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Apostila de Aulas Práticas
Química Experimental
Curso de Engenharia Mecânica
Professora Responsável: Adriana Canal das VirgensAluno (a):
Vila Velha
2013
Cronograma das aulas práticas
Disciplina: Química Experimental Curso: ENGENHARIA MECÂNICA
Assunto: Data Protocolo n°Apresentação da Disciplina 04/02/13 -Segurança e Normas de Trabalho em Laboratório, Reconhecimento e Manipulação dos Equipamentos de Laboratório.
18/02/13 01
Avaliar e Calibrar Instrumentos de Medida. 25/02/13 02Determinação da Densidade. 04/03/13 03Interações Intermoleculares e seus efeitos na Solubilidade entre as Substâncias.
11/03/13 04
Calorimetria 18/03/13 05Reações Químicas 25/03/13 06Estudo das características Ácidas e Básicas das substâncias e indicadores ácido-base.
01/04/13 07
Avaliação prática do 1º Bimestre. 15/04/13 -Avaliação teórica do 1º Bimestre. 22/04/13 -Cálculos de Soluções e Titulação. 29/04/13 -Preparo de Soluções. 06/05/13 08Padronização de Soluções. 13/05/13 09Análise volumétrica – Volumetria de Neutralização (ácido-base)
20/05/13 10
Extração com Solventes 27/05/13 11Teste Prático: Determinação do teor de uma substância em uma amostra desconhecida.
03/06/13 -
Avaliação prática do 2º Bimestre. 10/06/13 -Avaliação teórica do 2º Bimestre. 17/06/13 -Resultado final e Avaliação de 2ª chamada. 24/06/13 -Avaliação final de recuperação. 01/07/13
Este caderno de roteiros de aulas práticas é parte da disciplina de Química Experimental do Curso
Engenharia Mecânica - UVV.
Autor: Profª. Adriana Canal das Virgens.
Estes roteiros destinam-se ao acompanhamento das aulas práticas da disciplina e devem ser utilizados em
todas as aulas. Contêm os objetivos das aulas, protocolos dos experimentos e o modelo de relatório de aulas
práticas para verificação da aprendizagem. Os relatórios deverão ser entregues na aula prática seguinte. A
avaliação receberá pontuação de acordo com o estabelecido no plano de disciplina.
ORIENTAÇÕES PARA ELABORAÇÃO DE RELATÓRIO
1- Objetivo geral das aulas práticas: A relação teoria-prática, facilitando o processo ensino-
aprendizagem, além de se familiarizar com o trabalho em grupo.
2- Toda aula prática gera um relatório.
3- Aula prática exige como material os seguintes itens: jaleco branco de mangas compridas (com emblema
da UVV), calça comprida, sapato fechado e caneta para retroprojetor. Além disto, o aluno deve
providenciar um cadeado, de modo a guardar seu material nos armários do biopráticas. Sem um destes
itens o aluno não pode fazer a aula prática, ficando assim, impossibilitado de fazer o relatório.
4- Relatório relata o que foi feito. Caso você falte à aula prática, deve participar da confecção do relatório
do seu grupo, pois é importante saber o que você perdeu. Porém, seu nome não deve ser colocado no
relatório, pois você não fez o experimento, ficando sem os pontos relativos àquela aula perdida.
5- Importante : um relatório deve ser feito de tal modo que qualquer pessoa que o leia, possa entender a
experiência realizada e suas implicações.
6 - Sequencia correta do relatório:
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS
Toda aula prática será acompanhada obrigatoriamente da elaboração de um Relatório, cujo prazo de entrega coincide sempre com a aula prática seguinte. Para efeitos do que se exige na disciplina, sugerimos a sequencia abaixo:
Item ConteúdoCapa IDENTIFICAÇÃO(Folha de rosto)
Contendo cabeçalhoNome:Título da experiência:Integrantes do grupo (nome e sobrenome) Turma: Data:Demais dados de identificação: Disciplina e nome do professor.
CONTRACAPA Facultativo
SUMÁRIO Índice - facultativo (e só se o trabalho contiver numeração de páginas)
INTRODUÇÃO Deverá cobrir aspectos teóricos do assunto objeto da aula prática. Na sua elaboração o aluno deverá recorrer à literatura relativa ao assunto e discutir a teoria que envolve o trabalho realizado em aula.
OBJETIVOS DA EXPERIÊNCIA
Deverá conter o objetivo da aula prática. O que se quer estudar, obter ou determinar com a experiência.
MATERIAL Deverá conter a relação dos materiais e reagentes utilizados, bem como sua descrição sumária e principais utilizações. Quando o material já foi usado em aula prática anterior, dispensa-se essa descrição.
MÉTODOS Descrever sumariamente a metodologia, baseado geralmente no roteiro de aula fornecido. Cabe ao aluno desenvolver a capacidade de resumir a metodologia sem, contudo, comprometer o conteúdo das informações necessárias à compreensão daquilo que foi realizado no laboratório. Este procedimento nem sempre é idêntico ao roteiro, devendo ser fiel às suas anotações. O procedimento deve vir na forma de texto ou em tópicos (com o verbo na forma impessoal e no passado).
RESULTADOS Devem ser apresentados, tanto quanto possível, na forma de tabelas, gráficos, quadros, etc., sempre de forma a facilitar a rápida visualização do trabalho produzido durante os experimentos, e as observações feitas (mudança de cores, formação de substâncias, liberação ou absorção de calor, etc.), dados determinados com a experiência (volume, temperatura, etc.) e cálculos (se houver).
DISCUSSÃO É, provavelmente, o item mais importante de um relatório. Aqui, discutem-se os resultados obtidos, principalmente frente aos dados disponíveis na literatura pertinente, objetivando-se uma conclusão final, onde o aluno poderá relacionar o aprendizado obtido com a prática a ser vivenciada. Aqui devem ser discutidos: os porquês de tal fenômeno ter acontecido; se os resultados são os esperados ou não; se a experiência não foi bem sucedida, o que pode ter acontecido que justifique a falta de sucesso; etc. Ainda nesse item devem constar as respostas das questões propostas nas fichas de laboratório, não
como um questionário, mas sob a forma de um texto lógico que as contenha. BIBLIOGRAFIA Indicar corretamente a(s) fonte(s) de pesquisa utilizada. Relacionar sempre o
autor, a obra, a página e demais informações que permitam uma fácil consulta. Lembrem-se: 1 internet /3 livros, pelo menos.
Observações: 1. No Relatório tudo deve ser escrito com as próprias palavras. Simples cópias do texto ou do livro não serão aceitas. Tente fazer o relatório em grupo discutindo as ideias e depois colocando no papel.2. O Relatório vai valer nota. Somente os alunos presentes na aula prática poderão fazer o relatório. O comportamento individual dentro do laboratório também será levado em conta na nota final. Haverá, portanto, notas diferentes no grupo.3. O relatório deve ser entregue grampeado (ou em pasta ou encadernado) em folha A4. A fonte pode ser times new Roman ou arial 12, ou similar. O texto deve estar formatado no modo justificar. 4. Relatório em grupo não é a junção de partes isoladas (feitas individualmente) e grampeadas para a entrega. 5. Não copie, total ou parcialmente, relatórios de outros grupos. Caso este tipo de procedimento seja percebido, o relatório dos grupos envolvidos não será considerado.6. Lembre-se: eficiência e organização andam juntos. Trabalho em grupo exige muita organização e bom senso. Além disto, a pressa continua sendo a inimiga da perfeição.
