transformaÇÕes quÍmicas -...
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BC0307
TRANSFORMAÇÕES
QUÍMICAS
APOSTILA DO CURSO
LABORATÓRIO
Santo André
2013
BC0307 – Transformações Químicas
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ÍNDICE
CRONOGRAMA - 2º. QUADRIMESTRE DE 2013 ................................................................... 2
SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO ....................................... 4
ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DO CARDERNO DE LABORATÓRIO ........................... 5
ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DE PRÉ-RELATÓRIO ........................................................ 5
BIBLIOGRAFIA .............................................................................................................................. 5
PRÁTICA 1 – TÉCNICAS BÁSICAS DE UM LABORATÓRIO QUÍMICO .......................... 7
PRÁTICA 2 – LIGAÇÕES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ............ 10
PRÁTICA 3 – TERMOQUÍMICA DE REAÇÕES .................................................................... 15
PRÁTICA 4 – ASPECTOS QUALITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ......................... 27
PRÁTICA 5 – ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ...................... 31
PRÁTICA 6 – CINÉTICA QUÍMICA: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ..... 34
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CRONOGRAMA - 2º. QUADRIMESTRE DE 2013 SEMANA ATIVIDADES AVALIAÇÃO PRÉ-ATIVIDADES
1 (29/07 e 30/07) Não haverá aula
2 (05 e 06/08)
PRÁTICA 1: Apresentação das normas gerais para a realização das aulas práticas, noções de segurança e unidades de medida. Técnicas básicas de laboratório.
Caderno - Pré-relatório
3 (12 e 13/08) PRÁTICA 2: Ligações químicas e interações intermoleculares.
Caderno - Pré-relatório
4 (19 e 20/08)
PRÁTICA 3: Termoquímica de reações
Obs:Não haverá aula no Campus São Bernardo do Campo (feriado municipal)
Caderno - Pré-relatório
5 (26 e 27/08) Discussão dos experimentos 1, 2 e 3.
6 (02 e 03/09) PROVA DE LABORATÓRIO 1
7 (09 e 10/09) PRÁTICA 4: Aspectos qualitativos de reações químicas Caderno - Pré-relatório
8 (16 e 17/09) PRÁTICA 5: Aspectos quantitativos das reações químicas. Caderno -Pré-relatório
9 (23 e 24/09) PRÁTICA 6: Cinética química: determinação da ordem de reação Caderno - Pré-relatório
10 (30/09 e 01/10) Discussão dos experimentos 4, 5 e 6.
11 (07 e 08/10) PROVA DE LABORATÓRIO 2
12 (14 e 15/10) PROVA SUBSTITUTIVA (mediante apresentação de atestado)
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AVALIAÇÃO
- Pre-relatório: poderá valer um ponto e deverá conter periculosidade e propriedades físicas dos reagentes e materiais, fluxograma do experimento e contas (cálculos estequiométricos, etc) e bibliografia utilizada. - Prova: consistirá de questões que versam sobre os experimentos realizados e os conceitos neles envolvidos. Durante a prova poderá ser consultado o Caderno de Laboratório - Caderno de Laboratório: O caderno deve conter para cada aula prática o pré-relatório, as anotações feita nas aulas, equações químicas e gráficos quando pertinentes, bem como as discussões relativas a estes dados e as respostas para as questões de verificação. Coordenador da Disciplina
NOME e-mail Sala
Leonardo José Steil [email protected] 612-3 Bloco A
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SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO Leia integralmente o Guia de Segurança, Experimentos e Atividades (3ª.Edição) da disciplina
de Base Experimental das Ciências Naturais.
Em resumo:
Segurança
Conheça a localização dos chuveiros de emergência, extintores e lavadores de olhos.
Use sempre avental, mantenha os cabelos presos e use calçados fechados;
Os óculos são obrigatórios!
Usar a capela sempre que possível;
Nunca pipete com a boca, não cheire, nem experimente os produtos químicos;
Comes e bebes, só fora do laboratório;
Consulte o professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto;
Comunique qualquer acidente, por menor que seja ao professor;
Se utilizar chama, mantenha longe de qualquer reagente!
Nunca brinque no laboratório;
Evite o contato de qualquer substância com a pele;
Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando a extremidade aberta para um colega ou para si
mesmo.
Cuidado ao aquecer vidro em chama: o vidro quente tem exatamente a mesma aparência do frio
Procedimentos gerais
Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor
Pesquise sempre a toxicidade dos reagentes antes das práticas
Nunca abra um recipiente de reagente antes de ler o rótulo
Evite contaminar reagentes, nunca retorne o excedente aos frascos de origem
Adicione sempre ácidos à água, nunca água a ácidos
Não coloque nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos.
Não coloque resíduos de solventes na pia ou ralo; há recipientes apropriados para isso.
Não atire vidro quebrado no lixo comum. Deve haver um recipiente específico para fragmentos
de vidro.
Verifique se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma reação/destilação
Ao terminar a prática, lave o material utilizado e deixe-o em ordem
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ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DO CARDERNO DE LABORATÓRIO O Caderno de laboratório é individual e deve conter para cada aula prática o fluxograma, as anotações feita nas aulas, equações químicas e gráficos quando pertinentes, bem como as discussões relativas a estes dados e as respostas para as questões de verificação. É expressamente proibido tirar cópia de cadernos de outros alunos.
ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DE PRÉ-RELATÓRIO O pré-relatório tem como objetivo prepará-lo para o experimento, tanto em relação ao
procedimento experimental quanto aos riscos envolvidos. Portanto, é imprescindível que seja
feito com atenção e muito cuidado. Deve conter:
1. TÍTULO E IDENTIFICAÇÃO
2. BREVE DESCRIÇÃO DOS OBJETIVOS DOS EXPERIMENTOS E DOS FENÔMENOS
A SEREM OBSERVADOS.
3. FLUXOGRAMA INDICANDO TODOS OS PROCEDIMENTOS
4. LEVANTAMENTO DAS PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS (COMO PONTOS DE
EBULIÇÃO E DE FUSÃO, DENSIDADE, MASSA MOLAR, ETC.) DE TODOS OS
REAGENTES, TOXICIDADE E PERICULOSIDADE E O QUE FAZER EM CASO DE
ACIDENTE;
5. CUIDADOS ESPECÍFICOS A SEREM TOMADOS COM OS MATERIAIS A SEREM
UTILIZADOS.
BIBLIOGRAFIA Fundamentos teóricos e detalhes experimentais
1. Peter Atkins e Loretta Jones, Princípios de Química, Questionando a vida e o meio ambiente, Bookman, Porto Alegre, 2001.
2. J. C. Kotz, P. Treichel Jr, Química Geral e Reações Químicas, Vol. 1 e 2, 1ª edição, Thomson Pioneira, São Paulo, 2005.
3. James E. Brady, Joel W. Russell, John R. Holum, Química a Matéria e Suas Transformações, 3ª edição, Volume 1 e 2, LTC Editora, Rio de Janeiro, 2002.
4. S. Murov, B. Stedjee, Experiments and exercises in basic chemistry, fourth editon, John Wiley & Sons Inc., New York, 1992.
5. E. Giesbrecht, Experiências de Química; técnica e conceitos básicos, PEQ, Projetos de Ensino de Química, Editora moderna, 1982.
