Apostila do Laboratório da Disciplina de Iniciação à Química 2...

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SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL

MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO

UNIVERSIDADE FEDERAL DE UBERLÂNDIA

Instituto de Química

Apostila do Laboratório da Disciplina de Iniciação à Química 2

PROFESSORES: Edson Nossol e Margarida Satie iamamoto

SEMESTRE 2017-2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE UBERLÂNDIA DISCIPLINA: INICIAÇÃO À QUÍMICA II – 2

oSEMESTRE/ 2017

PROFESSORES: EDSON NOSSOL E MARGARIDA SATIE IAMAMOTO

PROGRAMAÇÃO DE AULAS EXPERIMENTAIS

TURMAS: QA – 4ª. feira e QB – 3ª. feira

DATA NO

EXPERIMENTO

TÍTULO DO EXPERIMENTO

22 e 23/08 ---- APRESENTAÇÃO DA EMENTA, CRONOGRAMA E DATAS DE

AVALIAÇÃO

29 e 30/08 1 PREPARO DE SOLUÇÕES (A PARTIR DE SÓLIDO, LÍQUIDO

OU DILUIÇÃO)

05/09 ----- REPOSIÇÃO DE 5ª. FEIRA

06/09 ----- NÃO HAVERÁ AULA

12 e 13/09 2 PREPARO DE SOLUÇÕES (DIFERENÇA ENTRE

MOLARIDADE E MOLALIDADE)

19 e 20/09 3 PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES (A PARTIR DE PADRÃO

PRIMÁRIO)

26 e 27/09 4 DETERMINAÇÃO DO TEOR DE AÇÚCAR EM BEBIDAS

COMERCIAIS

03 e 04/10 5 CONCEITO ÁCIDO-BASE: MEDIDA COMPARATIVA DE

ACIDEZ

10 e 11/10 6 INVESTIGAÇÃO DE INDICADORES ÁCIDO-BASE

17 e 18/10 ------ 1A AVALIAÇÃO – EXPERIMENTO 1 À 6

24 e 25/10 ------ INTEGRA – UFU

31/10 e

01/11

7 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

07 e 08/11 8 CINÉTICA QUÍMICA – FATORES QUE INFLUENCIAM NA

VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS.

14/11 ------ NÃO HAVERÁ AULA

21 e 22/11 9 REAÇÕES ILUSTRATIVAS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO.

28 e 29/11 10 PREPARAÇÃO DA SOLUÇÃO TAMPÃO

05 e 06/12 11 O PH DE SOLUÇÕES DE SAIS: HIDRÓLISE

12 e 13/12 ------- 2A AVALIAÇÃO – EXPERIMENTOS 7À 11

19 e 20/12 ------- ENCERRAMENTO DO SEMESTRE/ VISTA DE PROVA

Critério de Avaliação

- Provas – Serão realizadas 2 provas (valendo 10 pontos cada) totalizando 20 pontos,

nas datas programadas, versando sobre os experimentos realizados. O conteúdo não é

acumulativo.

- Relatórios: 8,0 pontos.

-Fluxograma: 2,0 pontos.

-Os experimentos serão realizados por grupos fixos de no máximo 3 alunos.

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Introdução ao Laboratório

1. Objetivo da disciplina

Na disciplina de Iniciação à Química 2, o aluno deverá aprender as técnicas

básicas de preparo, diluição , quantificação de soluções entre outros assuntos.

2- Caderno de Laboratório

Com objetivo de melhorar o aproveitamento da disciplina, cada aluno deverá ter

um caderno exclusivo para a disciplina no qual deverão constar todas as informações

necessárias para execução e compreensão do experimento a ser realizado. Antes do dia

do experimento, a seqüência de atividades a serem desenvolvidas deverá ser elaborada

e registrada pelo aluno no Caderno de Laboratório contendo:

Título do experimento e data

Objetivo da aula experimental

Esquema do procedimento a ser executado

3- Relatórios

O relatório é o relato detalhado do experimento científico realizado em

laboratório. Aprender a elaborar um relatório significa, antes de tudo, aprender a

organizar dados, informações e resultados obtidos e transmiti-los de maneira correta,

segundo os critérios científicos aceitos no mundo todo. Assim, o relatório faz parte do

experimento.

Todo relatório deve constar, e na seqüência indicada abaixo, os seguintes itens:

A) Capa

B) Resumo

C) Introdução

D) Objetivos

E) Parte Experimental

E.1) Materiais (Reagentes, Vidraria, Equipamentos)

E.2) Métodos (Descrição dos procedimentos)

F) Resultados e Discussão

G) Conclusões

H) Referências Bibliográficas

A seguir são apresentados alguns esclarecimentos para preparação de cada item.

A) Capa A capa do relatório deverá conter: O nome da instituição, dos autores, título do

experimento e local/data de realização. A Figura 1 apresenta um modelo de capa em

papel A4.

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Figura 1: Modelo de capa para relatório científico em papel A4.

B) Resumo

Consiste na descrição resumida do experimento e dos resultados obtidos, com a

finalidade de dar uma idéia global do que foi feito sem a necessidade da leitura de todo

o relatório.

C) Introdução

Compreende uma breve descrição do assunto central do experimento, de modo a

apresentá-lo ao leitor. Uma introdução pode conter também uma descrição teórica

sobre o objeto em estudo extraído de livros textos relacionado ao assunto. Entretanto,

não pode ser a cópia de um texto ou de qualquer outra referência pesquisada, mas sim

uma redação que oriente o leitor para o problema estudado e sua importância.

D) Objetivos

Parte do relatório em que são apresentados os objetivos específicos do experimento.

E) Parte experimental

Deve conter uma descrição precisa e detalhada dos procedimentos utilizados, inclusive

modificações que tenham sido feitas no roteiro, informando todos os dados

importantes como pureza/fabricante dos reagentes, solventes, tempo, temperatura da

reação, métodos de análise, etc. Deve conter uma lista dos materiais, instrumentos,

reagentes e soluções utilizadas.

F) Resultados e discussão

Esta seção é uma das mais importantes de um relatório. Primeiramente, os resultados

obtidos devem ser apresentados da forma mais clara e se possível, na forma de tabelas,

gráficos, equações químicas, cálculos etc. Os dados devem estar inseridos dentro de

um texto, seguindo uma sequência lógica e de fácil entendimento. Em seguida, os

resultados obtidos devem ser discutidos, ou seja, comentados pelos autores. Devem

discutir possíveis fontes de erro, correlacioná-los com os dados obtidos, e, sempre que

possível, comparar os resultados obtidos com os da literatura. Estes itens podem,

opcionalmente, ser apresentados separadamente.

G) Conclusão

Universidade Federal de Uberlândia

Instituto de Química

Nome completo dos alunos

Título do Experimento

Uberlândia-MG

Mês/ano

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Constitui numa análise critica e resumida do trabalho todo tendo relação estreita com

os objetivos propostos. Neste item deve ser verificado se os objetivos específicos

foram atingidos, podendo-se ainda fazer proposições que levem a melhores resultados.

H) Bibliografia

É a lista de livros ou obras de referência e artigos de revistas utilizados na confecção

dos relatórios. No texto, deve haver citação de referência usando-se números entre

colchetes para as referências (Exemplo: [1]). As referencias bibliográficas devem ser

apresentadas segundo as normas da ABNT, como exemplificado abaixo:

a) Para citar livros:

KOTZ, J.C., TREICHEL Jr., P. Química e Reações Químicas, 4a ed., Rio de

Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002.p.250-71. v.I.

b) Para citar paginas da Internet:

http:// www.ufsj.edu.br. Acesso em: 11 março 2008.

NOTA: Prática na qual um relatório foi solicitado, se não for entregue o relatório

na data marcada, a nota será zero.

4-Normas de Segurança no Laboratório

A ocorrência de acidentes em laboratórios, infelizmente, não é tão rara como possa

parecer. Visando diminuir a ocorrência e a gravidade destes eventos é absolutamente

imprescindível que sejam observadas as normas de segurança descritas abaixo, durante

os trabalhos em laboratório:

1 - Siga rigorosamente as instruções do professor.

2 - Nunca fume no laboratório.

3 - Use sempre avental apropriado sob pena de não poder assistir a aula pratica

e sofrer as punições previstas pela ausência em cada disciplina.

4 - Nunca deixe frascos abertos ou próximos à chama.

5 - Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja extremamente cuidadoso ao

manusear qualquer substância.

6 -Todas as experiências que envolvem liberação de gases ou vapores tóxicos devem ser

realizadas na capela (Câmara de exaustão).

