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FQA11 - QUÍMICA

AL 1.1 - Síntese do ácido acetilsalicílico

A aspirina é um dos medicamentos mais utilizado no mundo inteiro. É analgésico (alivia a dor)

é antipirético (baixa a febre) anti-inflamatório e anticoagulante (aumenta a fluidez do sangue).

O seu principio ativo é o ácido acetilsalicílico cuja formula química é a seguinte:

O ácido sulfúrico funciona como catalisador para acelerar a reação. O anidrido etanoico

também é conhecido vulgarmente por anidrido acético.

A estequiometria desta reação é:

1C7H6O3 : 1C4H6O3 : 1C9H8O4 : 1C2H4O2

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O material a utilizar é o seguinte:

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Os reagentes a utilizar são os seguintes:

Atenção aos sinais de perigo no rótulo dos reagentes. Deves conhecer os sinais de perigo e

conhecer a forma correta de proceder quando os manuseares.

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O equipamento e material de proteção individual a utilizar é o seguinte:

Bata, luvas, óculos de proteção e máscara

Devemos ter muito cuidado ao manusear o ácido sulfúrico apesar de serem apenas algumas

gotas. O frasco deste reagente está colocado na hotte visto ser muito corrosivo.

Preparar um banho de água (da torneira) quente cuja temperatura se deve manter constante e

igual a 50 ºC.

Preparamos o banho de água fria com cerca de aproximadamente 150 mL de água e alguns

cubos de gelo.

Pesamos a massa de ácido salicílico que vamos utilizar:

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Transferimos o ácido salicílico para um erlenmeyer

Com uma pipeta volumétrica medimos o volume necessário de anidrido acético (5 mL) e

transferimos para o erlenmeyer agitando energicamente para misturar bem os reagentes.

Adicionamos 4 a 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado (catalisador) e colocamos o

erlenmeyer no banho de água quente, fixando-o e agitando (com a vareta) a mistura reacional.

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Deixamos reagir cerca de 15 minutos.

Retiramos o matraz ou erlenmeyer do banho e adicionamos 5 mL de água fria até deixarmos

de ver a formação de vapores de ácido acético. E seguidamente mais 50 mL de água gelada.

Deixamos arrefecer ao ar para que a cristalização de ácido acetilsalicílico seja completa.

Pesamos o papel de filtro que vamos colocar no funil de Buchner

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Fazemos a montagem representada na figura que vamos utilizar na filtração a pressão

reduzida e colocamos o papel de filtro que pesámos no funil de Buchner. Com um esguicho,

deitamos um pouco de água destilada para que se faça a aderência entre o papel de filtro e o

funil.

Ligamos a bomba de vácuo e começamos a transferir os cristais de ácido acetilsalicilico para o

funil de Buchner com o auxilio de uma vareta.

Lavamos os cristais com o mínimo de água fria de modo a arrastar tudo o que ficou no matraz.

Depois com a ajuda de uma espátula e pinça retiramos o papel de filtro do funil de Buchner e

colocamo-lo num vidro de relógio tendo o cuidado de arrastar todos os cristais que aderiram

às paredes do funil de Buchner.

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Deixamos os cristais ficar a secar ao ar durante

Taramos um vidro de relógio e pesamos o papel de filtro com os cristais.

Vejamos os cálculos que teremos de fazer para calcular o rendimento da reação:

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Note que o rendimento de uma reação química é sempre inferior a 100 % pois este depende

entre outros fatores:

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AL 1.2 - Efeito da concentração no equilíbrio químico

Observa o galo do tempo. Porque será que muda de cor quando o tempo está seco e quando o

tempo está húmido?

Para perceber este fenómeno vamos estudar o efeito da alteração da concentração dos

reagentes e de produtos num sistema em equilíbrio.

As soluções a utilizar são as seguintes:

Com uma pipeta de Pasteur retiramos 2 mL de uma solução de sulfato de ferro III (amarela

pálida) e colocamos num gobelé. Adicionamos 2ml de uma solução de tiocianato de potássio

(incolor).

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Obtemos uma solução de cor vermelha à qual vamos adicionar 50 mL de água destilada para a

tornar mais diluída.

Interpretação dos resultados: O nitrato de ferro III e o tiocianato de potássio, em solução aquosa, dissociam-se. Quando adicionamos as duas soluções reagentes estabelece-se o seguinte equilíbrio químico:

A diferença de coloração dos iões presentes no equilíbrio vai permitirmos acompanhar a

evolução do sistema para novos estados de equilíbrio.