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Informações técnicas (propriedades físicas, toxicidade, preço, nomenclatura)
1. CRC Handbook of Chemistry and Physics
2. Merck Index
3. Aldrich Handbook of Fine Chemicals and Laboratory Equipment
4. IUPAC Gold Book - http://goldbook.iupac.org/
Bases de Dados/Referências
1. The Web os Science (www.isiknowledge.com)
2. SciFinder Scholar (disponível nos laboratórios de pesquisa)
3. Sciencedirect (www.sciencedirect.com)
4. American Chemical Society (www.pubs.acs.org)
5. Royal Society of Chemistry (www.rsc.org)
Outras referências
- SYMYX-DRAW (software para edição de estruturas orgânicas) pode ser obtido gratuitamente
mediante registro no site www.symyx.com/micro/getdraw/
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PRÁTICA 1 – TÉCNICAS BÁSICAS DE UM LABORATÓRIO QUÍMICO Atividade pré-aula: Pré-relatório do Experimento (inclua resposta à questão 1).
TRAZER PAPEL MILIMETRADO
Atividade pós-aula: Responder o questionário no caderno de laboratório.
Introdução
Apesar do grande desenvolvimento teórico da química, ela continua a ser uma ciência
eminentemente experimental, daí a importância das aulas práticas para o ensino e aprendizado
da química. A experiência treina o químico no uso dos métodos, técnicas e instrumentos de
laboratório, e permite a aplicação dos conceitos teóricos aprendidos.
Alguns materiais, geralmente de vidro, são empregados em medidas volumétricas de
precisão, como balões volumétricos, provetas, pipetas e buretas. Outros, como o erlenmeyer e o
béquer são utilizados no preparo de soluções e para aquecer líquidos. Existem ainda materiais
de porcelana, utilizados geralmente para aquecimento de sólidos em altas temperaturas e para
triturar reagentes sólidos e utensílios de metal, empregados como suporte para montagem de
sistemas.
Objetivos
Identificar e manusear alguns materiais e técnicas empregadas corriqueiramente no
trabalho em laboratório. Determinar a concentração de uma substância a partir da densidade
da solução.
Procedimento Experimental
Identifique os materiais abaixo e explicite seus principais usos:
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Almofariz e Pistilo Frasco de armazenamento Pipeta volumétrica
Balão de fundo chato Funil Proveta
Balão de fundo redondo Funil de decantação Suporte para tubos
Béquer Funil de Buchner Tela de amianto
Bico de Bunsen Kitassato Tripé
Cadinho de porcelana Pinça de madeira Tubo de ensaio
Erlenmeyer Pipeta graduada
Figura 1: Materiais empregados no trabalho em laboratório.
Densidade de soluções
Pese um béquer de 25 ou 50 mL, limpo e seco, em uma balança semi-analítica. Anote o
valor com todas as casas decimais. Utilizando uma pipeta volumétrica (10 mL), com o auxílio da
pêra (ou do pipetador), pipete exatamente 10 mL de água destilada e transfira para o béquer.
Obtenha a massa do conjunto béquer + água e determine, pela diferença entre os valores, a
massa correspondente ao volume de água medido na pipeta. Calcule então a densidade da água
e anote o valor.
Repita o procedimento acima com as seguintes soluções de sacarose: 30 g.L-1, 60 g.L-1, 90
g.L-1, 120 g.L-1 e 150 g.L-1.
Repita o procedimento acima para as “soluções desconhecidas” de refrigerante indicada
pelo professor e, através de um gráfico elaborado em papel milimetrado com os dados das
cinco soluções padrão {densidade (eixo y) versus concentração em g/L (eixo x)}, descubra a
concentração de açúcar destas soluções de refrigerante. Determine o teor de açúcar e compare
com o valor informado pelo fabricante no rótulo do produto.
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Questões
1. Identifique os materiais da Figura 1 e explicite seus principais usos.
2. Apresente o gráfico (densidade versus concentração) com os dados obtidos pelo seu grupo.
3. Calcule (graficamente) a concentração da “solução desconhecida” indicada para o seu
grupo e compare com o valor dado pelo fabricante.
Referências
1. Felicíssimo, A.M.P.; Toma, H.E.; Prado J.C.; Zinner, L.B.; Marcondes, M.E.R.; Constantino,
M.G.; Kuya, M.K.; Isuyama, R.; Najjar, R.; Osório, V.K.L.; Oliveira, W. PEQ – projetos de
ensino de Química: Experiências de Química, técnicas e conceitos básicos, São Paulo: Editora
Moderna.
2. Henderson, S.K.; Fenn, C.A.; Domijan, J.D. “Determination of sugar content in commercial
beverages by density”, Journal of Chemical Education , 1998, 75, 1122-1123.
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PRÁTICA 2 – LIGAÇÕES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Atividade pré-aula: Pré-relatório da prática
Atividade pós-aula: Responder o questionário no caderno de laboratório
Introdução
Assim como somos capazes de diferenciar nossos amigos através de características físicas
como altura, peso, cor dos olhos e cabelos, podemos também diferenciar as substâncias
químicas utilizando algumas de suas propriedades, tais como, o estado físico, ponto de fusão e
ebulição, densidade, solubilidade, condutividade elétrica, cor, densidade, maleabilidade,
ductibilidade e viscosidade.
Todas essas propriedades que podem ser medidas e observadas sem alterar a composição
da substância são chamadas propriedades físicas. As propriedades físicas das substâncias
dependem do tipo de ligação química e das forças intermoleculares que as compõem.
Uma das características de um líquido é sua tendência em adquirir formas que tornam
mínima a área superficial, de modo que o maior número de moléculas permaneça no interior
da fase líquida. Gotículas de líquido tendem a ser esféricas devido a esta propriedade, já que a
esfera representa a forma com menor área superficial para um determinado volume. É possível,
porém, que outras forças atuem sobre o liquido, afastando-o de seu formato ideal. A força de
gravidade da Terra, por exemplo, tende a achatar a esfera e a aglomerar o liquido em grandes
massas, como é o caso dos oceanos.
Assim, os efeitos de superfície em uma interface líquido-gás (como no caso da água em
contato com vapor d'água) determinam uma força resultante, cuja direção se encontra no plano
tangente à superfície de pontos particulares desta interface.
Objetivos
Relacionar as propriedades macroscópicas das substâncias (ponto de fusão, solubilidade,
miscibilidade, condução de corrente elétrica e tensão superficial) com o tipo de ligação
molecular e de interação intermolecular.
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Procedimento Experimental
1. Aquecimento de sólidos
1a. Cubra uma placa de aquecimento com folha de papel alumínio. Coloque uma quantidade
pequena de açúcar a uma pequena distância do centro. Adicione a mesma quantidade de
parafina e de cloreto de sódio em posições eqüidistantes uma das outras e do centro, formando
um triângulo. Mantenha a chapa na temperatura máxima. Observe os materiais durante o
aquecimento e anote a ordem cronológica em que entram em fusão. Anote e interprete as
observações considerando a estrutura das substâncias e as forças intermoleculares.
2. Solubilidade
Transfira para um tubo de ensaio aproximadamente 2 mL do solvente indicado.