TABELA DE PONTUAÇÃO DO RELATÓRIO:Aspectos avaliados na pontuação PontuaçãoApresentação (Estética na apresentação do relatório) 0,1Introdução e Objetivo (Fundamentação teórica de todos os assuntos envolvidos na
prática tendo como referência a bibliografia consultada) 0,2Materiais e Métodos: Lista completa com as respectivas especificações dos materiais
e reagentes (grau de pureza, etc.) utilizados na prática. Procedimento: (Texto claro e objetivo do trabalho desenvolvido, de modo que possa ser reproduzido por outra pessoa).
0,1
Resultados (Apresentação de texto explicativo introdutório precedendo apresentação dos resultados experimentais que, quando pertinentes, devem ser apresentados na forma de tabelas e gráficos)
0,1
Discussão (Conforme explicitado no roteiro de relatório) 0,4Bibliografia (Conforme explicitado no roteiro de relatório) 0,1Total 1,0 pontos
UNIVERSIDADE VILA VELHA - UVVENGENHARIA MECÂNICA
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO).[Margens: 3 cm (superior e esquerda); 2 cm (inferior e direita)]
FULANO ASSIM ASSADOBELTRANO ASSADO ASSIM
CICLANO DE ETC E ETC(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO).
Prática n° X (00/00/00):
TÍTULO DO TRABALHO EM LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 16, CENTRALIZADO, EM NEGRITO.
Disciplina: Química Experimental
Professora: Adriana Canal das Virgens(Letras minúsculas, arial ou times 12, à margem esquerda, sem negrito).(Só utilizado se não houver página de rosto)
FULANO ASSIM ASSADOBELTRANO ASSADO ASSIM
CICLANO DE ETC E ETC(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, EM NEGRITO)
TÍTULO DO TRABALHO EM LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 16, CENTRALIZADO, EM NEGRITO.
Relatório do Curso de Graduação em Engenharia Mecânica apresentada a Universidade Vila Velha - UVV, como parte das exigências da Disciplina de Química Experimental sob orientação da Professora Adriana Canal das Virgens.(Arial 11, sem negrito).
VILA VELHA FEVEREIRO - 2013
(LETRAS MAIÚSCULAS, ARIAL OU TIMES 12, CENTRALIZADO, SEM NEGRITO)
PRÁTICA Nº 01: Segurança e Normas de Trabalho em Laboratório, Reconhecimento e
Manipulação dos Equipamentos de Laboratório.
INTRODUÇÃO
O que você precisa saber sobre as aulas de laboratório:
A - Objetivos
O curso prático de Química Experimental tem como objetivo criar condições para que o estudante ao final
do curso seja capaz de: Conhecer e manipular aparelhagem de laboratório, realizar técnicas experimentais
básicas, desenvolver capacidade de observação experimental e correlacionar com os conteúdos teóricos.
Desenvolver capacidade de dissertar sobre os experimentos realizados, avaliar e discutir os resultados
obtidos.
B - O Laboratório de Química
Os estudantes serão organizados em grupos que ocuparão sempre o mesmo lugar no Laboratório.
À falta a algum experimento impossibilita o aluno na avaliação do relatório correspondente.
Cada mesa no laboratório será equipada com o material necessário à execução do trabalho
programado.
Em dia e horário destinado aos trabalhos práticos os estudantes terão à disposição o professor
encarregado de orientá-los na execução e interpretação dos exercícios de laboratórios.
Após o uso de bico de gás ou torneira de água, não deixar os mesmos abertos.
Ao lançar nas pias algum produto de reação, fazê-lo simultaneamente com descarga abundante de
água a fim de evitar a corrosão do encanamento.
Não lançar fósforos acesos nos locais destinados, à coleta·de lixo.
Fotômetros, centrífugas, balanças ou outros aparelhos, somente deverão ser usados pelo aluno depois
de instruído nas respectivas manipulações, evitando-se assim danos irrecuperáveis.
C - O Material do Estudante
Cada estudante deverá trazer para os trabalhos práticos o material abaixo relacionado:
Avental - necessário à proteção da roupa e proporciona maior desembaraço na execução de tarefas. É
requisito indispensável.
Lápis, borracha, caderno de anotações, tabela periódica, caneta de retroprojetor (preta ou azul).
Observação - o cumprimento de horário é pré-requisito fundamental.
D - Do Material Recebido e sua Conservação e Limpeza
Cada grupo de estudante receberá o material necessário à execução de cada trabalho prático,
conforme relacionado no roteiro próprio.
O aluno não deverá retirar o material de outro grupo mesmo quando os mesmos estiverem ausentes.
Será exigido dos estudantes o máximo cuidado com o seu lugar e respectivo material. Em caso de
quebra ou o não funcionamento de algum material recebido, o estudante deverá dar conhecimento ao
professor ou técnico responsável pela aula a fim de se providenciar a sua substituição.
Terminados os trabalhos, o estudante deverá proceder à limpeza de seu lugar e a vidraria usada será
colocada cuidadosamente em local próprio para lavagem.
E - Dos Reagentes
Para cada trabalho prático haverá à disposição dos estudantes uma provisão dos reagentes
relacionados no roteiro.
Após o uso, cada frasco de reagente deverá ficar no lugar onde foi encontrado no início da aula.
Não trocar as rolhas ou tampas dos frascos.
Uma mesma pipeta não poderá ser introduzida em 2 frascos diferentes sem ser devidamente
lavada.
F - Da Execução dos Trabalhos Práticos
Exigem-se para todos os trabalhos práticos a mesma atenção, rigor técnico e disciplina.
O aluno só alcançará a eficiência desejado sendo pontual, assíduo, ordeiro, asseado e com
conhecimento prévio do trabalho prático a ser executado.
G - Normas de segurança
O laboratório de química é um lugar seguro de trabalho, desde que se trabalhe com prudência, para evitar
acidentes. Respeite rigorosamente as seguintes precauções recomendadas:
1. Não coma nem beba no laboratório, também não coloque as mãos, dedos e unhas na boca ou nos
olhos sem antes lavá-las muito bem.
2. Use sempre avental de manga comprida para evitar derrubar algum reagente nos braços, não entre no
laboratório sem previamente vestir o avental.
3. Coloque todo seu material no lugar indicado, fique apenas com um bloco de anotações, caneta ou
lápis por mesa.
4. Neste bloco anote todas as observações que achar importante para confecção do relatório, todos
integrantes do grupo devem sugerir e verificar as anotações.
5. Nunca fume no laboratório.
6. Não mistures reagentes sem prévio consentimento do professor, isso pode ser muito perigoso.
7. Se algum reagente atingir sua pele ou olhos, lavar imediatamente com água e avisar o professor.
8. Nunca provar nem cheirar qualquer composto químico sem prévia autorização.
9. Nunca comece um experimento sem explicação prévia do professor e na dúvida sempre pergunte,
nunca teste nada por conta própria.
10. Não converse durante a explicação do professor sobre a prática, sua falta de atenção pode colocar
você e seus companheiros em risco, bem como prejudicar o andamento do experimento.
11. Trabalhe com seriedade, método e calma.
Antes de começar a fazer os experimentos é necessário que você conheça os equipamentos e saiba
utiliza-los da forma correta:
1- Os diferentes equipamentos do laboratório.
Para que os alunos possam se familiarizar com os equipamentos de laboratório, antes de iniciar sua
manipulação é necessário que os alunos façam o reconhecimento dos principais equipamentos.
Observe os equipamentos dispostos em sua bancada, em um papel em seu bloco de anotações, coloque os
números indicados nos equipamentos, consulte as folhas anteriores e coloque o nome, para o que é utilizado,
e se tiver volume definido, anote-o também. Faça esse procedimento com todos os membros do grupo
participando. Entregue essa folha individualmente para o professor.
2- Utilização da balança.
