricianeto de potássio. Colocar 2 a 3 gotas de Ferricianeto de potássio num tubo de ensaio contendo 1 mL de solução de Fe2+. Observar se há formação de precipitado e/ou mudança de cor.

3 FeSO4 + 2 K3[Fe(CN)6] →→→→ Fe3[Fe(CN)6]2 + 3 K2SO4

II. IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FÉRRICO (Fe3+3+3+3+):

A espécie Fe3+ apresenta uma cor amarelada e pode ser identificada por Tiocianato de amônio. Adicionar 1 gota de Tiocianato de amônio num tubo de ensaio contendo 1 mL de solução de Fe3+. Observar se há formação de precipitado e/ou mudança de cor.

2 FeCl3 + 6 NH4SCN →→→→ Fe[Fe(SCN)6] + 6 NH4Cl

III. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Fe3+3+3+3+:

Colocar 1 mL de Fe3+ (FeCl3) de cor amarelada num tubo de ensaio. Adicionar SnCl2 gota a gota e com agitação até a cor amarela forte ficar mais fraca (menos intensa). Testar com 2 gotas de Ferricianeto de Potássio.

FeCl3 + SnCl2 →→→→ FeCl2 + SnCl4

IV. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Fe2+2+2+2+:

Colocar 1 mL de Fe2+ (FeSO4) incolor ou levemente esverdeada num tubo de ensaio. Adicionar 5 gotas de H2SO4 diluído e KMnO4, gota a gota e com agitação até observar a intensificação da cor amarela. Testar com 1 gota de Tiocianato de amônio.

FeSO4 + H2SO4 + KMnO4 →→→→ Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

37 REAÇÕES REDOX DAS ESPÉCIES Cr3+ E Cr6+:

As espécies Cr6+ e Cr3+ apresentam cores características. A cor do Cr6+ varia do amarelo ao alaranjado, conforme se apresente sob forma de CrO4

2−−−−, HCrO4−−−− ou Cr2O7

2−−−−. A cor do Cr3+ varia do verde ao azul, conforme o pH do meio e outras espécies químicas presentes.

V. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Cr6+6+6+6+:

Adicionar 1 mL de solução de Cr6+ (K2Cr2O7) num tubo de ensaio e a seguir mais 2 mL de H2SO4 diluído. Adicionar Na2SO3 em pequenas quantidades e com agitação até ocorrer mudança de cor.

Cr2O7

2−2−2−2− + SO3 2−2−2−2− + H++++ →→→→ Cr3+3+3+3+ + HSO4

−−−− + H2O

VI. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Cr3+3+3+3+:

Adicionar 1 mL de solução de Cr3+ (Cr(NO3)3) a um tubo de ensaio e a seguir mais 2 mL de NaOH 4 mol/L. Adicionar H2O2 3% gota a gota e com agitação até ocorrer mudança de cor.

Cr(OH)4

−−−− + O2 2−2−2−2− →→→→ CrO4

2−2−2−2− + OH−−−− + H2O

38 EXPERIÊNCIA: ESTUDO DO CARÁTER OXIDANTE-REDUTOR DE SUBSTÂNCIAS METÁLICAS.

ESCALA DE NOBREZA.

OBJETIVO: Verificar experimentalmente a tendência relativa de metais em perderem elétrons. Organizar uma escala de nobreza

FUNDAMENTOS TEÓRICOS: Originalmente o termo oxidação foi usado para designar a reação de qualquer substância com oxigênio elementar. Hoje em dia ele é empregado para todos os processos em que elétrons são removidos de átomos, moléculas ou íons. O inverso da oxidação, isto é, os processos em que elétrons são ganhos, é chamado de redução. Uma vez que elétrons não podem existir livres por períodos extensos, cada oxidação é sempre acompanhada por uma redução equivalente. Assim, na reação:

2 Na ++++ Cl2 →→→→ 2 Na++++ ++++ 2 Cl−−−−

Na é oxidado a Na+ pelo Cl2, enquanto Cl2 é reduzido a Cl− pelo Na. Observe que esta reação pode ser escrita como a soma de duas semi-reações, de dois pares de oxidação-redução envolvendo as duas espécies relacionadas (Ex.: Na e Na+) e elétrons.