Adicione uma pequena (ponta de espátula; no caso do Iodo, apenas 1 bolinha) quantidade da
amostra sólida indicada. Verifique se há solubilização ou não. Quando ambos forem líquidos,
misture 1,0 mL de cada. Os sistemas a serem estudados são:
a) H2O + KMnO4 b) Hexano + KMnO4
c) H2O + H3CCOONa d) Hexano + H3CCOONa
e) H2O + I2 f) Hexano + I2
g) H2O + CaCO3 h) Hexano + CaCO3
i) H2O + sacarose j) Hexano + sacarose
k) H2O + parafina l) Hexano + parafina
m) H2O + Hexano + I2
3. Obtenção da Tensão Superficial de Líquidos
Alguns métodos são comumente utilizados para a determinação da tensão superficial,
destacando-se o método do “peso relativo da gota”, que será abordado nesta prática. Quando
uma gota se forma na ponta de um tubo semelhante ao esquematizado na Figura 1, ocorre a
atuação das forças Peso (P) e Capilar (FC).
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Figura 1: Esquema da pipeta (diâmetro da boca igual a 2r) com a representação das forças Peso
(P) e Capilar (FC) atuando na gota.
A força peso (P) equivale ao produto de uma massa (em nosso caso, a massa da gota) com a
aceleração da gravidade (9,81 m s-2). A massa da gota equivale ao seu volume (Vg), multiplicado
pela sua respectiva densidade (d):
m = Vg . d
A força capilar é proporcional à tensão superficial () e à linha de contato entre a gota e
o tubo (L), correspondente ao perímetro do bocal do tubo. Da definição de tensão superficial,
tem-se que:
L = 2πr
Para que a gota se destaque do tubo, é necessário que as forças Peso (P) e Capilar (FC)
sejam iguais. Assim:
2r = d . Vg . g
Na presente prática, para contornar o problema da determinação do raio do tubo, será
utilizado um método comparativo para a determinação da tensão superficial. Este método está
baseado na prerrogativa de conhecermos o valor de tensão superficial da água.
Primeiramente, então, é feita a medida do número de gotas (n), formadas por um
determinado volume fixo (V) de água. O volume de cada gota será:
a
an
VV
Este procedimento experimental deve ser repetido utilizando-se um outro liquido (l),
medindo-se o número de gotas (nl) que um volume (Vl) forma nas mesmas condições. Têm-se
então que:
l
ln
VV
Para os dois líquidos em questão, podemos escrever:
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r
gVd aaa
2
..
e r
gVd lll
2
..
Substituindo-se os valores de Va e Vl, teremos que:
rn
gVd
a
aa
2.
..
e rn
gVd
l
ll
2.
..
Finalmente, dividindo a por l:
al
la
l
a
nd
nd
.
.
Assim, conhecendo-se o valor de tensão superficial da água, determina-se a tensão
superficial de qualquer liquido.
Realize os seguintes experimentos na ordem proposta, lavando a pipeta com bastante
água destilada entre uma medida e outra. Anote os valores da densidade do etanol e das
soluções salina e de detergente para os cálculos.
a. Encher uma pequena pipeta graduada de 5 mL com água destilada e determinar o número de
gotas que são formadas em cada mililitro. Repetir esta medida pelo menos duas vezes.
b. Repetir o mesmo procedimento utilizando álcool etílico absoluto.
c. Repetir o mesmo procedimento utilizando solução aquosa com 20% de NaCl em massa.
d. Repetir o mesmo procedimento utilizando solução aquosa com 20% de detergente em massa.
Não se esqueça de verificar a temperatura ambiente e a densidade das soluções nesta
temperatura (se possível, utilize o densímetro).
Questões
1. Descreva detalhadamente todos os fenômenos observados nos itens de 1 e 2, indicando
sempre as interações intermoleculares envolvidas nas solubilizações e interações. Interprete o
porquê da solubilidade dos compostos nos determinados solventes (não justifique simplesmente
como “polar dissolve polar; apolar dissolve apolar”. Apresente todas as reações químicas.
2. Discuta a solubilidade em água de diferentes sais como nitratos, sulfatos, cloretos e outros.
2. Sabendo-se o valor da tensão superficial da água, determinar o valor de para o etanol
absoluto e para a solução de NaCl e de detergente. Compare todos os valores de obtidos,
justificando as diferenças observadas
Referências
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1. Kotz, J. C; Treichel Jr. P. M. Química geral e reações químicas. São Paulo: Thomson
Learning, 2006, vol. 1 e 2.
2. Atkins, P. W; Jones, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio
ambiente. 3 ed. Porto Alegre:Bookman, 2006.
3. Atkins, P. W; Físico Química Vol 1 e 2, ed LTC, 2004.
4. Leal-Ferreira, G. F., Revista Brasileira de Física, Vol. i I, NP 2, 1981.
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PRÁTICA 3 – TERMOQUÍMICA DE REAÇÕES
Atividade pré-aula: Pré-relatório da prática
Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas realizadas, fazer os cálculos e responder o
questionário no caderno de laboratório
Introdução
Quando uma reação química ocorre, os reagentes inicialmente presentes no sistema vão se
modificando com o avanço da reação, de modo a formar os produtos. Essa transformação vem
acompanhada por uma mudança característica na energia. No entanto, processos que ocorrem a
pressão constante são mais fáceis de medir a entalpia, H, como propriedade de um sistema, já
que pqH , (Veja Aula 4). Ou seja, a variação de entalpia é dada pelo calor trocado com as
vizinhanças. Então, numa reação química, a temperatura do sistema após a reação é, em geral,
diferente da temperatura inicial. De maneira a restaurar o sistema a sua temperatura inicial, é
preciso haver um escoamento de calor, seja para as vizinhanças ou a partir das vizinhanças. É a
partir desse princípio de troca de calor entre o sistema e as vizinhanças que vamos estudar o
calor de neutralização de um ácido com uma base, com a ajuda de um calorímetro. Este
princípio nos será útil para estendermos o conceito a outras reações, seja ela de dissolução,
mudança de fase, combustão ou formação.
Calor das Reações Químicas
Vimos na Aula 5 que a entalpia do Sistema é definida como sendo a energia interna do sistema
mais o produto da pressão pelo volume:
pVUH (Eq.1)
A pressão constante a Eq.1 se torna:
VpUH (Eq.2)
Vimos que a variação da energia interna é dado por qwU , com Vpw ex . Se
substituirmos na Eq.2, temos:
VpqVpH ex )( (Eq.3)
Considerando que não há diferença entre a pressão do sistema e as vizinhanças, pex = p, A Eq.3
se torna:
pqH (Eq.4)
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Assim a variação de entalpia em qualquer processo termodinâmico é dado pela diferença da
entalpia final (Hf) pela inicial (Hi):
ifp HHq (Eq.5)
No caso de reações químicas onde inicialmente temos os reagentes e no fim da reação os
produtos, o calor absorvido ou liberado é igual a soma das entalpias dos produtos menos a
soma das entalpias dos reagentes
reagentesprodutosreaçãop HHHq (Eq.6)
Podemos ilustrar melhor essa equação usando um gráfico como mostrado na Figura 1.
Figura 1: Representação gráfica da Eq.6 para um processo químico (a) Exotérmico
(b)Endotérmico.
Vê-se em cada gráfico, uma linha que representa a entalpia total dos produtos e a outra é a dos
reagentes. A diferença entre as linhas representa a variação de entalpia total para a reação (
reaçãoH ). No caso da Figura 1a, a quantidade de entalpia final é inferior a inicial, ou seja, a
entalpia da reação é negativa ( 0 reaçãoH ), o que significa que o sistema está liberando energia
para as vizinhanças na forma de calor. Este processo leva o nome de exotérmico. Da mesma
maneira podemos racionalizar para a Figura 1b, ou seja, a entalpia dos produtos é superior a
dos reagentes, e a variação de entalpia da reação é positiva ( 0 reaçãoH ) o que significa que o
sistema esta absorvendo energia das vizinhanças na forma de calor.