A balança é um equipamento extremamente importante dentro do laboratório. Muitos experimentos
dependem da exatidão com a qual a massa das substâncias é medida. Portanto aprender a manipular a
balança corretamente é extremamente importante para todos os membros do grupo. Cada grupo deverá se
dirigir para próximo à balança, (um grupo de cada vez) e todos os alunos deverão ouvir a explicação do
professor e seguir as instruções abaixo para pesar 5,0 g de NaCl como treinamento.
1. Verifique se a balança está com o nível posicionado corretamente.
2. Verifique se a balança está ligada (tomada e botão on-off).
3. Verifique se a balança está limpa, se não estiver comunique ao técnico.
4. Se a balança estiver estabilizada e com a escala "zerada" coloque delicadamente o recipiente que será
utilizado para a pesagem.
5. Espere os números da escala estabilizar e se puder descontar a massa do recipiente, aperte a tecla
"Tara", o desconto será automático.
6. Espere novamente a estabilização da escala e se a escala estiver zerada, adicione cuidadosamente a
substância a ser pesada de forma a não derrubar reagente sobre o prato ou outro qualquer parte da
balança, se cair algum reagente fora do recipiente, chame o professor ou a técnica.
7. Ao atingir a massa desejada, retire cuidadosamente o recipiente da balança.
8. Nunca deixe a balança suja para o próximo grupo.
3- Manipulação de pipetas e buretas.
Certos equipamentos exigem técnicas especiais para serem utilizados, tanto a pipeta como a bureta
apesar de serem considerados equipamentos simples exigem alguns procedimentos para que as medidas
sejam feitas de forma segura e com a maior exatidão possível.
a) Utilizando a pipeta:
Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta no líquido e faz-se a sucção através de um pipetador.
Toma-se o cuidado de manter a ponta da pipeta sempre abaixo do nível do líquido. Caso o contrário ao
se fazer a sucção o líquido alcança o pipetador e isso pode estragá-lo, durante a sucção fique atento para
que o líquido não ultrapasse o volume total da pipeta atingindo o pipetador. Observe a figura 1 e 2. Para
escoar os líquidos coloque o pipetador na posição vertical encostada na parede do recipiente, deixe o
líquido escoar lentamente. Nunca sopre o líquido de uma pipeta.
Treinamento: Através de uma pipeta graduada transfira para diferentes tubos de ensaio 1,0 mL, 2,0 mL,
5,0 mL, 1,5 mL, 2,7 mL, 3,8 mL e 4,5 mL de água Todos os membros do grupo devem treinar.
Observação: O pipetador tem duas válvulas uma para escoamento e outra para sucção, sempre observem
com atenção quais são para você não confundir na hora da manipulação.
b) Utilizando a bureta:
Com a torneira fechada, preencha a bureta com o líquido até um pouco acima do zero da escala. Em
seguida a torneira é aberta, com cuidado, e o líquido escoado até que a parte inferior do menisco coincida
exatamente com o zero da escala. Observe a figura 1.
Treinamento: Através de bureta transfira para um erlenmeyer 5,0 mL, 10,0 mL e 15,0 mL de água.
Todos os membros do grupo devem treinar.
PRÁTICA Nº 02: Avaliar e Calibrar Instrumentos de Medida
1. INTRODUÇÃO
Neste experimento além do proposto acima, os alunos também terão a oportunidade de conhecer os
equipamentos mais comuns utilizados no laboratório. A prática da análise volumétrica requer medidas de
volumes de líquidos com elevada precisão. Para realizar tais medidas são empregados vários tipos de
aparelhos, que podem ser classificados em duas categorias:
a) Aparelhos calibrados para dar escoamento a quantidades variáveis de líquido.
b) Aparelhos calibrados para conter ou escoar apenas um determinado volume.
Na primeira classe estão contidas pipetas graduadas, buretas e provetas, na segunda classe estão incluídos os
balões e pipetas volumétricas. A medida de volumes líquidos com qualquer dos aparelhos apresentados, está
sujeita a uma série de erros devido às seguintes causas:
A) Ação da dilatação ou contração provocadas por variações de temperatura.
B) Imperfeição ocorrida durante a calibração dos aparelhos volumétricos.
C) Erros de paralaxe.
A leitura de volumes de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior do menisco e a de líquidos coloridos
se ficar impossível a observação do menisco, observa-se então a parte superior.
2. OBJETIVOS
Comparar a precisão de diferentes instrumentos e verificar o erro experimental durante uma medida.
3. PARTE EXPERIMENTAL
Comparando a precisão de diferentes equipamentos.
A) Comparação entre proveta, béquer, erlenmeyer:
a) Verifique se o equipamento está limpo e seco.
b) Pese os equipamentos, anote o peso de cada um.
c) Volte a sua bancada coloque cuidadosamente 50 mL de água deionizada utilizando a marca de
aferição do próprio equipamento, pese novamente.
d) Determine a temperatura ambiente colocando o termômetro em qualquer recipiente com água
deionizada, verifique a densidade na temperatura observada.
e) Através da diferença de peso do equipamento vazio e do equipamento com água, determine a
massa de água adicionada.
f) Através da massa de água determinada e da densidade da água estimada, calcule o volume real
e compare com o do equipamento.
B) Comparação entre bureta e a pipeta volumétrica de 10 mL:
a) Pese um béquer de 25 mL, anote o peso.
b) Em seguida deixe escoar pela bureta, com máximo de cuidado para não ultrapassar o volume,
exatamente 10 mL de água deionizada para o béquer.
c) Pese novamente o béquer com água e seguindo o mesmo procedimento do experimento
anterior, calcule o volume.
d) Pese um outro béquer de 25 mL, anote o peso.
e) Em seguida deixe escoar pela pipeta volumétrica de 10 mL de água deionizada para o béquer.
f) Pese novamente o béquer com água e seguindo o mesmo procedimento do experimento
anterior, calcule o volume.
Obs.: antes de utilizar a bureta e a pipeta treine várias vezes para não cometer erros de procedimento
durante as medidas.
C) Calibração de 3 balões volumétricos:
a) Marcar os balões volumétricos de 100 mL com as letras A, B e C.
b) Pesar os 3 balões, anotar a massa observada para cada um.
c) Preencher com água deionizada até o menisco e pesar novamente.
d) Determinar a massa de água para cada uma deles.
Tabela 1 - Densidade absoluta da água.
T/ oC d/(g cm-3) T/ oC d/(g cm-3)
10 0,999700 22 0,997770
11 0,999605 23 0,997538
12 0,999498 24 0,997296
13 0,999377 25 0,997044
14 0,999244 26 0,996783
15 0,999099 27 0,996512
16 0,998943 28 0,996232
17 0,998774 29 0,995944
18 0,998595 30 0,995670
19 0,998405 31 0,995370
20 0,998203 32 0,995050
21 0,997992
4 - QUESTIONAMENTOS
1) Em relação ao primeiro experimento (A), faça os cálculos e baseado em seus resultados responda: qual o
equipamento é o mais preciso? Por que?
2) Em relação ao segundo experimento (B), faça os cálculos e responda: qual equipamento é o mais preciso?
Por que?
3) Em relação ao terceiro experimento (C), calcule o erro relativo para cada balão:
% erro = [(Vexp – Vfab) / Vfab] x 100
Onde:
Vexp. é o volume que você determina através da densidade da água.
Vfab. é o volume que está indicado pelo fabricante.
O balão volumetrico é um equipamento muito ou pouco preciso? O resultado encontrado é o esperado? Por
que?