2 Na →→→→ 2 Na++++ ++++ 2 e−−−− (semi-reação de oxidação)

Cl2 ++++ 2 e−−−− →→→→ 2 Cl−−−− (semi-reação de redução) As substâncias variam muito quanto à facilidade que apresentam para doar ou aceitar elétrons. Usando uma linguagem mais adequada em termos de oxidação, as substâncias variam largamente em sua capacidade de atuar como agentes oxidantes ou redutores. O caráter oxidante ou redutor é relativo: depende da natureza das espécies químicas que são postas a reagir, de suas concentrações e das condições vigentes, em termos de pressão e temperatura. Os pares de óxido-redução estão reunidos em tabelas −−−− Tabela de Potenciais Padrão de Redução −−−− onde o caráter oxidante ou redutor é expresso de forma quantitativa através dos potenciais normais de eletrodo, para as mesmas condições de concentração (1 mol/L), temperatura (25ºC) e pressão (1 atm). Nesta prática o estudo é qualitativo e envolve semi-reações de oxidação (ou redução). É conveniente arranjar as espécies de acordo com sua tendência de sofrer oxidação. A ordem adequada pode ser determinada pela observação da direção da reação espontânea quando dois pares são combinados. No exemplo anterior Na é espontaneamente oxidado pelo Cl2, assim Cl2 é um agente oxidante mais forte do que Na e vice versa, Na é um agente redutor mais forte do que Cl2. Uma vez que a reação inversa não ocorre espontaneamente, também é verdadeiro dizer que Na+ não é um agente oxidante mais forte do que Cl−, nem o Cl− é um agente redutor mais forte que o Na+. As reações de óxi-redução em que participam apenas metais e sais, podendo ou não também participar H2 e H+ são chamadas de reações de deslocamento. A reação química pode ser representada por:

M1++++ ++++ M2 →→→→ M1 ++++ M2

++++ ou (i)

H++++ ++++ M2 →→→→ 1/2 H2 ++++ M2++++ (ii)

onde M1 e M2 representam metais e M1

+ e M2+ seus respectivos íons em soluções aquosas, ambos

supostamente com carga +1, para facilitar a representação.

39 Diz-se que M2 deslocou M1 da solução, no caso da reação (i) ou H2 da solução, no caso da reação (ii). Nesses casos M2 é mais redutor do que M1 ou do que H2. Costuma-se associar nobreza ao caráter redutor do metal. O metal é tanto mais nobre quanto menos redutor ele for. Uma listagem dos metais na qual se inclui também o hidrogênio, na ordem crescente de nobreza, constitui o que se costuma chamar de Escala de Nobreza. A ocorrência de uma reação de deslocamento é acusada pelo desgaste superficial do metal deslocante ou pela cobertura da superfície deste metal deslocado. Também pode ser acusada pela mudança de coloração da solução (caso de íons metálicos coloridos) ou ainda pelo desprendimento de hidrogênio gasoso. Nos exemplos escolhidos, as reações ocorrem com velocidades apreciáveis, sobretudo a temperaturas superiores a ambiente, o que também facilita a observação.

MATERIAL:

- 15 tubos de ensaio

REAGENTES:

- Chapinhas metálicas de Zn, Cu e Mg - Solução de HCl - Soluções de sais de Mg2+, Zn2+, Cu2+ e Ag+

BIBLIOGRAFIA:

Brady e Huminston - Química Geral - cap. 17 Russell - Química Geral - 1ª Ed. - cap. 19 Russell - Química Geral - 2ªEd. - V. 2 - cap. 18

40 EXPERIÊNCIA: ESTUDO DO CARÁTER OXIDANTE-REDUTOR DE SUBSTÂNCIAS METÁLICAS - ESCALA DE NOBREZA FOLHA DE PROCEDIMENTOS

INTRODUÇÃO: Antes de iniciar a prática verifique e anote quais as equações das reações que deveriam ocorrer em cada tubo. Caso a reação ocorra, ficará mais fácil interpretar as mudanças que estão sendo observadas. Se não houve reação, este método também ajudará na visualização das reações não espontâneas. Numere seus tubos de ensaio de 1 a 15. Em cada tubo devem ser feitas observações do tipo:

∗mudança apreciável (ou não) da superfície;

∗aparecimento (ou não) de nova fase sólida; cor da fase sólida;

∗mudança de cor (ou não) da fase líquida; *desprendimento gasoso (ou não); *cor do gás desprendido.

PROCEDIMENTO:

1) Reações de deslocamento com o íon Mg2+2+2+2+

Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 1 a 3, 1 mL da solução de sal de magnésio.

2) Reações de deslocamento com o íon Zn2+2+2+2+

Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 4 a 6, 1 mL da solução de sal de zinco.

3) Reações de deslocamento com o íon Cu2+2+2+2+

Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 7 a 9, 1 mL da solução de sal de cobre.

4) Reações de deslocamento com o íon H++++

Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 10 a 12, 1 mL da solução de HCl diluído.

5) Reações de deslocamento com o íon Ag++++

Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 13 a 15, 1 mL da solução de sal de prata. Em cada um dos três tubos contendo a solução iônica acrescente, sempre nesta ordem, as chapinhas de Zn, Cu e Mg. Faça uma primeira observação no momento da adição, para detectar reações rápidas. Veja se ocorre alguma modificação imediata. Ao terminar a adição de todas as chapinhas faça uma segunda observação, para detectar reações mais lentas.