Podemos pensar da seguinte maneira quanto as reações endotérmicas e exotérmicas. Sabemos
que uma reação química se da um sistema e que a temperatura após a reação é geralmente
diferente da temperatura inicial. Para restaurar o sistema a temperatura inicial é preciso haver
um escoamento de calor seja ele das vizinhas ou para as vizinhanças. Se o sistema estiver mais
BC0307 – Transformações Químicas
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quente após a reação ocorrer, é necessário escoar calor para as vizinhanças de modo a restaurar
o sistema ao seu estado inicial, é o que chamamos de reação exotérmica, que por convenção o
calor da reação é negativo. Se o sistema estiver mais frio depois da reação, é necessário então
escoar calor a partir das vizinhanças com o objetivo de restaurar a temperatura inicial, neste
caso, a reação é endotérmica e o calor da reação é negativo.
Tendo em vista que agora temos um conhecimento maior do uso da entalpia em reações
químicas, vamos falar um pouco sobre reações de neutralização e como podemos determinar o
calor envolvido nesse tipo de reação.
Reação de neutralização
Muitos compostos se dissolvem em água, formando soluções aquosas. Em alguns casos, as
moléculas de água solvatam as moléculas ou íons presentes na solução. Em outros casos, a
molécula de água e as moléculas do soluto ou íons podem reagir. Em água pura, uma pequena
porcentagem de moléculas tomam parte do equilíbrio químico como mostrado na Eq. 7:
)()(3)(22 aqaql OHOHOH (Eq.7)
Como resultado, pequena quantidade de íon hidrônio (
)(3 aqOH ) e íon hidroxila (
)(aqOH ) estão
presente na água.
No caso de ácidos quando em contato com água, formando uma solução aquosa, o ácido libera
um ou mais íons hidrogênio (H+) por molécula para moléculas de água formando o íon
hidrônio. Neste contexto, nos referimos a liberação do íon hidrogênio como dissociação. A
facilidade com que o ácido se dissocia é a medida da força de um ácido. Quando toda molécula
de ácido em solução está dissociada dizemos que este ácido é forte. Por exemplo, se
borbulharmos uma certa quantidade de ácido clorídrico gasoso em uma amostra de água para
preparar uma solução de ácido clorídrico, a reação pode ser escrita da seguinte forma:
)()(3)(2)( aqaqlg ClOHOHHCl (Eq.8)
O ácido clorídrico é um ácido forte, o que significa que, essencialmente, todas as moléculas de
HCl estão dissociadas. Outros ácidos fortes são o ácido nítrico (HNO3), ácido sulfúrico (H2SO4)
e ácido fluorídrico (HF).
Já as bases fortes são compostos que em água se dissociam essencialmente em íons hidroxila e
seu respectivo cátion. O hidróxido de sódio é um exemplo de uma base forte, que em água
reage seguindo a seguinte reação:
)()()( aqaq
água
s NaOHNaOH (Eq.9)
Na reação de ácido clorídrico com hidróxido de sódio, forma cloreto de sódio totalmente
dissociado mais água.
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)(2)()()()( laqaq
água
aqaq OHNaClNaOHHCl (Eq.10)
Essa reação chamamos de neutralização, de um ácido com uma base.
No entanto podemos expandir um pouco mais a Eq.10 e generalizarmos para uma reação de
qualquer ácido HA (sendo A um anion monovalente qualquer) e uma base MOH (sendo M um
metal monovalente):
)(2)()()()( laqaq
água
aqaq OHMAMOHHA (Eq.11)
Nota-se que, como na Eq.10, o principal produto é a água. Então se o ácido e a bases estão
fortemente ionizados no principio da reação, a única reação química em realidade é:
)(2)()(3 2 laqaq OHOHOH (Eq.12)
Ou seja, é a mesma reação abordada no inicio do item, no entanto, de maneira inversa. Assim
como qualquer outra reação, haverá um calor envolvido durante a formação dos produtos. E no
caso da reação de um ácido com uma base, chamamos de calor de neutralização.
Analisando bem a Eq.11, o calor de neutralização de qualquer ácido com uma base será
o calor de formação da água a partir dos íons hidrônio e hidroxila. E para um ácido forte com
uma base forte o calor de neutralização é de -13,71 kcal mol-1 ou -57,3 kJ mol-1 . Note que o
valor do calor de neutralização é negativo o que significa que a reação de um ácido forte com
uma base forte libera calor.
No entanto, existem muitos fatores que tendem a fazer com que o calor liberado em
uma neutralização real se diferencie de -13,71 kcal mol-1 . No caso de um ácido ou uma base
fraca, se produz ionização, um processo que absorve calor; a composição das moléculas
associadas tambem absorve calor. No entanto, as interações específicas entre o solvente e o
soluto produzem, freqüentemente, um aumento de calor, fator que se manifesta por um calor
de dissolução negativo. O efeito calorífico líquido em uma neutralização pode ser maior ou
menor que -13,71 kcal mol-1. As neutralizações de ácido e bases fracas levam a calores menores,
exceto em certos casos em que o calor de dissolução é grande.
Diante desses fatores, vamos determinar o calor de neutralização de ácido clorídrico e
hidróxido de sódio, ambos ácido e base fortes, e para avaliar o efeito de um ácido fraco reagir
ácido acético com hidróxido de sódio.
Procedimento Experimental
Materiais necessários
Calorímetro composto
Cronômetro
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100 mL de solução de NaOH 1 mol L-1 .
50 mL de solução HCl 1 mol L-1 .
50 mL de solução de ácido acético 1 mol L-1 .
Parte 1 – Determinação da Constante do Calorímetro.
Para determinar o fluxo de calor de um processo, o calorímetro é preenchido com conhecida
quantidade de água. O processo que libera ou absorve calor é então realizado dentro do
calorímetro e a temperatura da água é monitorada com um termômetro. Pela quantidade de
água presente dentro do calorímetro e pela mudança de temperatura da água a quantidade de
calor transferido pelo processo pode ser determinada. No caso de determinar a Constante do
calorímetro, partiremos de duas amostras de água a diferentes temperaturas. Uma vez que se
conhece o calor específico e a quantidade de cada amostra de água podemos determinar a
constante o calorímetro utilizando a seguinte equação:
ocalorímetrfriaáguaáguaquente qqq 0 (Eq.7)
Utilizando a Eq. 1, a Eq 7 se torna:
TCTcmTcm quenteáguaáguaquentefriaáguaáguaquente 0 (Eq.8)
Aqui temos que tomar cuidado ao diferenciar as variações de temperatura, já que friaT é
diferente de quenteT . Rearranjando a Eq.8:
T
TcmTcmC
quenteáguaáguaquentefriaáguaáguaquente
(Eq.9)
Vale ressaltar que a Eq.7 nada mais é que o enunciado da primeira lei da Termodinâmica.
Como não há trabalho realizado pelo sistema (w=0) toda variação de energia só pode ser dado
por troca de calor. No caso do calorímetro como não há troca, pelo menos a princípio, com as
vizinhanças, a energia do sistema não se altera e toda a energia do sistema se mantém constante.