PRÁTICA Nº 03: Determinação da Densidade
1 - INTRODUÇÃO
Uma propriedade específica de uma substância é uma propriedade definida pela natureza da substância e que
independe da quantidade da substância analisada. A densidade é uma propriedade específica e é definida
como a razão da massa pelo volume por ela ocupado. Em trabalhos científicos a densidade de líquidos e
sólidos é expressa em gramas (g) por cm3 ou mL, já a densidade dos gases geralmente é expressa em gramas
(g) por litro (L) ou dm3. Existem vários métodos para determinar densidade, o tipo do método depende do
estado físico da substância.
2 - OBJETIVO
Conhecer diferentes métodos existentes para determinação da densidade de diferentes tipos de substâncias.
3 - PARTE EXPERIMENTAL
1- Determinação da densidade de um sólido.
a) Determine a massa do parafuso. m = ____________ g.
b) Colocar em uma proveta de 100 mL, 80 mL de água deionizada. V1 = __________ mL.
c) Colocar o parafuso, com cuidado, dentro da proveta com água e ler o volume.
V2 = _____________ mL.
d) Calcular o volume do material. V = V2 – V1 = _______________ mL.
e) Determinar a densidade do parafuso. d = m/V.
f)Repetir o procedimento para testar a reprodutibilidade da medida. Não se esqueça de secar muito
bem o objeto antes de repetir a medida.
d1 = _______________; d2 = _________________; d Média = _____________ .
2- Determinação da densidade de um líquido.
a) Determine a massa de um picnômetro. m1 = ____________ g.
b) Encher o picnômetro com água deionizada.
c) Pesar novamente o picnômetro. m2 = ______________ g.
d) Determinar a massa de água. m2 – m1 = __________________ g.
e) Determinar a temperatura ambiente, e verificar a densidade da água nesta temperatura em uma
tabela.
f)Calcular o volume real do picnômetro. Vp = ___________ mL.
g) Lavar o picnômetro com um pouco de etanol.
h) Encher o picnômetro com etanol, seguindo o mesmo procedimento utilizado para a água
deionizada.
i)Pesar o picnômetro com etanol. m3 = ____________ g.
j)Determinar a massa de etanol contida no picnômetro. m3 – m1 = _______________ g.
k) Calcular a densidade do etanol.
3- Determinação da densidade de uma solução e estudo da variação da densidade de uma solução com aumento da temperatura.
Verifique a temperatura ambiente colocando o termômetro em uma proveta de 100 mL com 80 mL de
solução, espere algum tempo para estabilizar T1 =_______ºC. Retire o termômetro e meça com auxilio de um
densímetro a densidade da solução de cloreto de sódio (NaCl) à temperatura ambiente d 1 = _______g/mL.
Aquecer toda a solução em um Becker de 600 mL, acompanhar o aquecimento com o termômetro, colocar
cerca de 80 mL da solução aquecida na proveta de 100 mL, verificar a temperatura, colocar o densimetro,
anotar o valor da densidade.
Acompanhe o aumento da temperatura com o termômetro e preencha a tabela a seguir:
CUIDADOS:- Não bater com o densimetro no recipiente, sempre colocá-lo em local seguro.- Não bater com o termômetro no recipiente, principalmente a ponta.- Cuidado ao aquecer a solução e ao transportá-la para não se queimar.
Tabela 1 - Densidade absoluta da água.
T/ oC d/(g cm-3) T/ oC d/(g cm-3)10 0,999700 22 0,997770
11 0,999605 23 0,997538
12 0,999498 24 0,997296
13 0,999377 25 0,997044
14 0,999244 26 0,996783
15 0,999099 27 0,996512
16 0,998943 28 0,996232
17 0,998774 29 0,995944
18 0,998595 30 0,995670
19 0,998405 31 0,995370
20 0,998203 32 0,995050
21 0,997992
4 - QUESTIONAMENTOS
1) Qual é a densidade do parafuso? Escrever todos os cálculos envolvidos.
2) Qual é a função da vidraria picnômetro? Essa vidraria tem precisão? Justifique a partir de cálculos.
3) Qual é a densidade do etanol encontrada no terceiro experimento? Escrever todos os cálculos.
4 ) Por que a densidade tem esse tipo de comportamento com o aumento da temperatura?
Leitura – Tempo Temperatura (ºC) Densidade (g/cm3 ou g/mL)
1 ≈ 70
2 ≈ 60
3 ≈ 50
4 ≈ 40
5 T1 - ambiente d1
PRÁTICA Nº 04: Interações Intermoleculares e seus efeitos na Solubilidade entre as Substâncias
1 - INTRODUÇÃO
Geralmente o que determina a solubilidade entre duas substâncias são as interações (forças)
intermoleculares. A frase “semelhante dissolve semelhante” está relacionada com o fato que substâncias
polares possuem interações intermoleculares diferentes das substâncias apolares. Esse tipo de propriedade
também vai influenciar nas propriedades como ponto de fusão e ponto de ebulição. Através dos testes de
solubilidade, tentaremos observar o efeito da estrutura molecular no comportamento da solubilização.
2 - OBJETIVOS
Verificar a polaridade das moléculas e seu efeito nas solubilidades das substâncias.
3 - PARTE EXPERIMENTAL
1. Verificação da solubilidade (semelhanças) entre solventes.
a) Numere dois tubos de ensaio (1 e 2), adicione nos dois tubos, uma ponta de espátula de cloreto de
sódio, em seguida adicione 2 mL de água deionizada no tubo 1 e 2 mL de etanol no tubo 2, agite e
observe. Anote a solubilidade em ambos solventes.
b) Numere dois tubos de ensaio (3 e 4), adicione 2 mL de éter etílico em cada tubo. Ao tubo 3 adicione
1 mL de água deionizada e ao tubo 4, 1 mL de hexano agite e observe. Anote a solubilidade em
ambos solventes.
c) Numere dois tubos de ensaio (5 e 6), adicione 2 mL de tolueno (toluol) em cada tubo. Ao tubo 5
adicione 1 mL de água deionizada e ao tubo 6, 2 mL de hexano agite e observe. Anote a solubilidade
em ambos solventes.
d) Numere três tubos de ensaio (7, 8 e 9), em cada tubo adicione 1 mL de água deionizada. Em seguida
adicione 2 mL etanol no tubo 7, 2 mL de t-butanol (terc-butílico) no tubo 8, 2 mL de n-butanol (n-
butílico) no tubo 9. Agite e observe. Anote a solubilidade.
2. Identificação das fases no sistema água-etanol-gasolina
Alguns testes foram realizados para verificar a solubilidade da gasolina e do etanol na água, utilizando
permanganato de potássio, KMnO4 (composto iônico) e iodo, I2 (substância covalente apolar) como
indicadores de polaridade. Execute os testes 1, 2 e 3 na seqüência indicada na Tabela 1, utilizando 3 mL
das substâncias líquidas e uma pequena quantidade (uma pontinha de espátula) dos sólidos. Verifica-se
que o KMnO4 se dissolve na fase aquosa e que o I2 se dissolve na fase orgânica (Figura 1), permitindo
identificar as fases.
a) Adicione em 3 tubos de ensaio 3 mL de água deionizada, numerando-os de 1 a 3, no tubo 2 adicione
uma pequena quantidade de iodo e ao tubo 3 uma pequena quantidade de permanganato de potássio.
Compare e anote suas observações.
b) Adicione em 3 tubos de ensaio 3 mL de gasolina, numerando-os de 1 a 3, no tubo 2 adicione uma
pequena quantidade de iodo e ao tubo 3 uma pequena quantidade de permanganato de potássio.
Compare e anote suas observações.
c) Adicione em 3 tubos de ensaio 1,5 mL de água deionizada e 1,5 mL de gasolina, numerando-os de 1
a 3, no tubo 2 adicione uma pequena quantidade de iodo e ao tubo 3 uma pequena quantidade de
permanganato de potássio. Compare e anote suas observações.