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Medir, com uma pipeta volumétrica, 5 mL da solução preparada para cada um dos tubos de

ensaio previamente numerados de 1 a 4. A solução contida no tubo 1 será usada como

amostra de controlo.

Vejamos que alterações ocorrem no meu sistema reacional se adicionarmos 15 gotas de

nitrato de ferro III: De acordo com o PLC o sistema vai evoluir no sentido direto pelo que a

solução vai ficar mais vermelha.

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Para que seja atingido novamente o equilíbrio, isto é, Qc = Kc é necessário que aumente a

concentração de produto e diminua a concentração de reagentes logo a reação tem de evoluir

no sentido direto.

Vejamos agora se aumentarmos a concentração de SCN-. O que acontece se adicionarmos 25

gotas de SCN- ao tubo 3? Em que sentido irá evoluir a reação? Qual será a cor final que

apresenta a solução? De acordo com o PLC o sistema vai evoluir novamente no sentido direto

pelo que a solução vai ficar mais vermelha do que a amostra de controlo.

A explicação é idêntica à anterior.

Se adicionarmos 5 gotas de solução de NaOH ao tubo 4 em que sentido irá evoluir o sistema

reacional? Qual a cor da solução obtida?

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Note que ao adicionar NaOH vai formar-se um precipitado insolúvel de Hidróxido de ferro III

que faz diminuir a concentração de ferro III na solução pelo que o quociente da reação vai

aumentar.

Como poderemos interpretar os resultados obtidos?

De acordo com o PLC o sistema reacional vai reagir no sentido de contraria essa perturbação,

isto é, vai evoluir no sentido inverso de modo a aumentar a concentração de Fe3+ e de SCN- e

diminuir a concentração de FeSCN2+. Assim, a cor da solução vai passar de vermelha a amarela.

Conclusão: A alteração da concentração de um reagente ou produto num sistema em

equilíbrio químico leva a que este deixe de estar em equilíbrio. O valor do quociente da reação

é alterado e o sistema evolui no sentido de contrariar essa alteração. Estamos agora em

condição de afirmar que a variação da cor do galo do tempo está relacionada com a

perturbação no equilíbrio químico originada pela variação da concentração de água no ar.

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AL 2.1 - Constante de acidez

Um ácido ou uma base têm um valor característico de constante de equilíbrio a uma dada

temperatura. A constante de acidez Ka ou constante de ionização ácida é uma constante de

equilíbrio que exprime o grau de ionização de um dado ácido numa reação.

Nesta atividade laboratorial vamos determinar a constante de acidez do ácido acético

(CH3COOH), que é um ácido fraco monoprótico por medição do pH de diferentes soluções

aquosas diluídas de concentração conhecida.

A solução que vamos utilizar é uma solução de ácido acético (CH3COOH) de concentração 0,1

moldm-3 e a partir dela vamos preparar 3 soluções mais diluídas com as seguintes

concentrações:

Qual é o volume de solução concentrada que temos de medir para preparar 50 mL de cada

uma das soluções diluídas? Vamos calcular o volume para cada uma delas.

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Material e equipamento necessário:

Começamos por transferir um pouco de solução concentrada para um gobelé. Para preparar a

solução 1 medimos 5,0 mL da solução concentrada e transferimos para um balão volumétrico

de 50 mL devidamente identificado. Completamos o volume, com água destilada, até ao traço

de referência do balão volumétrico até que o menisco fique em cima do traço de referência do

balão volumétrico. Tapamos e homogeneizamos.

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Repetimos o procedimento anterior para preparar as soluções 2 e 3 medindo os volumes de

solução concentrada que calculamos anteriormente para cada uma delas.

Transferimos cada uma das soluções preparadas para um gobelé identificado com o nome e

concentração da solução respetiva e medimos o valor da temperatura de cada uma delas.

Com um medidor de pH medimos o valor do pH de cada uma das soluções. Devemos começar

na solução mais diluída e terminar na solução mais concentrada. Devemos lavar o medidor de

pH com água destilada e limpar com papel absorvente antes de fazer a leitura do pH da

próxima solução.