Dessa maneira, todos os componentes do sistema, no caso: água quente, água fria e calorímetro,
trocam calor entre si, mas no final a energia do sistema tem que se conservar. Ou seja, a
somatória de todos os calores num sistema isolado é igual a zero:
0...;0 4321 qqqqq (Eq.10)
O importante aqui é saber determinar a variação de temperatura do processo. Em muitos casos
é difícil determinar diretamente a variação de temperatura, T, com precisão. Em
consequência, é necessário acompanhar a variação da temperatura com o tempo, através de
leituras periódicas da mesma. Para isso anota-se a temperatura do sistema a cada 30 segundos
BC0307 – Transformações Químicas
20
por 5 minutos. Dessa maneira podemos organizar os dados em um gráfico como mostrado na
Figura 2:
0 2 4 6 8 10 12 14 16 1822
23
24
25
26
27
28
29
30
Após a mistura
Tf
Tem
pera
tura
C
)
Tempo (minutos)
T
Linha da
mistura
Ti
Antes da mistura
Momento do
início da mistura
Figura 2 - Variação da temperatura em função do tempo.
A partir da Figura 2 pode ser obtido graficamente o valor correto para T. No caso desta
experiência, como as temperaturas rapidamente ficam constantes em função do tempo, os
valores de T podem ser obtidos facilmente através dos valores estacionários das temperaturas
da água fria, água morna e de equilíbrio.
Assim, para determinar a constante de um calorímetro, calorífica de um metal, faz-se necessário
o uso de um calorímetro. Siga o seguinte roteiro:
1. Colocar no calorímetro 50 mL de água destilada a temperatura ambiente.
2. Agitar moderadamente e iniciar rapidamente o registro da temperatura do sistema a
cada 30 segundos até que a mesma se mantenha constante, por pelo menos dois minutos.
3. Com uma proveta tomar uma amostra de 50 mL de água destilada de temperatura
rigorosamente conhecida, cerca de 20 ºC acima da temperatura ambiente. Esta amostra de água
morna deve ser em seguida rapidamente adicionada no calorímetro.
4. Agitar levemente a mistura e anotar a temperatura a cada 10 segundos, até que a mesma
permaneça constante.
BC0307 – Transformações Químicas
21
Parte 2 – Calor de Neutralização de Ácido Forte/Base Forte
Para determinar o calor ou entalpia de neutralização de um ácido forte com uma base forte
adicione ao calorímetro 50 mL de solução 1 mol L-1 de NaOH padronizada. Tampe o
calorímetro e registre a temperatura a cada 30 s por 5 minutos, ou até que atinja o equilíbrio
entre a temperatura do calorímetro e a base adicionada. Adicione 50 mL de solução de HCl 1
mol L-1, necessariamente a mesma temperatura que a solução de NaOH contida dentro do
calorímetro. Tampe o calorímetro imediatamente e agite gentilmente o sistema. Anote a
temperatura da mistura em intervalos de 30 segundos por 5 minutos.
Temos que sempre ter em mente que necessariamente ambos os reagentes devem estar a
mesma temperatura. Isso se deve ao fato deste experimento medir a variação de temperatura
antes e depois da mistura. Caso um dos reagentes estejam em temperatura diferente a variação
final terá contribuição dessa variação e determinação do calor de neutralização fica prejudicada.
Ademais, ambos os reagentes devem estar na mesma concentração e mesma quantidade, caso
um esteja a mais que outro o calor da reação será limitada por aquele em menor quantidade.
Parte 3 – Calor de Neutralização de Ácido Fraco/Base Forte
Utilizando o mesmo procedimento adotado anteriormente, apenas substituindo o ácido
clorídrico por ácido acético, determine o calor de neutralização. A concentração da solução
também é de 1 mol L-1. Anote a variação da temperatura em intervalos de 30 segundos.
Cálculos
1- Para todos os experimentos é possível determinar o fluxo de calor q pela medida de variação
de temperatura ∆T que ocorre durante o processo. Use os espaços reservados ao final dessa aula
(Apêndice A) para representar graficamente os dados de Temperatura vs. Tempo a fim de
determinar a variação de temperatura ∆T que ocorreu durante o processo.
2- Em posse dos valores de variação de temperatura obtidos em cada experimento e a massa de
cada amostra metálica determine a constante do calorímetro e o calor de neutralização de cada
reação.
Inicialmente, construa uma tabela para organizar os valores calculados da constante do
calorímetro ( ocalorímetrC ):
Tabela 1: Valores de Variação de Temperatura e constante do obtidos a partir dos gráficos
mostrados no Apêndice B.
BC0307 – Transformações Químicas
22
Variação de Temperatura,
ΔT (K)
ocalorímetrC (cal g
-1 ºC
-1 )
Amostra 1
Amostra 2
Amostra 3
Média=
Para determinar o calor de reação partimos do principio que não há perdas de calor do interior
do calorímetro para as vizinhas. Dessa maneira todo o calor pode ser escrito da seguinte forma:
0 ocalorímetrsoluçãoreação qqq (Eq.13)
Rearranjando a Eq.13:
)( ocalorímetrsoluçãoreação qqq (Eq.14)
Sabendo que Tmcq , substituindo na Eq.14 temos:
)( TCTcmq ocalorímetrsoluçãosoluçãoreação (Eq.15)
Colocando em evidencia a variação de temperatura do sistema:
TCcmq ocalorímetrsoluçãosoluçãoreação )( (Eq.16)
Para resolver a Eq.16 é necessário conhecer a massa da solução ( soluçãom ) o calor específico da
solução ( soluçãoc ) e a constante do calorímetro ( ocalorímetrC ), além claro, da variação de
temperatura.
A solução final é formada por água e NaCl, consideraremos em nossos cálculos a densidade da
solução como sendo 1,076 g m L-1 e o calor especifico como 0,980 cal ºC ou 4,103 J ºC.
Uma vez que a reação é a realizada a pressão constante, o calor trocado/transferido durante o
processo é igual a entalpia, então:
Hqreação (Eq.17)
Para melhor organizar a grande quantidade de dados obtidos construa uma Tabela, como
indicado na Tabela 1:
Tabela 3: Valores da Constante do Calorímetro, e entalpias de neutralização de ácido/base
realizados nos itens 5.2 e 5.3.
Variação de
Temperatura, ΔT reaçãoH (kJ/mol)
BC0307 – Transformações Químicas
23
(K)
Áci
do F
ort
e/
Base
Fort
e
Amostra 1
Amostra 2
Amostra 3
Média=
Áci
do F
raco
/
Base
Fort
e
Amostra 1
Amostra 2
Amostra 3
Média=
Lembre se de dividir o valor determinado do calor de reação pelo número de mol de H+ .
Mostre também todo o seu trabalho em detalhes para os cálculos de calor e capacidade
calorífica. Preste atenção para os sinais matemáticos, que é uma fonte de erros muito comum
em calorimetria.
Questões
1 - Este experimento possui algumas fontes de erros. Discuta duas das mais possíveis fontes
sistemáticas de erros. Como esses erros podem influenciar na determinação da entalpia de
neutralização?
2 - Os valores de calor de neutralização para ácido forte/base determinados nesse experimento
se assemelham aos já apresentados na literatura?
3 - A partir dos valores do calor de neutralização para ácido forte/base forte, para esse
experimento, como você avaliaria a validade dos seus resultados? São confiáveis ou não?
Discuta.