41 EXPERIÊNCIA: ELETROQUÍMICA

OBJETIVO: Realizar a eletrólise de uma solução aquosa de Cloreto de sódio. Coletar e identificar os produtos formados nos eletrodos. Calcular o valor de um Faraday, em Coulomb. Determinar o volume molar de um dos gases produzidos.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS: A unidade de carga elétrica usualmente empregada é o Coulomb que corresponde à quantidade de eletricidade transportada por uma corrente (em ampéres) multiplicada pelo tempo (em segundos), ou seja, a corrente em ampéres multiplicada pelo tempo em segundos é igual ao número total de coulombs. Como as reações de oxi-redução são escritas com coeficientes estequiométricos que representam o número de mols da substância envolvida e consequentemente o número de mols de elétrons movimentados, a unidade de carga elétrica - Coulomb © - não é uma unidade prática já que nos leva a trabalhar com números muito grandes. Por isto em eletrólise utilizamos uma quantidade de carga elétrica capaz de transportar um mol de elétrons, que se denomina Faraday (ℑℑℑℑ). Um Faraday (1 ℑ) corresponde a 96485 C. Desta forma, para reduzir um mol de um determinado cátion metálico facilmente se sabe quantos Faradays são necessários. Por exemplo:

Na++++ + 1 e−−−− →→→→ Na ⇒⇒⇒⇒ 1 Faraday = 1 ℑℑℑℑ

Cu2+2+2+2+ + 2 e−−−− →→→→ Cu ⇒⇒⇒⇒ 2 Faraday = 2 ℑℑℑℑ A Eletrólise de uma solução de NaCl produz no cátodo (onde há o processo de redução) uma quantidade de H2 de acordo com a equação:

H++++(aq)

+ e−−−− →→→→ 1/2 H2 (g) Logo, na equação acima, UM MOL de H+ RECEBE UM MOL DE e− e PRODUZ 1/2 MOL DE H2 GASOSO. A eletrólise se processa numa célula eletrolítica, ou seja, uma célula que recebe energia de uma fonte externa que faz com que o fluxo de corrente (elétrons) produza a redução de uma espécie química no cátodo e que outra espécie química perca elétrons no ânodo - ocorrendo a sua oxidação.


Uma solução de NaCl será eletrolisada utilizando-se uma fonte de corrente contínua que deverá ser conectada a eletrodos de grafite e amperímetro. O gás gerado no cátodo é recolhido, seu volume medido e é feita a sua identificação. No decorrer do experimento é medida a intensidade da corrente elétrica e o tempo total. Com estes dados é então calculado o volume molar do gás e o valor do Faraday, em coulomb.

42 MATERIAL: - Agarrador metálico - Becker de 100 mL - Cronômetros - Eletrodos de grafite - Fios de cobre para conecções - Fonte de corrente contínua - Proveta graduada de 50 mL - Suporte metálico - Tubo de ensaio

REAGENTES:

- Cloreto de sódio 1 mol/L

BIBLIOGRAFIA:

Química Geral: Russel, J. B., McGraw-Hill. Química Geral: Brady, J. e Humiston, Livros Técnicos e Científicos Editora.

43 EXPERIÊNCIA: ELETROQUÍMICA: ELETRÓLISE DO CLORETO DE SÓDIO AQUOSO: FOLHA DE PROCEDIMENTOS

PROCEDIMENTO: 1. ENCHER um copo de 100 mL até quase a borda com solução de NaCl. 2. VERIFICAR o pH da solução com papel tornassol azul e rosa. ANOTAR. 3. Em um tubo de ensaio, FAZER uma marca a 6 cm do fundo. 4. COLOCAR um pedaço de papel tornassol rosa em espiral dentro deste tubo de ensaio, ENCHENDO-O logo a seguir com solução de NaCl até a borda. 5. EMBORCAR o tubo de ensaio cheio no Becker, de modo que não apareçam bolhas, FIXANDO-O a um suporte (ver figura a seguir). 6. INTRODUZIR um eletrodo de grafite dentro do tubo, de forma que todo o grafite fique envolvido pelo tubo. 7. INTRODUZIR o outro eletrodo de grafite no Becker. 8. FAZER as conexões elétricas da seguinte maneira: a) CONECTAR o eletrodo envolvido pelo tubo de ensaio (CÁTODO) ao pólo NEGATIVO da fonte; b) CONECTAR o outro eletrodo (ÂNODO) ao pólo NEGATIVO do amperímetro; c) CONECTAR o pólo POSITIVO do amperímetro à extremidade livre (sem grampo) de um fio; d) CONECTAR a outra ponta livre do fio ao pólo POSITIVO da fonte iniciando-se simultaneamente a contagem do tempo, ÂNODO CÁTODO AMPERÍMETRO

- + +FONTE- Interruptor

44 9. VARIAR a distância entre os eletrodos de forma a obter um máximo de corrente. 10. DEIXAR a eletrólise se processar, anotando o valor da corrente a cada minuto na tabela da folha de resultados. 11. CARACTERIZAR o odor do gás desprendido no ÂNODO. 12. OBSERVAR as quantidades relativas dos gases produzidos. 13. VERIFICAR o pH da solução dentro do tubo envolvendo o CÁTODO, observando o papel tornassol colocado inicialmente. Anotar. 14. Quando o volume de gás coletado atingir a marca feita no tubo, INTERROMPER o processo. 15. MEDIR com uma régua a altura (em cm) da coluna de água remanescente no tubo a partir da superfície da solução contida no copo. Anotar. 16. RETIRAR cuidadosamente o tubo que envolve o CÁTODO. 17. ENCHER o tubo de ensaio com água até a marca feita e verter numa proveta para medir o volume de gás produzido.

roteiro química

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