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Depois do registo do pH de cada uma das soluções estamos em condição de calcular a

constante de acidez do ácido acético. Para tal precisamos de saber que a equação de ionização

do ácido acético é:

Note que: em soluções diluídas a

concentração da água é praticamente

constante pelo que a Keq = Ka se pode

escrever:

Considerando a contribuição da auto

ionização da água desprezável (dado

que temos soluções diluídas) podemos

dizer que:

Esta aproximação é

válida se se verificar

a seguinte condição:

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Fazendo os cálculos para as outras duas soluções obtemos:

Comparando o valor experimentalmente obtido com o valor de referência para o Ka do ácido

acético a seguir apresentado vemos que eles são da mesma ordem de grandeza.

AL 2.2 - Titulação ácido-base

No trabalho laboratorial pode ser útil determinar a concentração de um ácido ou de uma base

de concentração desconhecida. Se tivermos uma base ou um ácido de concentração

rigorosamente conhecida poderemos fazê-lo recorrendo a uma titulação ácido base.

Nesta atividade experimental vamos determinar a concentração de uma solução de ácido

clorídrico (HCl), ácido forte, através de uma titulação ácido base, com uma base forte,

Hidróxido de sódio (NaOH), de concentração rigorosamente conhecida (solução padrão).

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A escolha do indicador apropriado à titulação é um dos passos fundamentais desta atividade

laboratorial.

O indicador deve ter as seguintes características:

conter na sua zona de viragem o ponto de equivalência previsto para este tipo de

titulação (na presente situação pH = 7).

ter o seu ponto de viragem contido na zona de variação brusca do pH.

possibilitar facilmente a deteção do ponto de equivalência.

De acordo com as caracteristicas enunciadas temos três indicadores possíveis. A nossa escolha

foi o azul de bromotimol.

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Fazemos a montagem laboratorial adequada à determinação da curva de titulação. Depois,

com a ajuda de um funil deitamos um puco da solução alcalina para dentro da bureta.

Lavamos a bureta com um pouco da solução padrão a utilizar e verificamos se a torneira está a

trabalhar corretamente (lubrificada e não escorre solução). Depois desta operação, deitamos a

solução de lavagem para um gobelé.

De seguida, com a torneira na posição de fechada, enchemos completamente a bureta com a

solução padrão de hidróxido de sódio (NaOH) de concentração rigorosamente conhecida

tendo o cuidado para não ficarem bolhas no corpo da bureta nem junto à torneira (tendo esta

de ficar sem bolhas e cheia de solução até ao bico da bureta). Devemos encher a bureta

aproximadamente 2 mL acima do zero da bureta para depois fazermos o acerto da mesma.

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De seguida, ainda com o gobelé por baixo da bureta,

abrimos ligeiramente a torneira para acertar o zero da

bureta. Antes de proceder à leitura dos volumes

devemos estudar a escala da bureta. Neste caso a

menor divisão da escala é 0,1 mL pelo que a incerteza

desta bureta é 0,05 mL (metade da menor divisão da

escala) a não ser que a incerteza inscrita na bureta seja

superior.

Neste último caso a incerteza da medida é a incerteza

do instrumento de medida.

De seguida pipetamos 25,00 mL de solução de concentração desconhecida e colocamos dentro

de um gobelé ou de um erlenmyer no qual introduzimos previamente um agitador magnético.

Adicionamos de seguida 5 gotas do indicador a utilizar (azul de bromotimol). Observa-se de

imediato uma coloração amarela pálida da solução. Ligamos o agitador magnético e

introduzimos o sensor de pH na solução. Observamos o valor inicial por este medido e

registamos numa tabela.

Adicionamos gota a gota da solução padrão à nossa amostra (primeiro de 1,00 mL em 1,00 mL

e depois de 0,50 mL em 0,50 mL) verificamos que a cor amarela vai progressivamente

desaparecendo, dando lugar a uma cor ligeiramente azulada no local onde cai a gota de NaOH

mas que desaparece devido à agitação (figura da esquerda) e o valor do pH registado pela

calculadora varia muito pouco. Na figura da direita atingimos o ponto final da reação muito

próximo do ponto de equivalência pois a solução está ligeiramente azul (mas a cor já não

desaparece, nem o valor de pH se altera). Estamos na situação em que todo o volume de ácido

desconhecido foi neutralizado pelo volume de base adicionado denominado volume

equivalente (Ve). Registamos esse valor na tabela de registo.

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A reação química é completa e respeita a estequiometria da reação.