4 - QUESTIONAMENTOS
1) Quais foram os resultados encontrados no experimento 1? Justifique.
2) Em relação ao primento experimento, explique a seguinte frase: “semelhante dissolve semelhante”.
3) Em relação ao primeiro experimento (tubos de ensaio 3, 5 e 9), responda: qual das substâncias presentes
em cada tubo de ensaio é mais densa?
4) Quais foram os resultados encontrados no experimento 2? Justifique.
5) Em relação ao segundo experimento, responda: por que a água deionizada inserida no tubo 1 (teste 3) fica
turva após a adição de gasolina?
6) Em relação ao segundo experimento, responda: por que o iodo inserido no tubo 2 (teste 3) se dissolveu na
água deionizada e também na gasolina?
PRÁTICA Nº 05: Calorimetria
1. INTRODUÇÃO
Em uma reação química ocorre uma transformação das substâncias, ou seja, ligações químicas entre os
átomos que constituem as substâncias químicas iniciais – reagentes – são quebradas e, consequentemente,
novas ligações são formadas pelos átomos, resultando outras substâncias – produtos. Nesse processo de
quebra e formação de ligações haverá sempre um saldo energético. Quando na reação ocorre uma liberação
de energia na forma de calor, dizemos que esta reação é exotérmica. Por outro lado, as reações que ocorrem
com absorção de calor são chamadas de endotérmica.
A calorimetria é uma técnica que permite determinar a entalpia experimentalmente, através da medida do
calor transferido durante uma transformação. Esta aula terá como objetivo a determinação do calor de
dissolução do hidróxido de sódio e do nitrato de amônio ou cloreto de amônio.
2. EXPERIMENTAL
Determinação do calor de dissolução
A) Calor de dissolução do hidróxido de sódio.
a) Medir em proveta, 50 mL de água deionizada e transferir para o béquer de 150 mL. Com o auxílio de
um termômetro determine a temperatura da água. ATENÇÃO À ESCALA DO TERMÔMETRO.
b) Anotar o valor obtido T inicial = __________
c) Pesar, rapidamente, 2,0 g de hidróxido de sódio e adicionar à água contida no béquer. Caso a massa
obtida não tenha sido exatamente o valor indicado, anote o valor obtido mNaOH = ___________
d) Agitar o sistema com um bastão de vidro ou de teflon.
e) Determinar a temperatura máxima observada durante a dissolução do soluto e anotar o valor
encontrado. T final = ____________
B) Calor de dissolução do nitrato de amônio ou cloreto de amônio.
Seguir o procedimento anterior, substituindo os 2 g de NaOH por 10 g de nitrato de amônio ou cloreto de
amônio.
C) Calor de dissolução + calor de neutralização – Lei de Hess
a) Adicionar ao béquer 50 mL de HCl 1,0 mol/L. Com o auxílio de um termômetro determine a
temperatura do ácido (HCl). ATENÇÃO À ESCALA DO TERMÔMETRO. Tinicial = __________
b) Pesar 2,0 g de hidróxido de sódio e adicionar ao ácido contido no béquer. Caso a massa obtida não
tenha sido exatamente igual ao valor indicado, anote o valor obtido. mNaOH = __________.
c) Agite o sistema com um bastão de vidro ou de teflon.
d) Determine a temperatura máxima observada durante o processo. T final = _______
e) Lave bem o béquer e transfira 50 mL da solução de HCl 1,0 mol/L. Determine a temperatura inicial
do sistema. Tinicial = ________
f) Meça em uma proveta 50 mL da solução de NaOH 1,0 mol/L e acrescente ao ácido do béquer.
g) Agite o sistema com um bastão de vidro ou de teflon.
h) Determine a temperatura máxima observada durante o processo. T final_________
3 – QUESTIONAMENTOS
1) As reações que aconteceram no primeiro e segundo experimentos (A e B) são endotérmicas ou
exotérmicas? Justifique.
2) Por que o calor liberado na dissolução do NaOH sólido em solução de HCl é maior do que na mistura
de solução de NaOH e solução de HCl (experimento C)?
3) Escreva todas as informações obtidas na aula prática.
4) Escreva todas as reações químicas estudadas na aula prática.
PRÁTICA Nº 06: Reações Químicas
1 - INTRODUÇÃO
O fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outras é chamada de reação química .
A equação química é uma representação abreviada da transformação ocorrida, envolvendo as substâncias
transformadas (reagentes), as substâncias produzidas (produtos), o estado físico dos reagentes e produtos e
as condições (temperatura, pressão, solventes, etc..) nas quais a reação se processa. A equação deve estar
devidamente balanceada na forma de massa e na forma de cargas.
Exemplo:
Ba2+(aq) + SO4
2-(aq) BaSO4(s)
Cada reação química tem suas condições próprias que devem ser satisfeitas para que a reação seja possível.
A condição comum a todas as reações químicas é que, sendo responsáveis pela transformação da matéria,
todas obedecem ao princípio da conservação das massas. As reações de identificação de solução são feitas
usando, em geral, reações que produzem um efeito macroscópico (mudança de cor, formação de precipitado,
e formação de gás) facilmente visível ou que afetam o sentido do olfato, como por exemplo:
a) Reações em que há mudança de coloração:
Fe3+(sq) + 6CSN-
(aq) [Fe (SCN)6]3-(aq)
Complexo vermelho
b) Reações em que há formação de precipitado (sólido), ou seja, formação de uma substância insolúvel
no meio em que está (estas reações são chamadas reações de precipitação):
Ag+(aq) + Cl-
(aq) AgCl(s)
Precipitado branco
c) Reações em que há desprendimento de gás:
S2-(aq) + 2H+
(aq) H2S(g)
Cheiro podre
d) Reações que envolvem absorção ou emissão de luz e/ou calor
2 AgCl(s) 2 Ag° + Cl2(g)
As reações químicas pertencem a dois grupos principais:
1) Reações químicas em que há transferência de elétrons (oxi-redução);
2) Reações químicas em não há transferência de elétrons. Neste trabalho prático serão realizadas
reações químicas pertencentes aos dois grupos e pela natureza de cada reação.
Nesta experiência, o aluno terá uma familiarização com alguns tipos mais comuns e verificação da
ocorrência de uma reação química.
2- PARTE EXPERIMENTAL
1 – Reação de nitrato de chumbo com iodeto de potássio.
Transferir 10 gotas de nitrato de chumbo 0,1 M para um tubo de ensaio. Observar as características da
solução. Adicionar 10 gotas de solução de iodeto de potássio 0,1 M. Observar o resultado.
2 – Reação de nitrato de prata com ácido clorídrico.
Transferir 10 gotas de nitrato de prata 0,1 M para um tubo de ensaio. Observar. Adicionar 10 gotas de ácido
clorídrico 0,1 M. Observar o resultado.
3 – Reação de nitrato de prata com iodeto de potássio
Transferir 10 gotas de nitrato de prata 0,1M para um tubo de ensaio. Em seguida, adicionar 10 gotas de
iodeto de potássio 0,1 M. Observar os resultados.
4 – Reação entre cloreto de bário e cromato de potássio
Colocar 10 gotas de solução de cloreto de bário 0,1 M no tubo de ensaio. Em seguida, adicionar 10 gotas
de cromato de potássio 0,1M. Observar os resultados.
5 – Em um béquer de 50 mL, adicionar 30 mL de solução 0,1M de sulfato de cobre 5H 2O. Em seguida,
colocar o prego em contato com a solução de sulfato de cobre. Observar o resultado. Deixar o prego na
solução até o final da aula.