4 - O valor do calor de neutralização para ácido fraco/base forte foi superior ou inferior o
obtido para ácido forte/base forte? Discuta
5 - Se você dobrasse a concentração de cada solução de ácido forte e da base forte, mantendo
todo o sistema o mesmo, o calor de neutralização seria diferente? Discuta
BC0307 – Transformações Químicas
24
6 - Se você dobrasse a massa de água mantendo todo o sistema o mesmo, o que aconteceria com
a variação de temperatura do sistema (água+calorímetro)?
Referências
PILLA, L. Físico-Química I, 1 ed. ,Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A.,
1979.
BALL, D.W., Físico Química, Vol 1., São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005.
ATKINS, P.W., Physical Chemistry, 6 Ed., Oxford: Oxford University Press, 1998.
ATKINS, P.W., Físico-Química e Fundamentos, 3 Ed., Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos Editora S.A., 2003..
BC0307 – Transformações Químicas
25
Tem
per
atu
ra (
C)
Tempo (min)
Tem
per
atu
ra (
C)
Tempo (min)
Tem
per
atu
ra (
C)
Tempo (min)
Ácido Forte.Base Forte, Amostra 2T
emp
era
tura
(C
)
Tempo (min)
Constante do Calorímetro, Teste 3
Tem
per
atu
ra (
C)
Tempo (min)
Ácido Forte.Base Forte, Amostra 3
Ácido Forte.Base Forte, Amostra 1
Constante do Calorímetro, Teste 2T
emp
era
tura
(C
)
Tempo (min)
Constante do Calorímetro, Teste 1
APÊNDICE B
BC0307 – Transformações Químicas
26
Tem
per
atu
ra (
C)
Tempo (min)
Tem
per
atu
ra (
C)
Tempo (min)
Tem
per
atu
ra (
C)
Tempo (min)
Tem
per
atu
ra (
C)
Tempo (min)
Ácido Fraco/Base Forte, Amostra 2
Tem
per
atu
ra (
C)
Tempo (min)
Ácido Fraco/Base Forte, Amostra 2
Ácido Fraco/Base Forte, Amostra 1APÊNDICE A
Tem
per
atu
ra (
C)
Tempo (min)
BC0307 – Transformações Químicas
27
PRÁTICA 4 – ASPECTOS QUALITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Atividade pré-aula: Pré-relatório da prática
Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas observadas e responder o questionário no
caderno de laboratório
Introdução
A compreensão das reações químicas é fundamental para a compreensão das
transformações do mundo natural. Em uma transformação química ocorrem quebras das
ligações químicas das espécies reagentes formando-se novas ligações, nas quais os produtos
resultantes apresentam propriedades químicas diferentes das espécies originais.
Para representar uma reação química utiliza-se a equação química. Qualitativamente uma
equação química descreve os reagentes e os produtos de uma reação, que podem ser átomos,
íons ou moléculas. Quantitativamente, uma equação química balanceada indica as relações
estequiométricas (em mol) entre as unidades reagentes.
As reações podem envolver substâncias dissolvidas em solventes diversos, como por
exemplo, em água ou tolueno; ou envolver substâncias não dissolvidas em solventes (via seca).
Quando todos os reagentes e produtos são descritos na forma de moléculas, tem-se uma
equação molecular e quando são descritos na forma de íons, uma equação iônica.
Objetivos
Efetuar observações sobre compostos e reações químicas. Reconhecer e escrever
equações químicas para os diferentes tipos de reações em solução aquosa. Aplicar os conceitos
das leis ponderais e volumétricas da química.
Procedimento Experimental
1. Identificação de cátions
1a. Inicialmente, teste a chama da seguinte maneira: introduza a extremidade da alça metálica
nas várias regiões da chama de um bico de Bunsen. Verifique a temperatura aproximada de
cada região da chama, sabendo que o fio fica vermelho escuro a aproximadamente 500°C,
vermelho a 700°C e alaranjado a 1100°C.
1b. Introduza na região mais quente da chama a extremidade do clipe previamente passado em
solução de NaCl e observe a cor gerada na chama. Repita este procedimento para soluções de:
BC0307 – Transformações Químicas
28
LiCl, KCl, CaCl2, SrCl2 e BaCl2. ATENÇÃO: utilize uma alça metálica para CADA solução de
sal (não os misture!).
2. Reações por via úmida
Efetue as seguintes reações, adicionando em placa de toque, vidro de relógio ou tubo de
ensaio as quantidades indicadas. Anote todas as observações, inclusive as cores e os estados dos
reagentes.
2.1. Reação ácido-base
2.1.a. Numa placa de toque, adicione 2 gotas de solução de NH4OH 1,0 mol.L-1 e 1 gota
de solução de verde de bromocresol. Observe. Adicione, gota a gota, solução de HCl 1,0 mol.L-1
até observar alteração.
2.2. Reação de precipitação
2.2.a. Coloque em uma placa de toque 2 gotas de solução de KI - 0,5 mol L-1 e 1 gota de
solução de Pb(NO3)2 - 0,25 mol L-1. Observe. Adicione 2,0 mL de água e deixe em repouso.
Após 5 minutos observe novamente. ATENÇÃO: ao final, não descarte na pia e sim em local
apropriado.
2.2.b. Coloque em um vidro de relógio 2 gotas de solução de KCl - 0,5 mol L-1 e 1 gota
de solução de Pb(NO3)2 - 0,25 mol L-1. Observe. Adicione 2,0 mL de água e deixe em repouso.
Após 5 minutos observe novamente. ATENÇÃO: ao final, não descarte na pia e sim em local
apropriado.
2.2.a. Coloque em um vidro de relógio 2 gotas de solução de K(H3CCOO) - 0,5 mol L-1
e 1 gota de solução de Pb(NO3)2 - 0,25 mol L-1. Observe. Adicione 2,0 mL de água e deixe em
repouso. Após 5 minutos observe novamente. ATENÇÃO: ao final, não descarte na pia e sim
em local apropriado.
2.3. Reação de complexação
2.3.a. Coloque em uma placa de toque 2 gotas de FeCl3 0,1 mol L-1 e 5 gotas de água.
Logo após, adicione 1 gota de solução de NH4SCN 0,1 mol L-1. Observe.
2.3.a. Coloque em uma placa de toque 3 gotas de CuSO4 - 0,1 mol L-1 e 5 gotas de água.
Logo após, adicione 1 gota de solução de NH4SCN 0,1 mol L-1. Observe.
2.4. Reação de precipitação e complexação
2.4.a. Adicione 1,0 mL de solução de CuSO4 0,5 mol.L-1 e 2 gotas de solução de
NH4OH 4,0 mol L-1. Observe. Adicione 1,0 mL de água, agite e deixe em repouso por 1
minuto. Observe e anote. Adicione gota a gota a solução de NH4OH 4,0 mol L-1, sempre
agitando, até observar alteração na coloração (anote o número de gotas).
BC0307 – Transformações Químicas
29
2.4.b. Adicione 1,0 mL de solução de CuSO4 0,5 mol.L-1 e 2 gotas de solução de NaOH
4,0 mol L-1. Observe. Adicione 1,0 mL de água, agite e deixe em repouso por 1 minuto. Observe
e anote. Adicione gota a gota a solução de NaOH 4,0 mol L-1, sempre agitando, até atingir a
mesma quantidade de gotas adicionada no item 2.4a. Observe e anote.