No entanto a curva de titulação ainda não terminou. Devemos continuar a adicionar mais

volume de base de modo a obtermos um patamar superior na curva de titulação. Continuando

a adicionar titulante ao titulado verificamos que a cor azul torna-se mais intensa (cor alcalina

característica do indicador azul de bromotimol) e o pH da solução continua a aumentar mas de

uma forma menos brusca, tal como acontecia no início da curva de titulação. Registamos o

volume de base, em excesso, adicionado ou em alternativa o volume total de base adicionada

que neste caso foi: 30,00 mL 0,05 mL ou (30,00 0,05) mL.

Podemos assim ler o pH no ponto de equivalência (7) e o volume equivalente (24,00 mL) de

base adicionada até ao ponto de equivalência.

Vemos que graficamente inicialmente o valor do pH da solução varia muito lentamente com a

adição de titulante, depois há uma variação muito brusca de pH com a adição de titulante

junto do ponto de equivalência voltando novamente a verificar-se uma variação pouco

acentuada após se ter ultrapassado o ponto de equivalência.

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Em qualquer titulação devem ser efetuados três ensaios concordantes entre si, isto é com uma

diferença máxima de 0,10 mL e depois determinar o valor médio para entrar nos cálculos da

determinação da concentração da solução desconhecida.

Apresentam-se a seguir as curvas correspondentes a mais dois ensaios realizados.

Em que obtivemos para ambas o valor de 24,00 mL. Assim o valor do Ve =24,00 mL.

Antes de fazer os cálculos da concentração devemos recordar que o ácido clorídrico é um

ácido monoprótico forte pelo que em solução aquosa está completamente ionizado.

O hidróxido de sódio é uma base, monoprótica, forte pelo que se encontra totalmente

dissociada em solução aquosa.

A equação iónica pode ser escrita da seguinte forma e a partir daí podemos calcular a

concentração da solução ácida desconhecida como vemos a seguir:

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Se pretendêssemos agora determinar a concentração de uma solução básica desconhecida o

procedimento seria idêntico ao anterior só que o titulante seria uma solução ácida de

concentração rigorosamente conhecida e o titulado seria agora uma solução básica de

concentração desconhecida. A curva de titulação de uma base forte por um ácido forte seria a

seguinte:

AL 2.3 - Série eletroquímica

As reações ácido base estão presentes em muitos fenómenos do dia-a-dia. Nesta atividade

laboratorial, que será realizada em microescala, vamos comparar o poder redutos do alumínio,

magnésio, zinco e cobre e elaborar com base nos resultados uma série eletroquímica.

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Repara que as soluções aquosas que vamos usar têm todas o mesmo anião (NO3-). Garantimos

assim que qualquer diferença observada não é devido a este anião. Este é o primeiro controlo

de variáveis.

Estes sais são todos eles muito solúveis em solução aquosa encontrando-se completamente

dissociados. Repara que a concentração das soluções é a mesma em todas elas (0,1 moldm-3),

pelo que garantimos assim que cada um dos quatro catiões estejam presentes na

concentração desejada (0,1 moldm-3) na solução. Desta forma estamos a controlar outra das

variáveis - a concentração.

Colocamos uma folha de acetato sobre a tabela para realização da atividade experimental

como se observa na figura:

Com uma lixa lixamos muito bem os pedaços de metal a utilizar para retirar a camada de

óxidos à sua superfície como se observa na figura:

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De seguida colocamos cada um dos metais na quadricula correspondente como se observa na

figura.

Repara que as aparas do metal têm todas as mesmas dimensões

Seguidamente sobre cada uma das aparas do metal colocamos 2 a 3 gotas de cada uma das

soluções conforme indicado na tabela e registamos as observações.

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Vejamos a interpretação dos resultados do Mg em presença de catiões Al3+ e do Al em

presença dos iões Mg2+:

Esta reação (imagem da esquerda) é espontânea logo podemos concluir que o poder redutor

do magnésio é superior ao do alumínio. Assim a reação contrária (imagem da direita) não

deverá ocorrer. Foi precisamente isso que observamos.

Vejamos a interpretação dos resultados do Mg em presença de catiões Zn2+ e do Zn em

presença dos iões Mg2+:

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O Magnésio reduziu os iões Zn2+ mas o Zinco não reduziu os iões Mg2+ como observamos na

figura seguinte. A primeira reação ocorre espontaneamente mas a segunda também não

ocorre. Concluímos assim que o magnésio tem também maior poder redutor que o zinco.