7 - Sempre que proceder à diluição de um ácido ou hidróxido concentrado, adicione-o

lentamente, sob agitação, sobre a água, e não o inverso.

8 - Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a

extremidade aberta do tubo para si ou para outra pessoa próxima.

9 - Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos.

10 - Quando for testar produtos químicos pelo odor não coloque o frasco sobre o nariz.

Desloque com as mãos os vapores que se desprendem do frasco na direção de seu

nariz.

11 - Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento

prolongado ou que envolva grande quantidade de energia.

12 - Ao se retirar do laboratório verifique se não há torneiras (água e gás) abertas.

Desligue todos os aparelhos, deixe todo equipamento limpo e lave as mãos.

Em um laboratório químico, devemos observar alguns símbolos de advertência para o

manuseio de reagentes e a execução de procedimentos. Alguns destes símbolos são

comuns em rótulos de reagentes e nas entradas de laboratórios. Assim, é importante

http://www.ufsj.edu.br/

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saber o significado destes símbolos para que sejam tomados os cuidados necessários.

Os principais símbolos são:

5- Normas e Procedimentos no laboratório.

1- O aluno deverá possuir a apostila contendo todos os roteiros das aulas práticas

ministradas no corrente período letivo.

2- O aluno não poderá fazer a prática sem o roteiro da mesma.

3- É obrigatório o uso do avental em todas as aulas práticas. Não será permitido

aluno no laboratório sem avental.

4- É proibido fumar e comer nos laboratórios.

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5- É proibido usar qualquer material do laboratório sem autorização do técnico

responsável.

6- O laboratório não deverá ser usado como sala de estudo.

7- O aluno é responsável pelo material que será usado nas aulas práticas, portanto,

deverá ter o cuidado de não quebrá-lo ou estragá-lo.

8- Avisar imediatamente o professor ou técnico em caso de acidente.

9- Colocar todos os resíduos de reação em frascos apropriados.

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EXPERIMENTO 01: PREPARO DE SOLUÇÕES

(A PARTIR DE SÓLIDO, LÍQUIDO OU DILUIÇÃO)

1. Objetivo: O problema a ser resolvido nesta experiência é o preparo de uma solução aquosa

de um sal, a partir do soluto sólido, e sua diluição, e o da preparação de uma solução aquosa

diluída de um ácido, pelo método da diluição de soluções concentradas em estoque.

2. Introdução

Uma solução, no sentido mais amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou mais

espécies de substâncias moleculares ou iônicas.

Soluções podem ser formadas por qualquer combinação dos três estados da matéria -

sólidos, líquidos, gases - porém, são sempre constituídas de uma única fase.

Em química, se trata principalmente das soluções no estado líquido, constituído por

gases, líquidos ou sólidos dispersos em líquidos. Se esse líquido for água a solução é

denominada solução aquosa. A solução é composta por solvente (geralmente presente em

maior quantidade) e soluto (um ou mais).

As propriedades de uma solução dependem de sua composição e da natureza dos

seus componentes. A descrição quantitativa da composição de uma solução é feita

especificando-se sua concentração. Desta forma, as relações entre as quantidades de soluto e

solvente/solução podem ser expressas de diferentes maneiras, sendo algumas apresentadas a

seguir:

Relação massa de soluto/massa total de solução, ou seja, a fração em massa do

soluto, que é usualmente transformada numa percentagem, conhecido como título ou

percentagem em massa. Assim, uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) com

titulo 70% contém 70 g de H2SO4 para cada 100 g de solução.

Relação massa de soluto/volume de solução, denominada concentração de soluto em

massa é bastante utilizada em indústrias, com unidade g/L ou kg/L.

Relação quantidade de matéria de soluto (número de mols)/volume de solução,

denominada concentração de soluto em quantidade de matéria (concentração molar).

Esta relação é a mais utilizada em laboratórios de Química em geral, sendo expressa

na unidade mol/L e seu use é recomendado pela IUPAC (União Internacional de

Química Pura a Aplicada). Esta é a relação que será usada nesta experiência para

expressar a concentração de soluto.

Relação quantidade de matéria de soluto/massa de solvente, denominada molalidade e

tem unidade mol/kg; é utilizada sempre que se quer ter uma relação que não dependa

da temperatura. Deve-se salientar que as duas relações anteriores variam com a

temperatura, já que o volume da solução pode aumentar ou diminuir quando a

temperatura varia.

3. Cálculos para preparo de soluções

Soluções podem ser preparadas, mais comumente, a partir de um soluto sólido ou a

partir de uma solução concentrada em estoque desse soluto. Quando se prepara uma solução,

sabe-se que se quer obter certo volume da solução a uma dada concentração. Assim, para

preparar uma solução a partir de um soluto sólido há necessidade de se saber qual o valor de

massa do soluto que deve ser tomada; analogamente, no caso de soluto em solução em

estoque, há que se saber qual o volume da solução em estoque que deve ser tomado. A

seguir, estão exemplos dos cálculos que são usualmente feitos para determinar a massa de

soluto ou o volume de solução em estoque do soluto necessário em cada caso.

a. Solutos sólidos

Suponha que se necessite preparar 500,0 mL de uma solução aquosa de sulfato de

magnésio (MgSO4), cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,120 mol/L. Como

proceder para calcular a massa de soluto que deve ser tomada?

Inicialmente, deve-se calcular a quantidade de matéria de MgSO4 que deverá estar em

500,0 mL de solução, pois sabemos que em 1 litro da solução deve haver 0,120 mol de MgSO4.

Assim:

1 litro de solução -------------- 0,120 mol de MgSO4

10

0,5000 L de solução ----------- x

x = 0,0600 mol de MgSO4

Agora, basta calcular a massa correspondente à quantidade de matéria presente em

500,0 mL da solução. Para isto, utiliza-se a massa molar de MgSO4 (120,37 g/mL):

1 mol de MgSO4 ---------------- 120,37 g de MgSO4

0,0600 mol de MgSO4 -------- y

y = 7,22 g de MgSO4

Portanto, para preparar 500,0 mL de solução aquosa de MgSO4 de concentração 0,120

mol/L, basta dissolver em água 7,22 g do MgSO4 e levar o volume da solução até 500,0 mL

(balão volumétrico).

Cabe ressaltar que, uma solução aquosa de mesma concentração molar pode ser

preparada dissolvendo o dobro da massa de MgSO4 em água suficiente para perfazer 1000,0

mL de solução ou metade da massa de MgSO4 em água suficiente para obter 250,0 mL de

solução.

b. Diluição de solução

Suponha que se necessite preparar 50,00 mL de uma solução aquosa de sulfato de

magnésio, cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,0600 mol/L, a partir da solução

preparada anteriormente.

Inicialmente, deve-se calcular a quantidade de matéria de MgSO4 que deverá estar em

50,00 mL de solução, pois em 1 litro da solução deve haver 0,0600 mol de MgSO4. Desta

forma:

1 litro de solução ---------------- 0,0600 mol de MgSO4

0,05000 L de solução ------------ x

x = 0,00300 mol de MgSO4

Agora, basta calcular que volume de solução de MgSO4 de concentração 0,120 mol/L

corresponde à quantidade de matéria presente em 50,00 mL da solução que se deseja

preparar. Assim:

1 litro de solução ---------------- 0,120 mol de MgSO4

y ---------------- 0,00300 mol de MgSO4

y = 0,0250 L ou 25,0 mL de solução de MgSO4 0,120 mol/L

Portanto, para preparar 50,00 mL de solução aquosa de MgSO4 de concentração

0,0600 mol/L, basta retirar uma alíquota de 25,0 mL da solução de anterior de concentração

0,120 mol/L, e completar com água até atingir o volume de 50,00 mL (em um balão

volumétrico).

c. Solução de soluto em estoque

Para soluções aquosas de algumas substâncias mais comuns existem tabelas de

títulos em função da densidade (tabela 1, para ácido sulfúrico, H2SO4). Isso permite que se

calcule a concentração de soluto em massa ou em quantidade de matéria. Como a tabela 1

mostra, uma solução aquosa de ácido sulfúrico de densidade 1553,3 g/L, título de 65%,

significa que em um litro de solução, 1009,6 g são de ácido e 543,7 g de água.

Cabe ressaltar, entretanto, que essa relação entre título e densidade é utilizada mais

comumente para soluções concentradas comerciais. No caso de soluções diluídas, prefere-se

utilizar diretamente concentração em quantidade de matéria, já que a determinação precisa de

suas densidades é mais difícil.