2.4.c. Coloque em tubos de ensaio (separados) 5 gotas de solução 0,2 mol.L-1 dos
seguintes sais: Ni(NO3)2, Co(NO3)2, Fe(NO3)2, Mn(NO3)2, Zn(NO3)2, Fe(NO3)3, Cr(NO3)3,
Al(NO3)3. Adicione lentamente (gota a gota), cada tubo, a solução de NaOH – 1 mol.L-1, até
formação do precipitado. Observe e anote a cor e o aspecto do precipitado formado. Continue
adicionando NaOH – 1 mol.L-1 aos precipitados formados e observe os casos em que há
dissolução dos mesmos.
Sal Hidróxido formado gotas de NaOH até
formação de
precipitado
(Cor e Aspecto)
Excesso de NaOH
(Cor e Aspecto)
Mn(NO3)2
Ni(NO3)2
Co(NO3)2
Zn(NO3)2
Fe(NO3)2
Fe(NO3)3
Cr(NO3)3
Al(NO3)3
2.5. Reação de oxi-redução
2.5.a. Em uma placa de toque, coloque uma fita de magnésio e adicione, gota a gota,
uma solução de HCl – 1 mol.L-1. Observe e anote.
2.5.b. Em uma placa de toque, adicione 2-3 gotas de NaNO2 - 1 mol.L-1, adicione 1 gota
de 1 gota de HCl – 1 mol.L-1 e, lentamente, adicione 2 gotas de KMnO4 – 0,02 mol.L-1. Observe
e anote.
BC0307 – Transformações Químicas
30
Questões (utilize equações químicas para justificar as respostas quando for adequado)
1. Identifique e explique o porquê das diferentes cores emitidas pelos íons metálicos quando
expostos a chama.
2. Discuta a solubilidade em água de diferentes sais como nitratos, sulfatos, cloretos e outros.
3. No experimento 2.4.b, discuta a relação entre os íons metálicos dos nitratos e a formação de
precipitados na presença de base forte.
4. Apresente uma breve discussão sobre a composição dos complexos no experimento 2.3 e 2.4
e o porquê de suas cores intensas.
5. Descreva o que ocorreu na parte 2.5 e apresente as equações químicas envolvidas.
Referências
1. Atkins, P. W; Jones, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio
ambiente. 3 ed. Porto Alegre:Bookman, 2006.
2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 1994, v. 1.
3. Vogel, A.I. Química analítica qualitativa. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
BC0307 – Transformações Químicas
31
PRÁTICA 5 – ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Atividade pré-aula: Pré-relatório da Prática (estime os volumes a serem utilizados nas titulações)
Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas observadas e responder o questionário no
caderno de laboratório
INTRODUÇÃO
Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças
qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um
ou mais produtos. Uma reação química envolve mudanças relacionadas às ligações entre os
átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão
entre dois tipos de isômeros.
Um aspecto bastante importante sobre uma reação química é a conservação da massa e
o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da
ocorrência da reação. Assim, através da equação química, que representa o balanço de massa
em uma determinada reação, pode-se determinar a quantidade dos reagentes envolvidos e dos
produtos formados. Estes cálculos são essenciais para procedimentos industriais, medicinais e
de análise de produtos.
OBJETIVOS
Aplicar os conceitos das leis ponderais e volumétricas relacionados às reações químicas.
PROCEDIMENTO
1. Padronização da solução de NaOH aproximadamente 0,5 mol L-1
(a) Pese aproximadamente 0,5 g de hidrogeno ftalato de potássio (Anote a massa exata de
hidrogeno ftalato de potássio pesada) em um erlenmeyer, adicione aproximadamente 30 mL de
água.
(b) Adicione 2 gotas de fenolftaleína;
(c) Transfira a solução de NaOH aproximadamente 0,5 mol L-1 para a bureta;
BC0307 – Transformações Químicas
32
(d) Titule até observar uma coloração levemente rósea na solução do erlenmeyer. Anote o
volume de solução de NaOH utilizado.
(e) Repetir o procedimento.
2. Determinação da concentração exata da solução de HCl aproximadamente 1 mol.L-1.
(a) Transfira exatamente 10,0 mL da solução de HCl aproximadamente 1,0 mol.L-1 para um
erlenmeyer.
(b) Adicione 2 gotas de fenolftaleína.
(c) Transfira a solução de NaOH (cuja concentração foi determinada no item anterior) para a
bureta (note que a bureta já contém uma quantidade da solução de NaOH a ser utilizada. Basta
completar seu volume).
(d) Titule até observar uma coloração levemente rósea na solução do erlenmeyer. Anote o
volume de solução de NaOH utilizado.
(e) Repetir o procedimento.
3. Determinação do teor de ácido acético numa amostra de vinagre
(a) Transfira exatamente 10,0 mL de vinagre para um erlenmeyer pequeno.
(b) Adicione 2 gotas de fenolftaleína.
(c) Complete para a bureta com a solução de NaOH (note que a bureta já contém uma
quantidade da solução de NaOH a ser utilizada. Basta completar seu volume).
(d) Titule até observar uma coloração levemente rósea na solução do erlenmeyer. Anote o
volume de solução de NaOH utilizado.
(e) Repetir o procedimento.
QUESTÕES
1. Quais os tipos de medida de concentração que podem ser utilizados para definir a
quantidade de um determinado composto (ou elemento) em solução?
2. Apresente todos os cálculos para a determinação da concentração das soluções.
3. Porque foi utilizado o hidrogeno ftalato de potássio para a determinação da concentração da
solução de NaOH? O que é um padrão primário? Cite exemplos.
BC0307 – Transformações Químicas
33
4. Quais são os possíveis empregos de uma análise quantitativa de íons metálicos, como ferro,
por exemplo? Quais são as possíveis aplicações para uma titulação ácido base?
5. A quantidade determinada de ácido acético na amostra de vinagre é compatível com o teor
exigido pela legislação? Explique.
REFERÊNCIAS
1. Atkins, P. W; Jones, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio
ambiente. 3 ed. Porto Alegre:Bookman, 2006.
2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo:Makron Books, 1994, v. 1.
3. Vogel, A.I. Química analítica qualitativa. São Paulo:Mestre Jou, 1981.
BC0307 – Transformações Químicas
34
PRÁTICA 6 – CINÉTICA QUÍMICA: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE
REAÇÃO
Atividade pré-aula: Pré-relatório do experimento (toxicidade e periculosidade dos reagentes,
propriedades físicas. Trazer 1 Sonrisal® por grupo)
Atividade pós-aula: Responder o questionário no caderno de laboratório
Introdução
As reações químicas têm permitido à humanidade resolver muitas questões que a
desafiam. No entanto, para que isso fosse possível, foi necessário aprender como alterar a
velocidade das reações, seja acelerando as excessivamente lentas ou retardando as muito rápidas.
O conhecimento e o estudo da velocidade das reações químicas, além ser muito importante
para a indústria, também está relacionado ao nosso cotidiano, como, por exemplo, quando
guardamos alimentos na geladeira para retardar as reações que levam às suas decomposições ou
usamos uma panela de pressão para aumentar a velocidade de cozimento dos alimentos.
Para que ocorra uma reação química são necessárias duas condições: i) haver afinidade
química entre as substâncias; ii) haver colisões entre as moléculas dos reagentes que levem a
quebra de suas ligações para formação de novas ligações (rearranjo dos átomos dos reagentes
para formação dos produtos).