6 – Transferir para um tubo de ensaio, meia espátula de carbonato de sódio, Adicionar 20 gotas de solução
de HCl 6M. Observar o resultado.
7 – Transferir para um tubo de ensaio, 20 gotas de cloreto de bário 0,1M, e em seguida, adicionar 20 gotas
de Na2CO3 0,1 M. Observar o resultado.
8 – Transferir para um tubo de ensaio, 20 gotas de Na2SO3 0,1M e adicionar 20 gotas de AgNO3 0,1 M.
Observar o resultado.
9 – Colocar em um tubo de ensaio um prego (com a superfície limpa) e ir adicionando H 2SO4 6 N até que o
ácido cubra mais da metade do prego. Observar a superfície do prego submerso.
10 – Transferir 10 gotas de FeCl3 0,1 M para um tubo de ensaio e adicionar 30 gotas de NaOH 0,1 M.
Observar o resultado.
11 – Colocar em um tubo de ensaio 20 gotas de BaCl2 0,1 M e adicionar 20 gotas de CuSO4 5H2O. Observar
o resultado.
12 – Misturar, em um tubo de ensaio, 1 mL de sulfato de cobre 5H2O 0,05 M e 1 mL de hidróxido de
amônio. Observar o resultado.
13 – Transferir para um tubo de ensaio, 1 mL de solução de cloreto férrico 0,05 M, e em seguida adicionar 1
mL de tiocianato de amônio 0,1 M. Observar o resultado.
14 – Transferir para um tubo de ensaio, 20 gotas de solução de NaHCO3 a 0,1 M e, adicionar, cerca de 10
gotas de solução de HCl 6 M. Observar o resultado.
3 - QUESTIONAMENTOS
1) Escreva todas as reações químicas estudadas na aula prática.
2) Classifique as reações químicas (precipitação, complexação, óxido-redução, desprendimento de gás).
PRÁTICA Nº 07: Estudo das características ácidas e básicas das substâncias e indicadores ácido-base
1. INTRODUÇÃO
Soluções aquosas podem ser ácidas, neutras ou básicas. A acidez de uma solução aquosa é de importância
fundamental em química, sendo sua determinação e seu controle muitas vezes necessários. Uma solução
ácida pode ser reconhecida por um conjunto de propriedades características, tais como: sabor azedo, muda à
cor de certas substâncias denominadas indicadores ácido-base, possui, a 25 °C, pH abaixo de 7.
Uma solução básica, por sua vez, pode ser reconhecida, também, por um conjunto de propriedades
características, tais como: sabor amargo, escorregadia ao tato, muda a cor de certas substâncias denominadas
indicadores ácido-base, possui, a 25 °C, pH acima de 7.
TABELA 1 – Alguns indicadores ácido-base e intervalos de pH onde é observada a variação de cor.
INDICADOR INTERVALO DE pH PARA A MUDANÇA DE COR
MUDANÇA DE COR CORRESPONDENTE
Azul de timol 1,2 – 2,8 Vermelho – AmareloAzul de bromofenol 3,0 – 4,6 Amarelo – Violeta
Verde de bromocresol 4,0 – 5,6 Amarelo – AzulVermelho de metila 4,4 – 6,2 Vermelho – AmareloAzul de bromotimol 6,2 – 7,6 Amarelo – Azul
Azul de timol 8,0 – 9,6 Amarelo – AzulFenolftaleína 8,0 Incolor – Rosa
2. OBJETIVO
Reconhecer substâncias com caráter ácido e básico, diferenciar o comportamento de ácidos e bases fortes
quando comparados a ácidos e bases fracas. Observar o valor do pH das soluções. Compará-las e verificar a
cor característica do meio para os diversos tipos de indicadores.
3. PROCEDIMENTOS
Comparação entre pH de um ácido fraco com um ácido forte, ambos na mesma concentração.
1) Teste para ácido clorídrico:
a) Numere 4 tubos de ensaio.
b) Adicione 2 mL do ácido em cada tubo.
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 2 gotas de indicador em cada tubo, agite e anote a cor observada:
Nº. do Tubo HCl 0,1 mol/L e o indicador Cor observada
01 Azul de timol
02 Azul de bromofenol
03 Verde de bromocresol
04 Fenolftaleína
2) Teste para ácido acético:
a) Numere 4 tubos de ensaio.
b) Adicione 2 mL do ácido em cada tubo.
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 2 gotas de indicador em cada tubo, agite e anote a cor observada:
Nº. do Tubo CH3COOH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada
05 Azul de timol
06 Azul de bromofenol
07 Verde de bromocresol
08 Fenolftaleína
3) Comparação entre os ácidos HCl e CH3COOH.
a) Agora meça o pH dos ácidos através do potenciômetro.
b) Colocar cerca de 10 mL de HCl 0,1 mol/L em um béquer de 20 mL e medir o pH = __________.
c) Colocar cerca de 10 mL de CH3COOH 0,1 mol/L em um béquer de 20 mL e medir o pH =
__________.
Faça uma comparação entre o pH medido e o estimado para os dois ácidos, e discuta por que existe
diferença de pH entre os dois ácidos que se encontram na mesma concentração.
Comparação entre pH de uma base fraca com uma base forte, ambas na mesma concentração.
4) Teste para o hidróxido de amônio:
a) Numere 4 tubos de ensaio.
b) Adicione 2 mL de base em cada tubo.
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 2 gotas de indicador em cada tubo, agite e anote a cor observada:
Nº. do Tubo NH4OH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada
09 Azul de timol
10 Azul de bromofenol
11 Verde de bromocresol
12 Fenolftaleína
5) Teste para o hidróxido de sódio:
a) Numere 4 tubos de ensaio.
b) Adicione 2 mL de base em cada tubo.
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 2 gotas de indicador em cada tubo, agite e anote a cor observada:
Nº. do Tubo NaOH 0,1 mol/L e o indicador Cor observada
13 Azul de timol
14 Azul de bromofenol
15 Verde de bromocresol
16 Fenolftaleína
6) Comparação entre as bases NH4OH e NaOH.
a) Agora meça o pH das bases através do potenciômetro.
b) Colocar cerca de 10 mL de NH4OH 0,1 mol/L em um béquer de 20 mL e medir o pH =
__________.
c) Colocar cerca de 10 mL de NaOH 0,1 mol/L em um béquer de 20 mL e medir o pH =
__________.
Faça uma comparação entre o pH medido e o estimado para as duas bases, e discuta por que existe
diferença de pH entre as duas bases que se encontram na mesma concentração.
4 - QUESTIONAMENTOS
1) Escreva todos os resultados encontrados nos experimentos.
2) A partir das cores observadas nos experimentos, qual é a pH aproximado das soluções? Esses valores
são equivalentes aos encontrados pelo pHmetro?
3) Em relação aos ácidos e bases utilizados na aula prática, responda: qual deles é mais forte? Justifique com
base nos valores de pH determinados pelo pHmetro.
4) Quais são as ferramentas existentes para a determinação do pH de uma solução?
PRÁTICA Nº 08: Preparo de Soluções
1. INTRODUÇÃO
Solução é qualquer sistema homogêneo constituído por um soluto e um solvente. Soluto dissolvido é a fase
dispersa, é aquele que está em menor quantidade. Solvente é o dispersante, é aquele que está em maior
quantidade. A concentração de uma solução pode ser expressa de diversas formas, tais formas são chamadas
de unidades de concentração.
2. OBJETIVO
Compreender a natureza e a importância das soluções e preparar soluções.
3. PROCEDIMENTOS
A. Preparo de 100 mL de solução 0,05 mol/L de Sulfato de cobre II 5 H2O (CuSO4. 5 H2O).
1. Calcule a quantidade de massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 100 mL de uma solução
0,05 mol/L.