Tabela 1. Título e densidade de soluções aquosa de ácido sulfúrico, a 20C

Título (%) Densidade (g/L) Título (%) Densidade (g/L)

1 1005,1 80 1727,2

5 1013,1 82 1749,1

10 1066,1 84 1769,3

15 1102,0 86 1787,2

20 1139,4 88 1802,2

25 1178,3 90 1814,4

30 1218,5 91 1819,5

35 1260,0 92 1824,4

40 1302,8 93 1827,9

11

45 1347,6 94 1831,2

50 1395,1 95 1833,7

55 1445,3 96 1835,5

60 1498,3 97 1836,4

65 1553,3 98 1836,1

70 1610,5 99 1834,2

75 1669,2 100 1830,5

Fonte: WEAST, Robert C. Handbook of Chemistry and Physics 57ª ed., Cleveland, CRC Press, 1976.

Suponha, agora, que se necessite preparar 250,0 mL de uma solução aquosa de ácido

sulfúrico cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,230 mol/L, a partir de solução em

estoque de titulo 95% e densidade 1,8337 g/mL. Como proceder para calcular o volume de

solução em estoque de H2SO4 que deve ser tomado?

Os dois primeiros passos do cálculo são os mesmos do cálculo anteriormente descrito

para solutos sólidos. Inicialmente se calcula a quantidade de matéria de H2SO4 que deverá

estar em 250,0 mL de solução de concentração 0,230 mol/L, ou seja:

1 litro de solução -------------- 0,230 mol de H2SO4

0,2500 L de solução ----------- x

x = 0,0575 mol de H2SO4

Utilizando a massa molar de H2SO4 (98,08 g/mol), calcula-se a massa de ácido

necessária, isto é:

1 mol de H2SO4 --------------- 98,08 g de H2SO4

0,0575 mol de H2SO4 -------- y

y = 5,64 g de H2SO4

Mas, como determinar o volume de solução em estoque que contém essa massa de

H2SO4? Isto é feito utilizando-se o título e a densidade da solução em estoque. O título permite

que se calcule qual a massa de solução em estoque que contém essa massa de H2SO4 (o

resto da massa é de água), e como o título é 95%, então:

100 g de solução em estoque ----------- 95 g de H2SO4

z ----------- 5,64 g de H2SO4

z = 5,9 g de solução estoque

Finalmente, pela densidade, pode-se obter o volume de solução em estoque que

contém a massa desejada, ou seja:

1,8337 g de solução em estoque -----------1 mL de solução em estoque

5,9 g de solução em estoque --------------- w

w = 3,2 mL de solução em estoque

Portanto, para preparar 250,0 mL de solução aquosa de H2SO4 de concentração 0,230

mol/L, basta adicionar à água 3,2 mL da solução em estoque de ácido concentrado e completar

o volume até 250,0 mL.

d. Técnicas de preparação de solução

No preparo de soluções, é muito importante minimizar os erros associados às medidas

de volumes, portanto, utiliza-se o balão volumétrico e a pipeta (Tabela 2 ilustra os valores dos

limites de erros usualmente associados aos volumes nominais de balões volumétricos).

Tabela 2. Limites de erros associados aos volumes nominais de balões volumétricos

Capacidade/mL Limite de erro/mL

1 0,010

2 0,015

5 0,02

10 0,02

25 0,03

50 0,05

100 0,08

250 0,12

500 0,20

1000 0,30

2000 0,50

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Ao preparar uma solução, o soluto (sólido, líquido ou sua solução concentrada) deve

ser inicialmente dissolvido em um copo de béquer, utilizando-se um volume de solvente inferior

ao volume final de solução a ser preparado (caso haja desprendimento de calor, deve-se

esperar até que solução volte à temperatura ambiente). Em seguida, essa solução deve ser

transferida quantitativamente, com auxílio de um bastão de vidro e um funil, para um balão

volumétrico de volume igual ao que se deseja preparar de solução. Deve-se ter o cuidado de

lavar o copo de béquer, o funil e o bastão, com pequenas quantidades de solvente,

transferindo-as para o balão.

Adiciona-se solvente até que a parte inferior do menisco esteja tangenciando a marca

indicativa no pescoço do balão correspondente ao seu volume nominal. Preparada a solução, a

mesma deve ser homogeneizada invertendo-se o balão volumétrico (bem tampado) diversas

vezes.

O procedimento de, inicialmente, dissolver o soluto em um béquer, ao invés de

diretamente no balão volumétrico, tem uma forte justificativa: por exemplo, a diluição de

soluções concentradas de ácidos ou bases (ou dissolução de bases) é, em geral,

acompanhada por um grande desprendimento de calor (reação exotérmica), o que eleva a

temperatura da solução. Como o volume nominal dos balões volumétricos, é geralmente,

calibrado a 20C, não é recomendado colocar soluções aquecidas em balões, nem expor os

mesmos a temperaturas elevadas (por isso, não devem ser secos em estufas). O

desprendimento de calor ocasionado pela dissolução de soluções concentradas de ácidos é

tão grande que somente deve dissolvê-los em água, isto é, não se deve dissolver água neles,

pois, nesse caso, a solução pode chegar a ferver e espirrar. Portanto, JAMAIS ADICIONE

ÁGUA À UMA SOLUÇÃO CONCENTRADA DE UM ÁCIDO; sempre adicione o ácido à água.

4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

4.1. Material Necessário

Soluto sólido, Solução aquosa concentrada de ácido, Pisseta com água destilada,

Balões volumétricos de diferentes capacidades, Copo de becker, Funil, Bastão de

vidro, Pipeta graduada, Pipetador de borracha, Balança Digital, Etiquetas.

4.2. Procedimento

Os solutos, as concentrações molares a os volumes das soluções aquosas a serem

preparados lhes serão comunicados pelo professor.

a) Preparo de uma solução aquosa de um sal, a partir do soluto sólido.

Efetue os cálculos para determinar a massa de soluto necessária ao preparo da

solução que lhe foi comunicada. Mostre ao seu professor os cálculos realizados.

Prepare a solução de acordo com as técnicas descritas anteriormente. Ao final, coloque

uma etiqueta, no balão, contendo a fórmula e a concentração da solução.

b) Preparo de uma solução aquosa diluída a partir da solução preparada no item anterior

(Diluição).

Inicialmente, efetue os cálculos para determinar o volume de solução a ser tomado.

Retire o volume de solução usando uma pipeta graduada com o auxilio de um pipetador de

borracha (APENDICE 1). A seguir, proceda de acordo com as técnicas descritas anteriormente.

c) Preparo de uma solução aquosa diluída de um ácido a partir da solução concentrada

em estoque

Efetue os cálculos para determinar o volume de solução concentrada em estoque a ser

utilizado na preparação da solução que lhe foi comunicada. A seguir, proceda como no caso da

solução anterior.

CUIDADOS: - Ácidos concentrados devem ser manipulados na capela.

- Nunca pipete com a boca.

- Sempre adicione o ácido concentrado à água.

Resumindo, a técnica para o preparo de solução liquida é esquematizada a seguir:

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a) A partir de um soluto sólido:

Etapa 1) Utilizar um béquer para pesar a quantidade necessária de soluto no preparo da

solução;

Etapa 2) Dissolver o sólido no béquer em que foi pesado (se for o caso), com água

destilada;

Etapa 3) Transferir para um balão volumétrico adequado;

Etapa 4) Lavar o béquer com água destilada por 3 vezes;

Etapa 5) Lavar o funil e retirá-lo;

Etapa 6) Completar o balão com água destilada;

Etapa 7) Homogeneizar a solução.

b) A partir de um soluto líquido:

Etapa 1) Pipetar (com pipeta volumétrica, de preferência) o volume desejado do soluto

líquido;

Etapa 2) Transferir para um balão volumétrico adequado;

Etapa 3) Completar o balão com água destilada;

Etapa 4) Homogeneizar a solução.

5. Procedimento Experimental:

5.1. Materiais necessários:

soluto sólido (sulfato de cobre (II) e NaCl), açúcar

solução aquosa concentrada de ácido clorídrico (HCl 12,0 mol/L)

pisseta com água destilada

balões volumétricos de diferentes capacidades

béquer

funil

pipeta volumétrica de 5 e 10 mL

bastão de vidro

pipeta graduada

pipetador de borracha (pêra) ou sistema similar

balança

etiquetas

conta gotas

OBS: → ácidos concentrados devem ser manipulados na capela;

→ nunca pipete com a boca;

→ sempre adicione o ácido concentrado à água.

5.2. Metodologia:

Usando as técnicas descritas para o preparo de soluções liquidas, prepare:

a) 50 mL de solução aquosa de CuSO4 0,08 mol/L, a partir de:

CuSO4.5H2O sólido.

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Efetue os cálculos para determinar a massa de soluto necessária para preparar a

solução que lhe foi comunicada. Mostre ao seu professor, os cálculos realizados.