Vejamos a interpretação dos resultados do Mg em presença de catiões Cu2+ e do Cu em

presença dos iões Mg2+:

O Mg reduziu os iões Cu2+ mas o Cu não reduziu os iões Mg2+ como observamos na figura

seguinte. A primeira reação ocorre espontaneamente mas a segunda também não ocorre.

Concluímos assim que o magnésio tem também maior poder redutor que o cobre.

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Vejamos agora os resultados do par Al/Zn2+ :

O alumínio reage com os catiões Zn2+ pelo que o alumínio tem maior poder redutor que o zinco

mas a reação contrária também não ocorre.

Vejamos agora os resultados do par Al/Cu2+ :

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O alumínio reage com os catiões Cu2+ pelo que o alumínio tem maior poder redutor que o

cobre mas a reação contrária também não ocorre.

Vejamos agora os resultados do par Zn/Cu2+ :

O Zn reage com os catiões Cu2+ pelo que o zinco tem maior poder redutor que o cobre mas a

reação contrária também não ocorre.

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Com base nos resultados vamos agora elaborar uma série eletroquímica dispondo os metais

por ordem crescente do seu poder redutor.

A série eletroquímica elaborada foi portanto a seguinte:

AL 2.4 - Temperatura e solubilidade de um soluto sólido em

água

Nesta atividade laboratorial vamos investigar o efeito da temperatura na solubilidade de um

sal em água e traçar a sua curva de solubilidade em função da temperatura. O sal utilizado é o

nitrato de potássio.

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Medimos a massa de Nitrato de potássio necessária e de seguida introduzimos a massa de

nitrato de potássio num tubo de ensaio.

Pipetamos com uma proveta e uma pompete, 10 mL de água destilada e adicionamo-la ao

tubo de ensaio.

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Com o auxílio de uma vareta e com muito cuidado, agitamos para dissolver o soluto.

Utilizando os procedimentos anteriores preparamos mais 3 soluções respetivamente com as massas, 4,0 g, 6,0 g e 10,0 g. Adicionamos a cada uma delas o mesmo volume de água destilada que no tubo com 12,0 g de nitrato de potássio (10 mL).

Fazemos a seguinte montagem. Aquecemos, numa placa de aquecimento, um gobelé com água da torneira que será o nosso banho de aquecimento. Introduzimos o primeiro tubo de ensaio dentro do banho e prendemo-lo muito bem, com a garra como se observa na figura.

Dissolução: Com uma vareta agitamos a solução até todo o sal ficar dissolvido.

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Retiramos de seguida o tubo do banho colocamos no suporte para tubos de ensaio e medimos,

com o termómetro, a temperatura para a qual ocorre a primeira precipitação de cristais

registando numa tabela o seu valor.

Precipitação e registo da temperatura:

Repetimos estes três passos: dissolução, precipitação (dos primeiros cristais ao arrefecer a

solução ao ar) e registo da respetiva temperatura mais duas vezes. Obtemos assim três valores

de temperatura e calculamos a temperatura média.

Fazemos exatamente os mesmos procedimentos para cada uma das outras soluções contidas

nos restantes 3 tubos de ensaio.

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Podemos então calcular o valor da solubilidade e traçar a respetiva curva de solubilidade do

nitrato de potássio em água.

Calculamos o valor da solubilidade da solução menos concentrada.

Calculamos o valor da solubilidade das restantes soluções e registamos os valores na tabela

seguinte:

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Com os valores obtidos podemos então traçar a curva de solubilidade do nitrato de potássio

em água em função da temperatura.

Repara que à medida que a temperatura aumenta é cada vez maior a massa de nitrato de

potássio que é possível dissolver. Podemos, assim, concluir que a solubilidade do nitrato de

potássio em água aumenta com o aumento de temperatura pelo que é um processo

endotérmico.

Qualquer ponto sobre a linha da curva corresponde uma solução saturada a essa temperatura.

Qualquer ponto acima da curva corresponde uma solução sobressaturada e qualquer ponto

abaixo da curva corresponde uma solução insaturada a essa temperatura.

Síntese elaborada por Maria do Anjo Albuquerque para a

aula de preparação para exame a realizar em

6/07/2020

(recurso - Escola Virtual)