2. Pese a massa calculada em um béquer de 50 mL.
3. Anote exatamente o peso observado na balança.
4. Dissolva o CuSO4.5H2O ainda no béquer e vá transferindo a solução para o balão volumétrico de
100 mL, com auxílio de um funil de vidro.
5. Lave várias vezes o béquer e o funil até próximo ao volume de 100 mL.
6. Complete, cuidadosamente, o volume para 100 mL adicionando água até a marca de aferição.
Feche o balão, e agite vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado.
7. Se necessário refaça os cálculos para determinar a concentração em mol/L exata da solução.
B. Diluição de uma solução, para o preparo de 100 mL de solução 0,01 mol/L de Sulfato de cobre
II 5 H2O (CuSO4. 5 H2O), à partir de uma solução 0,05 mol/L de sulfato de cobre II 5 H2O
(CuSO4. 5 H2O).
8. Calcule o volume da solução de sulfato de cobre II 5 H2O (CuSO4. 5 H2O), necessária para preparar
100 mL de uma solução 0,01 mol/L de sulfato de cobre II 5 H2O (CuSO4. 5 H2O).
9. Com auxílio de uma pipeta volumétrica ou uma pipeta graduada (se for o caso), transfira o volume
calculado para um balão volumétrico de 100 mL.
10. Complete, cuidadosamente, o volume para 100 mL até a marca de aferição, feche o balão, e agite
vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado.
C. Preparo de 250 mL de solução 0,1 mol/L de Hidróxido de sódio (NaOH).
11. Calcule a quantidade de massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,1
mol/L.
12. Pese, rapidamente, a massa calculada em um béquer de 100 mL.
13. Anote exatamente o peso observado na balança.
14. Dissolva o NaOH ainda no béquer e vá transferindo a solução para o balão volumétrico de 250 mL,
com auxílio de um funil de vidro.
15. Lave várias vezes o béquer e o funil até próximo ao volume de 250 mL.
16. Complete, cuidadosamente, o volume para 250 mL até a marca de aferição, feche o balão, e agite
vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado.
17. Rotule a solução para que ela possa ser usada posteriormente.
4 - QUESTIONAMENTOS
1) Escreva todos os cálculos envolvidos no preparo das soluções A, B e C.
2) Qual é a função do balão volumétrico?
3) Acidentalmente, durante a preparação de uma solução, a quantidade de água inserida no balão
volumétrico (de acordo com o experimento A) ultrapassa a marca de aferição. O que deve ser feito?
Justifique.
PRÁTICA Nº 09: Padronização de Soluções
1. INTRODUÇÃO
Quando uma solução de NaOH é preparada, muitas vezes, sua real concentração não é exatamente a
calculada, pois esta base é higroscópica e passível de contaminação por CO2, o que diminui a concentração
de NaOH na solução. Para a titulação, saber a concentração exata da solução é extremamente importante, por
isso soluções são padronizadas através de reagentes que são altamente estáveis, e que não absorvem água
com facilidade, esses reagentes são denominados de padrões primários. Um padrão primário muito utilizado
para padronização de soluções de NaOH, é o Biftalato de potássio (KHC8H4O4).
2. OBJETIVO
Preparar uma solução padrão e padronizar uma solução de NaOH 0,1 mol/L.
3. PROCEDIMENTOS
A. Preparo de solução padrão de biftalato de potássio (KHC8H4O4).
1. Pese exatamente 2,100 g de biftalato de potássio (KHC8H4O4), em um béquer de 50 mL.
2. Anote exatamente o peso observado na balança.
3. Dissolva o KHC8H4O4 ainda no béquer e vá transferindo a solução para o balão volumétrico de 100
mL, com auxílio de um funil de vidro.
4. Lave várias vezes o béquer e o funil até próximo ao volume de 100 mL.
5. Complete, cuidadosamente, o volume para 100 mL até a marca de aferição, feche o balão, e agite
vigorosamente para homogeneizar a solução, mas com cuidado.
6. Faça os cálculos, para determinar a concentração em mol/L exata da solução.
7. Reserve essa solução para a padronização da solução de NaOH.
B. Padronização da solução de Hidróxido de sódio (NaOH).
8. Pipete 10,00 mL da solução padrão de biftalato de potássio (KHC8H4O4), transferindo para um
erlenmeyer de 125 mL.
9. Adicione 2 gotas de solução indicadora de fenolftaleína.
10. Titular com a solução de NaOH 0,1 mol/L, a ser padronizada, até a mudança de cor do indicador
(incolor para rosa).
11. Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação mais 2 vezes.
12. Calcular a concentração exata da solução de NaOH e o fator de correção.
4 - QUESTIONAMENTOS
1) Qual é o objetivo da aula prática?
2) O que é um padrão primário? Qual é a sua importância na aula prática?
3) Escreva todos os cálculos envolvidos no experimento.
4) Qual é real concentração molar (mol/L) da solução de NaOH? Escreva todos os cálculos envolvidos.
PRÁTICA N 10: Análise Volumétrica
1- INTRODUÇÃO
A reação entre um ácido forte e uma base forte pode ser representada pela equação a seguir:
HaX + M(OH)b MaXb + H2O
Conhecendo a concentração da base, pode-se determinar a concentração do ácido, ou vice-versa. Isto é feito
adicionando uma das soluções à outra por intermédio de uma bureta, bastando, então, determinar, por meio
de um indicador ácido-base conveniente, o ponto final da reação que, teoricamente, é aquele em que a
solução se torna neutra, isto é, pH = 7, a 25 C.
Na realidade, não é necessário usar um indicador que mude de cor exatamente em pH = 7, já que uma das
características da neutralização de um ácido forte por uma base forte, ou vice-versa, é que o pH muda
abruptamente, quando faltam apenas gotas para atingir o ponto estequiométrico teórico.
Isto quer dizer que se pode usar uma gama de indicadores que mudam de cor, nos intervalos de pH = 4 a pH
= 10, sem se cometer um erro significativo. O ponto de viragem da cor é denominado “ponto final”, que não
coincide exatamente com o ponto final teórico ou ponto estequiométrico, mas, como já se mencionou, o erro
será insignificante.
2- OBJETIVOS
Mostrar que, por intermédio de uma solução de base forte, de concentração conhecida, é possível
determinar a concentração de uma solução do ácido forte, ou vice-versa;
Mostrar como se reconhece o ponto final de uma reação de neutralização ácido-base por meio de um
indicador;
Determinar o teor de ácido acético em uma amostra de vinagre.
3- PARTE EXPERIMENTAL
Serão realizadas titulações de soluções de HCl, H2SO4 e vinagre de concentrações desconhecidas, por
intermédio de uma solução 0,1 mol/L de NaOH, usando azul de bromotimol como indicador, que apresenta
as seguintes características:
Em meio ácido: Cor amarela
Em meio básico: Cor azul
Em meio neutro: Cor verde
Faixa de viragem: pH = 6,2 – 7,6
A) Determinação da concentração da solução de ácido clorídrico (HCl).
1- Pipetar 10 mL da solução de HCl, de concentração desconhecida, transferindo para um
erlenmeyer de 125 mL.
2- Adicionar 3 gotas de solução indicadora de azul de bromotimol.
3- Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o erlenmeyer
durante a titulação) até a mudança de cor do indicador (amarelo para azul ou verde).
4- Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação duas vezes.
5- Calcular a concentração da solução do ácido.
B) Determinação da concentração da solução de ácido sulfúrico (H2SO4)
6- Pipetar 10 mL da solução de H2SO4, de concentração desconhecida, transferindo para um
erlenmeyer de 125 mL.