Prepare a solução de acordo com as técnicas descritas anteriormente.

Ao final, coloque no balão uma etiqueta, contendo a fórmula e a concentração da

solução.

b) 50 mL de NaCl a 10% (m/m), a partir do NaCl sólido.

Inicialmente efetue os cálculos para determinar a massa de NaCl necessária para

preparar a solução, sabendo que a densidade da solução de NaCl a 10% é 1,07 g/cm3.

Mostre os cálculos para o professor e prepare a solução de acordo com as técnicas

descritas.

c) 50 mL de solução aquosa de CuSO4 . 5 H2O 0,008 mol/L, A PARTIR DA

SOLUÇÃO PREPARADA NO ITEM a)

Inicialmente, efetue os cálculos para determinar o volume de solução necessário a ser

usado. Retire o volume de solução usando uma pipeta graduada com o auxílio de um

pipetador de borracha ou similar. Prepare a solução de acordo com as técnicas

descritas anteriormente.

d) 50 mL de uma solução aquosa de HCl 0,1 mol/L, a partir de uma solução

concentrada de ácido clorídrico.

Dados: densidade do HCl concentrado = 1,16 g/cm3

e porcentagem em peso =

32% (título, teor ou porcentagem massa/massa)

e) preparo de solução de sacarose com concentração expressa em mol/L e em mol/Kg:

e.1) Preparação de solução com concentração expressa em mol soluto /L de solução

Efetue os cálculos para determinar a massa de soluto necessária para preparar

10,0 mL de uma solução aquosa de açúcar 1,46 mol/L. Mostre ao seu professor

os cálculos realizados.

Pese a massa do soluto num béquer. Acrescente uma pequena quantidade de

água. Se necessário, aqueça a solução sem deixar ferver.

Transfira a solução com auxilio de um funil e bastão para o balão volumétrico

quantitativamente.

Avolumar e homogeneizar a solução invertendo o balão. Reserve.

Dados: Massa Molar (C12H22O11) = 342,30 g/mol.

e.2) Preparação de solução com concentração expressa em mol soluto /Kg de

solvente

Pese num béquer a mesma massa de açúcar usada no preparo da solução

anterior.

Adicione 10,0 mL de água com uso de pipeta volumétrica.

Agite até dissolver tudo; aqueça se necessário sem deixar ferver. Espere esfriar,

Reserve.

Calcule a concentração em mol/Kg.

Calcule a concentração molal da primeira solução e compare com a da segunda

solução.

e.3) Determinação da densidade das soluções anteriores

Pese um béquer seco. Retire-o da balança (para evitar deixar cair solução na

balança).

Transfira o conteúdo da primeira solução (5,0 mL) para o béquer, pese

novamente e anote.

15

Diante dos valores de massa e volume da solução 1, calcule sua densidade.

Repita o procedimento com a segunda solução, retirando 5,0 mL com

auxilio de uma pipeta volumétrica.

Compare os valores das densidades e discuta.

6. Bibliografia:

ALMEIDA, P. G. V. Química Geral (Práticas Fundamentais). 3ª ed. Viçosa: Editora

UFV. 1998. p. 111.

MAHAN, B. H.; MYERS, R. J. Química, um Curso Universitário. São Paulo: Edgard

Blucher. 1996. p. 582.

PEQ- PROJETOS DE ENSINO DE QUÍMICA. Experiências de Química. São Paulo:

Editora Moderna. 1979.

QUAGLIANO, J.V.; VALLARINO, L.M. Química. Trad. Aida Espínola. Rio de

Janeiro: Guanabara Dois. 1979.

SILVA, R.R.; BOCCHI. N.; ROCHA-FILHO, R. C. Introdução à Química

Experimental. São Paulo: McGraw-Hill. 1990.

APÊNDICE 1

Pipetador de Borracha Existem diversas formas de se evitar o uso da boca durante a operação de pipetagem.

Todavia, a mais prática e versátil é a utilização de um pipetador de borracha (Figura abaixo), que nada mais é que um bulbo de borracha no qual se pode fazer vácuo. Esse aparelho tem três válvulas para passagem de ar: A, S e E. A válvula A ao ser pressionado, abre-se, permitindo retirar o ar do bulbo, isto é fazer vácuo; uma vez evacuado o bulbo ao se pressionar a válvula S, consegue-se succionar para dentro da pipeta o volume desejado de líquido. Finalmente, esse volume de líquido pode ser transferido, isto é, a pipeta pode ser esvaziada, pressionando-se a válvula E.

16

EXPERIMENTO 02: PREPARO DE SOLUÇÕES

(DIFERENÇA ENTRE MOLARIDADE E MOLALIDADE)

Objetivos:

1) preparar 50,0 mL de uma solução de açúcar com concentração molar 1,46 mol/L;

2) preparar uma solução de açúcar com concentração molal 1,46 mol/kg usando a

mesma massa de soluto do objetivo anterior;

3) determinar a densidade de cada solução.

Preparação de solução com concentração expressa em mol de soluto/L

de solução (molaridade):

Calcule a quantidade de açúcar necessária (adote massa molar 341,9 g/mol);

pese na balança de três casas a quantidade necessária dentro de um béquer pequeno;

adicione água no béquer até a marca de 30 mL; aqueça; transfira quantitativamente toda

a massa para o balão volumétrico;

adicione mais água no béquer, aqueça novamente se necessário e transfira

quantitativamente toda massa para o balão volumétrico; repita o processo de adição e

aquecimento tanto quanto necessário;

complete o volume do balão volumétrico até pouco antes da marca;

espere a solução esfriar (pode-se colocar o balão sob água corrente da torneira);

depois de fria; complete o volume do balão volumétrico com água destilada até a marca;

tampe o balão e vire-o pelo menos três vezes.

Preparação de solução com concentração expressa em mol soluto/kg de

solvente (molalidade):

Pese num béquer a mesma massa de açúcar usada no preparo da solução anterior (na

mesma balança);

Adicione 50,0 mL de água com uso de pipeta volumétrica;

Agite até dissolver tudo; aqueça se necessário sem deixar ferver, para não haver perdas

por evaporação;

Espere esfriar.

Constatação:

Em um tubo de ensaio, coloque 5 mL de sacarose 1,46 mol/kg e acrescente cerca de 1

mL de sacarose 1,46 mol/L, gota a gota. Você observará a formação de meandros

(ondulações) que evidenciam a diferença de concentração.

Determinação da densidade por pesagem:

Pese um béquer seco ou tare a balança com ele sobre o prato da balança;

Retire-o da balança (para não correr o risco de deixar cair solução na balança);

Pipete 10,0 mL da primeira solução e transfira-a para o béquer;

Retorne o béquer para a balança;

Anote o resultado.

Repita o procedimento com a segunda solução. Este procedimento requer certo cuidado

experimental para que o valor calculado da densidade não perca precisão. Havendo

tempo, determine a densidade das soluções com uso de densímetro. Será necessário

juntar soluções de mais de um grupo para obter volume suficiente.

17

Questões

Calcule a concentração molal da solução 1,46 mol/L.

Calcule a concentração molar da solução 1,46 mol/kg.

Uma solução de açúcar 0,00100 mol/L tem densidade igual a 1,00 g/mL. Calcule sua

concentração em mol/kg.

Descreva com suas palavras sem ler este roteiro como se faz para preparar uma solução

0,100 mol/L de cloreto de sódio.

Erro aproximado do volume de balões volumétricos.

Capacidade

/mL

1 2 5 10 25 50 100 250 500 1000 2000

erro / mL 0,01 0,015 0,02 0,02 0,03 0,05 0,08 0,1 0,2 0,3 0,5

18

EXPERIMENTO 03 – PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO DE ÁCIDO FORTE E

TITULAÇÃO DE SOLUÇÃO DE BASE FORTE

OBJETIVOS

Objetivos das Experiências:

O problema a ser resolvido nesta experiência é o da determinação da

CONCENTRAÇÃO EXATA das soluções aquosas diluídas de ácidos e bases fortes,

utilizando-se a titulação.

Objetivos de Ensino:

Tomar volumes pré-determinados de líquidos usando uma pipeta volumétrica;

Medir volumes de porções de líquidos usando uma bureta;

Aferir o volume nominal de pipetas volumétricas;

Utilizar reações químicas (REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO) para

determinar a concentração de soluções de ácidos e bases fortes;

Utilizar indicadores ácido-base para identificar o ponto de equivalência numa

titulação.

REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO

A Salificação ou Reação de neutralização é o nome que se dá a toda reação

química que ocorre na mistura de um ácido com uma base. Os produtos dessas reações

serão sempre um sal qualquer e água. É importante destacar que essas reações químicas

só acontecem em meio aquoso, pois é preciso primeiro acontecer a ionização dos

compostos.

Pode ser subdividida em:

Neutralização Total: Quando após terminar a reação, todos os hidrogênios e

hidroxilas se neutralizaram.

Neutralização Parcial: Quando após o término da reação, sobra cátions

hidrogênio ou ânions oxidrilas. Quando na fórmula do sal houver íons oxidrilas,

será chamado de sal básico, de reação básica ou hidróxisal e quando houver

íons hidrogênio na fórmula do sal após o término da reação, será chamado de sal

ácido, de reação ácida ou de hidrogeno sal.

Neutralização Total

HCl + KOH KCl + H2O

Ácido + base sal + água

ácido clorídrico + hidróxido de potássio Cloreto de potássio + água

19

TITULAÇÃO

Titulação é um processo empregado em Química para determinar a quantidade

de substância de uma solução, à qual, neste caso, se dá o nome de analito. Para isso

utiliza-se uma solução de concentração bem definida, à qual se dá o nome de titulante.

O titulante é em geral uma solução obtida a partir de um padrão primário, no

entanto padronizando-se uma solução comum, esta pode ser utilizada como titulante.

O titulado é a solução de concentração duvidosa, aquela que queremos saber

exatamente a concentração.

Existem vários tipos de titulação, entre os quais: titulação ácido-base, titulação

de oxidação-redução e titulação de complexação.

CONSIDERAÇÕES GERAIS

Imagine que você preparou uma solução 0,1 mol L-1

de HCl, como na aula

anterior. Após preparada a solução, cabe perguntar: será que a concentração é

exatamente igual aquela desejada, ou seja, será que a solução possui uma concentração

de exatamente 0,1 M?

Existem fatores que poderiam introduzir erros? Quais são esses fatores? No

relatório, deverão ser discutidos os fatores (fontes de erro) que contribuem para que as

concentrações reais não coincidam com aquelas desejadas, havendo, portanto,

necessidade de:

DETERMINAR QUAIS AS VERDADEIRAS CONCENTRAÇÕES DAS

SOLUÇÕES PREPARADAS. Este processo é denominado de padronização.

A volumetria de neutralização ou ácido-base é um método de análise baseado na

reação entre íons H3O+ (provenientes do ácido) e OH

- (provenientes da base).

Em uma análise volumétrica, a quantidade de um constituinte de interesse

(amostra) é determinada por meio da reação desta espécie química com outra substância

em solução, chamada solução-padrão, cuja concentração é exatamente conhecida

[1,2].

A solução-padrão a ser usada em uma análise volumétrica deve ser

cuidadosamente preparada, pois, caso contrário, a determinação resultará errada. Pode-

se, em alguns casos, preparar soluções de concentração exatamente conhecidas

pesando-se com precisão, algumas substâncias muito puras e estáveis e

dissolvendo-as em balões volumétricos aferidos. As características de um padrão

primário são amplamente descritas em livros-textos [1-4].

A detecção do ponto final, ponto de equivalência ou ponto estequiométrico pode

ser detectado comumente pelos indicadores ácido-base. Esses indicadores apresentam

um intervalo de mudança de cor (viragem) característico. A cor do indicador depende

do pH do meio. O termo análise titulométrica aplica-se à análise quantitativa executada

com a determinação do volume de uma solução, cuja concentração é exatamente

conhecida, requerido para reagir quantitativamente com a solução a ser determinada. A

20

solução cuja concentração é conhecida com exatidão é chamada de SOLUÇÃO

PADRÃO.

A concentração da solução a ser determinada é calculada a partir do volume

consumido da solução padrão, aplicando-se as leis estequiométricas.

A solução padrão é usualmente adicionada por uma bureta e é chamada titulante.

O processo de adição da solução padrão até que a reação esteja completa é

chamado de titulação, e a substância a ser determinada titulado.

O ponto exato em que ocorre o término da titulação chama-se Ponto de

Equivalência ou Ponto Final Teórico ou Ponto Estequiométrico. O final da titulação

deve, via de regra, ser identificada por alguma mudança, visível, produzida pela própria

solução padrão ou, mais usualmente, pela adição de um reagente auxiliar conhecido

como Indicador. Após a adição de um pequeno excesso do titulante (1 gota), o indicador

deverá produzir uma mudança visual no líquido que está sendo titulado. Este ponto é

chamado de Ponto de Viragem ou Ponto Final da Titulação.

Para o entendimento é necessário introduzir alguns termos importantes:

• Reagentes: são substâncias utilizadas em testes, reações, ensaios e doseamentos

farmacopêicos. É recomendável registrar no rótulo a data de abertura do frasco.

• Indicadores ácido x base: são substâncias utilizadas em ensaios farmacopêicos para

determinar o ponto final de uma reação química de neutralização, avaliar concentração

hidrogeniônica ou assinalar uma mudança de pH.

• Soluções reagentes: são soluções de reagentes em solventes específicos e

concentrações definidas. São designadas por SR.

• Soluções indicadoras: são soluções de indicadores em solventes específicos e

concentrações definidas. São designadas por SI.

• Soluções volumétricas: são soluções de reagentes em solventes específicos e

concentrações definidas, destinadas ao uso em determinações quantitativas. Na

Farmacopéia Brasileira IV ed. as concentrações das soluções volumétricas são expressas

em termos de molaridade. São designadas por SV.

Ponto de Equivalência: Ponto em que ocorre o final da reação, geralmente é difícil de

ser percebido visualmente o que obriga a utilização de indicadores específicos ou o

emprego de titulações potenciométricas.

Ponto Final: Ponto onde ocorre modificação visível da solução titulada, indicando o

término da reação (uso de indicadores, potenciômetro).

Erro de Titulação: diferença entre o ponto de equivalência e o final.

Padrão Primário: compostos químicos de elevada pureza utilizados para padronizar ou

corrigir a concentração de soluções empregadas em análise volumétrica.

Solução Padrão: são soluções que contém quantidade conhecida do reagente num

volume definido de solução.

Padrão Secundário: Soluções que foram padronizadas por um padrão primário e serão

utilizadas para padronizar uma nova solução.

21

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

a)Padronização de Hidróxido de sódio 0,1 mol L-1

a partir de um padrão primário

Pesar 2 massas de 250 mg (0,250 g) de Biftalato de Potássio padrão primário,

aquecido a 270 ºC por 1 h (M: 204,33 g/mol) pré-dessecado.

Transferir para um Erlenmeyer e adicionar 75 mL de H2O descarbonatada e 3

gotas de fenolftaleína;

Titular com o NaOH 0,1 mol L-1

até a viragem de incolor para rosa.

O FATOR DE CORREÇÃO É UM NÚMERO ADIMENSIONAL (SEM UNIDADE)

CUJO SIGNIFICADO É UMA CORREÇÃO DA CONCENTRAÇÃO QUE VOCÊ

PREPAROU. SUA DEFINIÇÃO É:

Fc = Mreal / Mnominal

22

b) Padronização de Ácido Clorídrico 0,1 mol L-1

a partir da solução de NaOH

padronizada anteriormente (padrão secundário)

Pipetar 10,00 mL de solução HCl de concentração teórica 0,1 mol L-1

e transferir para

um erlenmeyer adequado. Adicionar 2 a 3 gotas de indicador fenolftaleína. Titular com

a solução de NaOH fatorada (padronizada no item anterior). Repetir a operação três

vezes. Calcular a molaridade real do ácido clorídrico, utilizando-se a média das três

medidas.

c) Padronização de Ácido Clorídrico 0,1 mol L-1

a partir da do carbonato de

sódio (padrão primário)

Pesar analiticamente 150 mg (0,150 g) de carbonato de cálcio padrão primário

(que deverá estar armazenado no dessecador após secagem a

270 ºC por 1 h). Dissolver em 50 mL de água com 5 gotas de vermelho de metila (SI).

REPAREM QUE POR SE TRATAR DE UM PADRÃO PRIMÁRIO, NÃO SE

NECESSITA CONHECER O VOLUME DE ÁGUA ADICIONADO E SIM, A

QUANTIDADE DE MATÉRIA DO CARBONATO, DADA EM MOLS.

Titular com solução de ácido clorídrico HCl 0,1 mol L-1

até a viragem para cor

rosa. Aquecer a solução até a fervura, resfriar e continuar a titular. Repetir o processo

de aquecimento e resfriamento até que a cor rosa fraca não seja mais afetada. Calcule a

MOLARIDADE, onde: cada 52,99 mg de carbonato de sódio anidro equivale a 1 mL de

ácido clorídrico 0,1 M.