Alguns fatores externos alteram a freqüência de colisões entre os reagentes de uma
reação química, aumentando ou diminuindo assim a velocidade com que ela ocorre. Tais
fatores podem ser, por exemplo, a temperatura, a pressão, a concentração de reagentes, a
superfície de contato e a presença de catalisadores ou inibidores.
Objetivo
Verificar alguns fatores que influenciam na velocidade das reações químicas.
Procedimento Experimental
1. Efeito da superfície de contato na velocidade da reação
Utilizando papel toalha, limpar dois béqueres de 100 mL e colocar água até a marca de
25 mL. Dividir um comprimido de Sonrisal® em quatro partes iguais, em seguida triturar um
dos pedaços com o auxílio do bastão de vidro. Adicione, simultaneamente, em um dos
béqueres com água um quarto de comprimido de Sonrisal® sem triturar e, em outro, um quarto
de comprimido de Sonrisal® triturado. Observe, anote e interprete.
BC0307 – Transformações Químicas
35
2. Estudo da velocidade da reação entre tiossulfato de sódio e ácido clorídrico.
2a - Determinação da ordem de reação para o S2O3-2
(aq).
S2O3-2
(aq) + 2H+(aq) S(s) +SO2 (g) + H2O
Será determinado o tempo necessário para que se forme uma mesma quantidade de enxofre
em soluções com concentração constante de ácido clorídrico e concentrações variáveis de
tiossulfato de sódio.
a) Prepare cinco soluções aquosas de tiossulfato de sódio em tubos de ensaio, conforme a
tabela:
Béquer
Volume (mL)
NaS2O3 (0,06 mol L-1) H2O (mL)
1 12,0 ---------
2 10,0 2,0
3 7,5 4,5
4 3,5 8,5
5 2,0 10,0
b) Coloque sob cada tubo de ensaio uma tira de papel preto, apoiado em folha branca.
c) Adicione ao primeiro tubo de ensaio 2,5 mL de ácido clorídrico 2,0 mol L-1 e dispare o
cronômetro e agite. Quando a tira de papel preto não estiver mais visível através do topo do
tubo de ensaio, pare o cronômetro. Registre o tempo decorrido.
d) Repita o mesmo procedimento para os demais tubos anotando os tempos correspondentes.
Anote seus resultados no Caderno de Laboratório:
2b - Determinação da ordem de reação para H+(aq)
Será determinado o tempo necessário para que se forme uma mesma quantidade de
enxofre em soluções com concentração constante de tiossulfato de sódio e concentrações
variáveis de ácido clorídrico.
BC0307 – Transformações Químicas
36
a) Prepare quatro soluções de ácido clorídrico em tubos de ensaio, conforme a tabela:
Béquer
Volume (mL)
HCl (0,3 Mol L-1) H2O
1 5,0 -----
2 3,5 1,5
3 2,5 2,5
4 1,0 4,0
b) Adicione ao primeiro tubo de ensaio 20,0 mL de solução de tiossulfato de sódio de
concentração 0,2 mol.L-1 e determine o tempo para que a tira de papel preta não seja mais
visível pelo topo do tubo de ensaio.
c) Repita o mesmo procedimento para os tubos 2, 3 e 4
d) Anote os resultados em seu Caderno de Laboratório.
3. Efeito da temperatura na velocidade da reação
Adicione, com o auxílio de uma pipeta, 2,0 mL da solução de tiossulfato de sódio (0,2
mol L-1) em 3 tubos de ensaio e em outros 3 tubos, adicione 2,0 mL da solução de ácido
clorídrico (0,3 mol L-1). Coloque um par de tubos contendo - separadamente - as soluções de
ácido e de tiossulfato de sódio em banho de água com gelo (a 0 oC) e aguarde por 5 minutos.
Coloque outro par de tubos, um com ácido e outro com tiossulfato de sódio em outro banho
de água a 40 oC, e aguarde por 5 minutos.
Após decorrer o tempo, com as soluções dos tubos estiverem na temperatura do banho,
entorne a solução de tiossulfato de sódio no tubo que contém o ácido clorídrico e coloque o
sistema em cima de uma fita preta, semelhante ao procedimento 2a e 2b, e dispare o
cronômetro. Determine o tempo para que a tira de papel preta não seja mais visível. Repita o
mesmo procedimento para a temperatura ambiente. Não se esqueça de verificar qual a
temperatura ambiente. Anote os resultados em seu Caderno de Laboratório.
Guia para elaboração para discussão dos resultados no caderno
Apresente no caderno uma descrição da influência dos fatores como superfície de
contato, concentração e temperatura na velocidade de uma reação química, sempre com base
nos resultados dos experimentos realizados.
BC0307 – Transformações Químicas
37
Com relação à reação entre o tiossulfato e o ácido, os dados obtidos nos itens 2a e 2b
deverão passar por um tratamento matemático para que possam ser relacionados através de um
gráfico linear, levando em consideração a fórmula para o cálculo da velocidade de reação:
V = k.[S2O32-]a.[H+]b (1)
Na primeira parte do experimento, a concentração do íon H+ manteve-se constante, desta
forma, a fórmula pode ser simplificada para:
V = k.[S2O32-]a (2)
A velocidade da reação é inversamente proporcional ao tempo (t) necessário para que a
reação ocorra completamente. Portanto, temos:
1/t ≈ k’.[S2O32-]a (3)
A linearização da equação (3) pode ser realizada aplicando o logaritmo natural em
ambos os lados da equação:
ln(1/t) = c + a.ln[S2O32-] (5)
Portanto, os valores de t obtidos no experimento deverão ser convertidos em ln(1/t) e os
valores de [S2O32-] deverão ser convertidos em ln[S2O3
2-]. Os dados devidamente tratados
servirão para a construção do gráfico. A correlação entre os valores de ln(1/t) (no eixo y) e
ln[S2O32-] (no eixo x) levará à obtenção de uma equação que exprime a melhor reta. O valor do
coeficiente angular desta equação irá exprimir a ordem de reação para o íon em questão, neste
caso S2O32-.
Na segunda parte deste experimento, o cálculo da ordem de reação em relação ao íon H+
deverá ser executado da mesma forma, para tanto realize as devidas transformações matemáticas
a partir da equação (1), observando que a concentração de S2O32- mantém-se constante.
Referências
1. Mahan, B.H.; Myers, R.J. Química – Um curso universitário, 4a ed, Edgar Blucher:SP, 1993.
2. Atkins, P. W; Jones, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio
ambiente. 3 ed. Porto Alegre:Bookman, 2006.
Questões de Verificação
1. No experimento do Sonrisal®, explique o que foi observado.
2. Em relação ao estudo da velocidade da reação entre o tiossulfato de sódio e ácido clorídrico,
responda:
2.1. Que tipo de reação está ocorrendo? Justifique.
BC0307 – Transformações Químicas
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2.2. Interprete os tempos de reação obtidos nos dois experimentos.
2.3. Calcule as ordens de reação em relação ao tiossulfato (coeficiente a) e em relação ao
íon H+ (coeficiente b).
2.4. Qual é o significado destes coeficientes?
2.5. Por que a velocidade é inversamente proporcional ao tempo de reação?
3. Identifique os fatores observados nesta prática que alteram a velocidade de uma reação
química.
4. Qual(is) fator(es) que altera(m) a velocidade de uma reação química que não foi(ram)
explorado(s) nesta prática. Identifique e comente.