7- Adicionar 3 gotas de solução indicadora de azul de bromotimol.
8- Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o erlenmeyer
durante a titulação) até a mudança de cor do indicador (amarelo para azul ou verde).
9- Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação duas vezes.
10- Calcular a concentração da solução do ácido.
C) Determinação do teor de ácido acético no vinagre comercial.
11- Prepare 100 mL de uma solução utilizando 5,0 mL de vinagre comercial.
12- Pipetar 10 mL da solução preparada e transferir para um erlenmeyer de 125 mL.
13- Adicionar 3 gotas de solução indicadora de azul de bromotimol.
14- Titular com a solução padronizada de NaOH 0,1 mol/L (agitando vigorosamente o erlenmeyer
durante a titulação) até a mudança de cor do indicador (amarelo para azul ou verde).
15- Anotar o volume consumido de NaOH. Repetir a titulação duas vezes.
16- Calcular o teor (%m/v) de ácido acético no vinagre.
4 - QUESTIONAMENTOS
1) O que é titulação? Quais são as principais vidrarias utilizadas na titulação?
2) Escreva todos os cálculos utilizados na aula prática.
3) Qual é a concentração em mol/L das soluções analisadas na aula prática?
4) Escreva todas as reações químicas estudadas na aula prática.
PRÁTICA N 11: Extração com Solventes
1. INTRODUÇÃO
O processo de extração com solventes é muito utilizado em laboratórios de química durante o isolamento e a
purificação das substâncias. A fitoquímica, por exemplo, fundamenta-se nos processos de extração, uma vez
que tem por objetivo o isolamento, a purificação e a identificação de substâncias em plantas. Em síntese
orgânica, também, se utiliza a extração para o isolamento e a purificação do produto desejado de uma reação
efetuada. Impurezas indesejáveis de misturas podem ser removidas por extração, sendo o processo
geralmente denominado lavagem.
A extração pode ser realizada de diferentes maneiras: extração simples e extração múltipla. A extração
simples é aquela realizada em um funil de separação. O procedimento permite o isolamento de uma
substância, dissolvida em um solvente apropriado, através da agitação da solução com um segundo solvente,
imiscível como o primeiro. Após a agitação, o sistema é mantido em repouso até que ocorra a separação
completa das fases. Ao utilizar solventes de alta volatilidade (éter dietílico, por exemplo), deve-se ficar
atento à pressão interna no sistema, que deve ser constantemente aliviada durante a agitação.
No caso da extração múltipla, são realizadas várias extrações sucessivas com porções menores de solvente.
A extração múltipla é mais eficiente que a simples. Por exemplo, é melhor realizar três extrações de 30 mL,
cada uma com um solvente (volume total de 90 mL) em vez de um única extração com volume de 90 mL.
Em sua forma mais simples, a extração baseia-se no princípio da distribuição de um soluto entre dois
solventes imiscíveis. Esta distribuição é expressa quantitativamente em termos de um coeficiente de partição
(K) que indica que um soluto S, em contato com dois líquidos imiscíveis (A e O), distribui-se entre estes de
tal forma que, no equilíbrio, a razão da concentração de S em cada fase será constante, em determinada
temperatura:
K = [S] O
[S] A
Sendo: [S] O = concentração do soluto na fase orgânica.
[S] A = concentração do soluto na fase aquosa.
Nesta prática, serão realizadas extrações simples e múltiplas do ácido propiônico, a partir de uma solução
aquosa, utilizando éter dietílico como solvente extrator. A massa de ácido restante na fase aquosa, após cada
extração, será determinada por meio de titulação. Na titulação da solução de um ácido de concentração
desconhecida, um volume medido da solução do ácido é adicionado a um erlenmeyer, e uma solução de
concentração conhecida da base (solução titulante) é adicionada, através de uma bureta, ate que o ponto de
equivalência seja atingido. O ponto final da reação é evidenciado por meio de indicadores, os quais
geralmente são moléculas orgânicas com estruturas complexas, que têm a propriedade de exibir cores
diferentes, conforme o pH do meio.
Nesta prática, a quantidade de ácido propiônico extraída será determinada por meio da titulação da fase
aquosa com uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1 (solução padronizada), em presença de solução
indicadora de fenolftaleína. A faixa de viragem do indicador é de 8 a 10, sendo incolor em pH menor que 8 e
vermelha em pH acima de 10.
2. PROCEDIMENTOS
2.1. Preparo de uma solução aquosa de ácido propiônico (C3H6O2).
a) Em um balão volumétrico de 50 mL, adicione 1 mL de ácido propiônico e complete o volume com
água deionizada. Agite até a homogeneização da solução resultante (solução A)
b) Pipete uma alíquota de 10 mL da solução A e transfira para um erlenmeyer de 125 mL. Adicione 3
gotas de solução indicadora de fenolftaleína.
c) Preencha a bureta com solução padronizada de NaOH e titule a solução. O ponto final da reação é
alcançado quando surge e permanece a cor rósea. Anote o volume consumido de solução de NaOH.
Complete o volume da bureta e titule uma nova amostra de solução de ácido propiônico. Anote o
volume consumido de solução de NaOH. A massa de ácido propiônico presente na solução aquosa
será calculada utilizando-se a média das duas medidas obtidas na titulação.
2.2. Extração simples
a) Pipete 10 mL da solução do ácido (solução A) e transfira para um funil de separação.
b) Adicione 30 mL de éter dietílico. Agite a mistura, tomando o cuidado para aliviar a pressão interna
do funil. Esta operação deve ser realizada no interior de uma capela de exaustão, uma vez que o éter
dietílico é muito volátil. Deixe o sistema em repouso até a separação completa das fases.
c) Recolha a camada aquosa em um erlenmeyer de 125 mL e adicione 3 gotas de solução indicadora de
fenolftaleína.
d) Complete o volume da bureta com solução padronizada de NaOH 0,1 mol L-1 e titule a solução do
ácido até que surja e permaneça a cor rósea. Anote o volume consumido de solução de NaOH.
2.3. Extração múltipla
a) Pipete 10 mL da solução aquosa de ácido propiônico anteriormente preparada (solução A); transfira
para um funil de separação e faça a extração com 15 mL de éter dietílico, conforme realizado em 2.2.
b) Separe a fase aquosa da fase orgânica e retorne-a para o funil de separação. Extraia novamente a fase
aquosa com mais 15 mL de éter dietílico. Recolha a fase aquosa em um erlenmeyer de 125 mL e
adicione 3 gotas de solução indicadora de fenolftaleína.
c) Complete o volume da bureta com solução padronizada de NaOH 0,1 mol L-1 e titule a fase aquosa,
conforme realizado anteriormente. Anote o volume consumido de solução de NaOH. Os extratos
etéreos devem ser reunidos e recolhidos em frascos apropriados para purificação em outra ocasião.
4 - QUESTIONAMENTOS
1) A extração simples e múltipla são técnicas eficientes de separação. Elas podem ser utilizadas na
separação do NaCl (cloreto de sódio) presente na água do mar? Justifique.
2) Calcule a massa de ácido propiônico presente nos 10 mL de solução aquosa titulada no item 2.1.
3) Calcule a massa de ácido propiônico que restou na solução aquosa após a extração realizada nos itens
2.2 e 2.3.
4) De acordo com os experimentos realizados, pode-se afirmar que o ácido propiônico possui mais
afinidade pela água ou pelo éter etílico? Justifique a partir de cálculos que provem que a maior parte do
composto se encontra predominantemente em um dos solventes.
5) Calcule o coeficiente de partição para o ácido propiônico utilizando os resultados obtidos na extração
simples.
O aprimoramento nasce na certeza da vitória.
Professora Adriana Canal das Virgens