2 HCl + Na2CO3 2 NaCl + H2CO3 2:1

ELABORAÇÃO DO RELATÓRIO

1. Defina os termos: solução padrão; titulação; ponto de equivalência; ponto final de

uma titulação; padrão primário; padronização; indicadores ácido-base;

2. Por que nem todas as soluções são padrões?

3. Por que NaOH e HCl não são padrões primários?

4. Quais os requisitos para que uma substância seja um padrão primário? Por que é

preciso secá-lo antes de sua utilização?

5. Quando é necessária a padronização?

6. Quais as reações envolvidas nesta prática?

7. O ponto de equivalência (PE) de uma titulação e ponto final (PF) precisa ser

necessariamente igual?

8. Por que devemos tirar as médias das concentrações calculadas em vez de tirar a

média dos volumes gastos durante as triplicatas de titulação?

9. Que cuidados devemos ter ao iniciar uma titulação?

23

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. A. I. Vogel Química Inorgânica Quantitativa, Trad. A. Espinola, Ph. D., 4ª Edição,

Editora Guanabara Dois S.A., Rio de Janeiro, 1981.

2. N. Bacan, O. E. S. Godinho, J. C. Andrade, J. S. Barone Química Analítica

Quantitaiva Elementar, 2ª Edição, Editora Edgard Blücher LTDA, Campinas, 1985.

3. D. C. Harris Análise Química Quantitativa, Trad. C. A. S. Riehl e A. W. S. Guarino,

5ª Edição, Editora LTC, Rio de Janeiro, 2001.

4. D. A. Skoog, D. M. West, F.J. Holler Analytical Chemistry, 6ª Edição, Saunders

College Publishing, USA, 1994.

5. D. B. L. Terci, A. V. Rossi Indicadores naturais de pH: usar papel ou solução?

Química Nova, 25 (4) 684 – 688, 2002.

24

EXPERIMENTO 04: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE AÇÚCAR EM BEBIDAS

COMERCIAIS

1. Objetivos: preparar soluções aquosas a partir de soluto sólido e expressar suas

concentrações em diferentes unidades. Neste experimento será construída uma curva

padrão de densidade das soluções aquosas de açúcar em função de sua concentração.

Baseado nesta curva será determinado o teor de açúcar em bebidas e refrigerantes

comerciais. Trazer para o laboratório 05 amostras de bebidas (incluindo Light e Diet).


2.1 Materiais necessários:

2.2 Metodologia:

Prepare 06 soluções de açúcar em água destilada na faixa de 0 a 12% em massa

de açúcar (por exemplo: 0, 2, 4, 6, 8, 10 e 12%). Use balão volumétrico de 100 mL.

Meça 10,0 mL de cada uma das soluções, usando pipeta volumétrica, e pese-os numa

balança semi-analítica (± 0,01 ou 0,001g), usando um béquer pequeno. Esta parte do

experimento será feita por equipes, cada uma determinando alguns pontos da curva.

Anote a temperatura em que o experimento está sendo realizado. Meça a

temperatura da água. Construa um gráfico da densidade da solução (d, g mL-1

no eixo

y) em função da concentração (% em massa no eixo x) de açúcar dissolvido.

Meça, da mesma forma, 10,0 mL de solução amostra (refrigerante, chá

comercial, bebida para atletas,etc) e pese-os. Utilizando o gráfico anterior, determine o

teor de açúcar na bebida considerada.

Dado: massa molar sacarose ( C12H22O11 ) = 342,30 g mol-1

Tabela 1. Dados obtidos para as diferentes % de sacarose.

Solução Grupo Massa de sacarose (g) % m/m Densidade g.cm-3

1 0

2 1 2

3 2 4

4 3 6

5 4 8

6 5 10

7 6 12

Açúcar (sacarose, C12H22O11) pulverizado.

Água destilada

Balões volumétricos

Béquer

Espátula

Funil

Bastões de vidro

Pipetas volumétricas

Pipetadores

Balança semi-analítica

Termômetro

25

3. Resultados e discussão:

Verifique a consistência de seus dados, com a análise de regressão linear de sua

curva, usando uma calculadora ou um computador.

Expresse a concentração de açúcar em suas amostras, indicando a respectiva

precisão, em % em massa, g L-1

e mol L-1

.

Comparando seus dados das diferentes amostras, o que você pode dizer sobre o

teor de açúcar nessas bebidas? O que é sacarose? Por que é importante a temperatura em

que foi realizado o experimento?

Responda ainda:

01) Uma solução de açúcar 0,001 mol L-1

tem densidade 1,00 g mL-1

a 20°C.

Calcule sua concentração em mol Kg -1

. dágua(20°C) = 0,998203 g cm-3

02) Descreva com suas palavras como se faz para preparar 100,00 mL de uma

solução 0,100 mol L-1

de cloreto de sódio (NaCl).

03) E para preparar 100 mL de uma solução de NaCl 0,010 mol L-1

a partir da

solução estoque anterior?

4. Bibliografia:

DEAN, J. A. Lange’s handbook of chemistry. 14th

ed. New York: MacGraw-Hill, 1992.

p. 5.87.

HENDERSON, S. K.; FENN, C. A.; DOMIJAN, J. D. Determination of sugar content

in commercial beverages by density. J. Chem. Educ., v. 75, n.9, p. 1122-1123, 1998.

JONES, L.; ATKINS, P. Chemistry: molecules, matter, and change. 3th

ed. New York:

W. H. Freeman, 1997. p. 424-426.

26

EXPERIMENTO 05

PARTE I: CONCEITO ÁCIDO-BASE - MEDIDA COMPARATIVA DE ACIDEZ

1. Objetivo: Comparar a acidez e classificar a força do ácido com uso de um solvente

diferenciador.

2. Introdução: Processo de dissolução e a condutividade de corrente elétrica

Experiências nos têm mostrado que as substâncias, em geral, variam seu

comportamento quanto à solubilidade, em diferentes solventes.

As substâncias tendem a dissolver-se em solventes quimicamente semelhantes,

devido à proximidade de intensidade das forças intermoleculares. Geralmente, a

eficiência do processo de dissolução envolve a quebra de interações intermoleculares

e/ou de dissociação (quebra de ligações).

Os fragmentos resultantes, se eletricamente carregados, movem-se em solução

conduzindo corrente elétrica, o que pode ser utilizado como medida de condutividade

elétrica da solução. Dependendo da intensidade desta condutividade, pode-se determinar

o grau de dissociação da espécie em solução, sendo a substância classificada como:

a) Eletrólitos: conduzem corrente elétrica em solução. O processo de formação de

partículas condutoras de eletricidade, íons, pode ocorrer pela dissociação (os íons

podem existir antes do processo de dissolução e seriam apenas separados pela

solubilização) ou ionização (resultante das interações soluto-solvente de uma substância

não iônica com o solvente, levando à ionização e separação das partículas eletricamente

carregadas). Vejamos os exemplos:

NaCl(s) + H2O → Na+

(aq) + Cl-(aq) Dissociação

HCl(g) + H2O → H+

(aq) + Cl-(aq) Ionização

Os eletrólitos podem ainda ser divididos em:

eletrólitos fortes, no caso de apresentarem alta condutividade elétrica em

solução, e

eletrólitos fracos, no caso de baixa condutividade.

b) Não eletrólitos: não conduzem corrente elétrica em solução, em função da natureza

das partículas geradas pelo processo de dissolução.Neste experimento usaremos

conceito ácido-base de Bronstead-Lowry para comparar a acidez entre dois ácidos em

meio aquoso e ilustrar o efeito diferenciador utilizando outro solvente.



ácido acético glacial (CH3COOH) e 1,0 mol/L

ácido clorídrico (HCl) 1:1 (50%) e 1,0 mol/L

ácido nítrico (HNO3) 1:1 (50%) e 1,0 mol/L

béquer

proveta

pipeta

água destilada

aparelho para testar a condutividade (60W).

3.2 Metodologia:

27

a) Medida de pH de soluções de ácido acético, ácido clorídrico e ácido nítrico 1,0

mol/L:

Meça o pH, usando papel indicador universal, das 03 soluções dos ácidos.

Calcule a [H+] presente em cada solução, discuta a força dos ácidos.

b) Medida comparativa de acidez dos ácidos clorídrico e nítrico:

Para testar a condutividade elétrica das substâncias das soluções, utilize o

dispositivo constituído de dois eletrodos em série com uma lâmpada. Ao mergulhar os

eletrodos em solução, se a lâmpada acender (forte ou fraca) é sinal de que o circuito se

fecha pela presença de íons.

A manutenção da área dos eletrodos, bem como a distância entre eles fixa,

nos permitiria relacionar a intensidade do brilho da lâmpada e a condutividade

elétrica.

Misture 10,0 mL de água com 1,0 mL de HCl 1:1. Teste a condutividade desta

solução.

Misture 10,0 mL de água com 1,0 mL de HNO3 1:1. Teste a condutividade desta

solução. Compare a intensidade da luz obtida em cada um dos casos.

É possível afirmar, baseado somente nesta observação, que um ácido é mais forte

que o outro?

Misture 10,0 mL de ácido acético glacial com 1,0 mL de HCl 1:1. Teste a

condutividade desta solução.

Misture 10,0 mL de ácido acético glacial com 1,0 mL de HNO3 1:1. Teste a

condutividade desta solução. Compare a intensidade da luz obtida em cada um

dos casos.

É possível afirmar, baseado somente nesta observação, que um ácido é mais forte

que o outro?

4. Exercícios:

01) Explique o que é solvente nivelador e solvente diferenciador,

02) Escreva as equações de dissociação para os ácidos clorídrico e nítrico nos dois

solventes.

03) Qual ácido se apresenta mais dissociado em água: HCl ou HNO3? E em ácido

acético?

5. Bibliografia:

RUSSEL, J.B. Química Geral. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alii. São Paulo:

MC Graw-Hill. 1994.

28

EXPERIMENTO 06

PARTE II: INVESTIGAÇÃO DE INDICADORES ÁCIDO-BASE

1. Objetivo: demonstrar o emprego de indicadores comerciais e investigar indicadores

naturais.

2. Introdução: Na natureza existem substâncias ácidas, como o suco de limão ou o vinagre. E

existem substâncias chamadas bases. Os ácidos costumam ter sabor azedo e as bases,

gosto amargo. Acontece que uma pessoa não pode experimentar as substâncias do seu

laboratório porque muitas são perigosas. Assim, é produzido um composto que indica se

uma substância é uma base ou um ácido, de acordo com a coloração adquirida.

Nas experiências a seguir, você investigará algumas destas propriedades,

utilizando tanto material comercial como natural. Os extratos de repolho roxo, beterraba

e de pétalas de rosa, por indicarem se uma substância tem as propriedades de um ácido

ou de uma base, também podem ser chamados de indicadores ácido/base.



Água destilada

Soluções aquosas de HCl e NaOH

pHmetro

tubos de ensaio

indicadores: fenolftaleína, azul de bromofenol, vermelho de metacresol,

alaranjado de metila, azul de bromotimol, extrato de repolho roxo, extrato de

beterraba e extrato de pétalas de rosa.

3.2 Metodologia:

a) Coloque em tubos de ensaio, cerca de 3 mL de cada solução com valores de pH entre

02 e 12. Acrescente em cada tubo de ensaio 02 gotas do indicador fenolftaleína.

Observe a coloração em cada pH e anote na tabela a seguir.

O que se conclui sobre a mudança de coloração das soluções com este indicador?

b) Repita o procedimento do item a utilizando os indicadores: azul de bromofenol,

vermelho de metacresol, alaranjado de metila, azul de bromotimol. Observe a coloração

para cada indicador em cada pH e anote na tabela abaixo.

O que se conclui sobre a coloração das soluções para cada um destes indicadores?

c) Prepare extratos de folhas de repolho roxo, beterraba e pétalas de rosa (cor vermelha

ou rosa). Os extratos devem ser preparados colocando-se em um béquer 4 a 6g da

amostra previamente picada e triturada em um almofariz. Acrescente de 20 a 30 mL de

água destilada ao extrato e aqueça até a ebulição, deixando ferver por 2 a 3 min. Espere

esfriar e filtre.

d) Repita o procedimento do item a utilizando as soluções preparadas no item c.

Observe a coloração para cada solução em cada pH e anote na tabela abaixo.

O que se conclui sobre a coloração das soluções para cada uma das soluções preparadas

no item c ?

29

Tabela da coloração obtida em cada pH usando cada um dos indicadores:

pH

indicadores

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

Fenolftaleína

Azul de

bromofenol

Vermelho de

metacresol

Alaranjado

de metila

Azul de

bromotimol

Extrato de

repolho roxo

Extrato de

beterraba

Extrato de

rosa

4. Bibliografia: RUSSEL, J.B. Química Geral. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et

alii. 2ª ed. São Paulo: Makron Books. 1994.

30

EXPERIMENTO 07: REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

1. Objetivo: Identificar uma reação de oxi-redução, comparar a reatividade de diferentes

metais e prever a espontaneidade pelos valores de E0.

2. Introdução:

Como já foi visto na prática nº 04, os três tipos de Reações Químicas em solução

aquosa são: Neutralização, Precipitação e a Oxi-Redução. As reações de oxi-redução

são extraordinariamente versáteis. Muitas reações comuns como a combustão, a

corrosão, a fotossíntese, o metabolismo do alimento e a extração de metais dos minérios

parecem completamente diferentes, mas para o olho de um químico, todas estas reações

são diferentes aspectos de um único tipo de evento: a transferência de elétrons.

Esta classe de reações químicas merece destaque pela sua grande e importante

aplicação prática. Podemos defini-las como sendo reações que ocorrem com

transferência de elétrons.

A espécie que perde elétrons sofre oxidação, enquanto que a espécie ganhadora de

elétrons sofre redução. A substância capaz de promover a redução de outra é chamada

de agente redutor, enquanto que a substância capaz de oxidar outra espécie é chamada

de agente oxidante.

Para metais, quanto maior o caráter metálico do elemento, maior sua tendência de

existir sob a forma de íon positivo, ou seja, maior a sua capacidade de doar elétrons e,

quanto menor seu caráter metálico, maior sua tendência de existir sob a forma de átomo

neutro, ou seja, na forma metálica elementar.

Muitas reações de oxidação ou de redução podem ser acompanhadas visualmente

pela coloração característica de soluções aquosas de alguns íons:

Íons metálicos coloração

Zn2+

(aq) Solução incolor

Fe2+

(aq) Solução verde-azulada

Cu2+

(aq) Solução azul

Co2+

(aq) Solução rosa

Por exemplo, quando uma barra de zinco metálico é colocada em contato com uma

solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), conforme mostra a figura 01, observa-se

imediatamente a formação de um depósito escuro de cobre metálico sobre a superfície

do zinco e o desaparecimento da cor azul característica da solução de CuSO4, indicando

que os íons cúpricos, Cu2+

(aq) são consumidos na reação.

As equações que representam os fenômenos ocorridos na figura 01, podem ser

representadas por semi-reações e a reação global:

(semi-reação) Zn(s) Zn2+

(aq) + 2e- (Reação de Oxidação)

(semi-reação) Cu2+

(aq) + 2e-

Cu(s) (Reação de redução)

(Reação Global) Zn(s) + Cu2+

(aq) Cu(s) + Zn2+

(aq)

31

As espécies Zn(s) e Cu2+

(aq) possuem tendências opostas com relação à perda e

ganho de elétrons, daí a grande espontaneidade da reação entre elas. A maneira natural

de verificar a espontaneidade de diferentes pares de substâncias é observar se ocorre ou

não reação entre eles.

Para se prever se ocorre reação espontânea ou não e também para permitir a

comparação entre as espécies, foi atribuído um valor arbitrário de potencial igual a 0,00

V à tendência da semi-reação abaixo:

2H+(aq) + 2e

- H2(g) E

0 = 0,00 V

Isto sob condições estipuladas como padrão: T = 25 ºC, P = 1atm e concentração dos

íons em solução igual a 1 mol/L.

A partir daí, foram medidas as diferenças de potencial de cada uma das diferentes

espécies em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio, nas mesmas condições padrão.

Observando-se uma tabela com alguns potenciais padrão, cada semi-reação é descrita

na forma de redução. Contudo, para se obter o potencial da reação inversa, a oxidação,

basta mudar o sinal da tensão (ou potencial).

Por exemplo, no exemplo da barra de zinco metálico colocada em contato com uma

solução aquosa de CuSO4, é observado que o zinco se oxida e os íons de Cu2+

(aq) se

reduzem. Portanto, as possíveis reações e seus potenciais padrão são:

Zn(s) Zn2+

(aq) + 2e- E

0 = +0,76 V

Cu2+

(aq) + 2e- Cu(s) E

0 = +0,34 V

Zn(s) + Cu+2

(aq) Cu(s) + Zn2+

(aq) ∆E0 = +1,10V

Como pode ser verificada no exemplo acima, a previsão do potencial total da célula é

feita com base na adição dos potenciais padrão correspondentes às reações de eletrodo,

tal como ocorrem na célula. O ∆E0 resultante é numericamente igual ao potencial da

célula galvânica medido experimentalmente.

Uma tensão positiva (∆E0>0) está associada a uma reação espontânea e uma tensão

negativa (∆E0<0) mostra que a reação não ocorre espontaneamente.

É muito importante salientar que quando se multiplica o coeficiente estequiométrico

de uma semi-reação por um fator (para que os elétrons sejam cancelados), o potencial

32

da mesma não deve ser multiplicado por este fator, porque as tensões produzidas pelas

células, no estado padrão, são independentes das quantidades de reagentes e produtos.

Neste experimento, pretende-se estabelecer uma ordem crescente da força oxidante e

redutora de uma série de elementos metálicos e do elemento hidrogênio. Assim como

discutir estas observações baseando-se exclusivamente em fatos experimentais sem o

auxílio de um voltímetro.


3.1 Materiais necessários: a) Béquer de 50 mL;

b)Tubos de ensaio;

c) Ferro, Zinco, Cobre, Magnésio, Alumínio;

d) Lixa ou esponja de aço;

e) Pipeta graduada;

f) Solução de MgCl2 1 mol/L;

g) Solução de CuSO4 1 mol/L;

h) Solução de FeCl2 1 mol/L;

i) Solução de ZnSO4 1 mol/L;

j) Solução de AlCl3 1 mol/L;

OBS: → As soluções acima devem ser preparadas pelos próprios alunos.

3.2 Metodologia: a) Prepare com o auxílio de uma pipeta 04 tubos de ensaio contendo cerca de 2 mL de

solução de Mg2+

(aq) a 1 mol/L. Coloque, respectivamente, em cada tubo, um pedaço dos

metais Ferro, Zinco, Cobre, Alumínio, tomando o cuidado de lixá-los previamente.

Deixe os sistemas em repouso por alguns minutos e observe, em cada caso, se houve

reação.

b) Lave os metais e limpe-os novamente com a lixa. Repita agora a experiência anterior

(item a), usando em lugar de Mg2+

(aq), uma solução de Zn2+

(aq) a 1 mol/L, depois repita

o procedimento com uma solução de Fe2+

(aq) a 1 mol/L, acidificada com HCl 1:1 v/v ,

uma solução de Cu2+

(aq) a 1 mol/L e por último com uma solução de Al3+

(aq) a 1 mol/L

Deixe também os sistemas em repouso por alguns minutos e observe, em cada caso, se

houve reação.

c) Coloque em um béquer de 50 mL, até a metade de sua capacidade, uma solução de

1 mol/L de Cu2+

(aq). Coloque dentro da solução, um pedaço de alumínio metálico

previamente limpo e lixado. Leve à fervura para que a reação química ocorra mais

rapidamente.

4. Exercícios:

4.1 Complete o quadro abaixo, de acordo com os resultados obtidos na seção 3.2:

MgCl2 ZnSO4 CuSO4 FeCl2 AlCl3

Zn Mg Zn Zn Zn

Cu Cu Mg Cu Cu

Fe Fe Fe Mg Fe

Al Al Al Al Mg

4.2 Considerando os itens do exercício anterior, responda:

33

a) Que metal se oxida mais facilmente?

b) Que íon metálico se reduz mais facilmente?

c) Que metal não é oxidado por nenhum dos íons?

d) Que íon não é reduzido por nenhum dos metais?

e) Que espécie química é o melhor agente oxidante?

f) Que espécie química é o melhor agente redutor?

4.3 Considerando a tabela abaixo monte para os itens de a ate e todas as semi-reação,

reação global e calcule a diferença de potencial padrão (∆E0). Verifique assim a

espontaneidade de cada reação. Comparando os resultados calculados com os obtidos

experimentalmente.explique possível discrepâncias.

Metais E red Metais E red

Mg -2,37 Pb -0,13

Zn -0,76 Fe -0,04

Sn -0,14 Al -1,67

Cu +0,34

Observação sobre o Ferro:

Fe Fe2+

= 0,44V ∆G1=-2.0,44.F= -0,88F

Fe2+ Fe

3+ = -0,77V ∆G2=-1.-0,77F = 0,77F

∆GT=-0,11F

= -∆G/nF = 0,11/3 = -0,04

5. Bibliografia:

ALMEIDA, P. G. V. Química Geral (Práticas Fundamentais). 3ª ed. Viçosa: Editora

UFV. 1998.

BARROS, H. L. C. Química Inorgânica, uma Introdução. Belo Horizonte: HLCB

Editor. 1995. p. 509.


Blucher. 1996.

RUSSEL, J.B. Química Geral. Vol 02. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alii. São

Paulo: MC Graw-Hill. 1994. p. 1268.

SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R. C. Introdução à Química

Experimental. São Paulo: MC Graw-Hill, 1990.

34

EXPERIMENTO 8: CINÉTICA QUÍMICA – FATORES QUE INFLUENCIAM NA

VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS

1. Objetivo: Estudar como algumas “variáveis” afetam a velocidade da reação química.

2. Introdução:

Utilizando a equação química balanceada de uma reação conseguimos muitas

informações: ela nos traduz a conservação da massa, a conservação dos átomos e das

suas respectivas cargas, mas nada nos informa sobre a velocidade em que ocorre a

reação ou o mecanismo pelo qual ela se realiza.

A cinética química é o estudo das velocidades e mecanismos das reações químicas.

A velocidade de uma reação é a medida da rapidez com que se formam os produtos e se

consomem os reagentes. O mecanismo da reação consiste na seqüência detalhada de

etapas que levam dos reagentes aos produtos.

Uma equação global não exibe nenhuma dessas etapas, mostrando apenas o resultado

final de todas as etapas que participam do mecanismo.

Muito do que conhecemos sobre mecanismos de reações provém do estudo da

velocidade de reação e da influência de diferentes “variáveis” (temperatura,

concentração do reagente, estado de divisão,...) sobre a mesma.


3.1 Material Necessário:

Tubos de ensaio

Solução de KMnO4 0,1 mol/L (a ser preparado pelos alunos)

Solução de NaOH 3 mol/L (a ser preparado pelos alunos)

Solução de Na2S2O3 0,25 mol/L (a ser preparado pelos alunos)

Solução de HCl 2 mol/L (a ser preparado pelos alunos)

Solução de Na2C2O4 0,2 mol/L (a ser preparado pelos alunos)

Solução de MnSO4

Solução de H2SO4

Fio de ferro (prego)

Oxalato de sódio (Na2C2O4) sólido

Alumínio em grânulos e em pó

Cronômetro

Folha de papel em branco

Pisseta com água destilada

Erlenmeyer

Béquer

Tripé e tela de amianto;

Bico de Bunsen

Pipeta graduada;

3.2 Metodologia:

3.2.1 Preparação das soluções a serem utilizadas no experimento:

Solução de KMnO4 0,1 mol/L

Solução de NaOH 3 mol/L

Solução de Na2S2O3 0,25 mol/L

Solução de HCl 2 mol/L

Solução de Na2C2O4 0,2 mol/L

☻Mostre os cálculos ao professor antes de preparar as soluções.

Cada grupo devera preparar 1 solução.

35

3.2.2 TEMPERATURA

A) Coloque em 03 tubos de ensaio cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KMnO4,

acidulada ligeiramente com solução de H2SO4 e em cada um dos tubos adicionar um fio

de ferro (prego).

Deixar um dos tubos à temperatura ambiente, outro aquecer em banho-maria e o

outro aquecer diretamente na chama. Anote as observações feitas.

2KMnO4(aq) + 8H2SO4(aq) + 5Fe(s)→ 5FeSO4(aq) + 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O

Tubo Observações

01

02

03

B) Repetir a experiência anterior, usando o sólido oxalato de sódio (Na2C2O4) ao invés

do fio de ferro.

2KMnO4(aq)+8H2SO4(aq)+5Na2C2O4(s) →5Na2SO4(aq) + 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O + 10CO2(g)

Tubo Observações

01

02

03

Pergunta-se: Como a temperatura influi na velocidade das reações em estudo?

3.2.3 SUPERFÍCIE DE CONTATO (Estado de Divisão):

Colocar em um tubo de ensaio alumínio em grânulos e em outro tubo

alumínio em pó. Em seguida, adicione 1 mL de solução NaOH 3 mol/L. Anote as

observações feitas.

3Al(s) + 3 OH-(aq) + 6 H2O → 3Al(OH)3(s) + 3 H2(g)

Al(OH)3(s) + OH-(aq) → [Al(OH)4]

-(aq)

Tubo Observações

01

02

Pergunta-se: Como o estado de divisão influi na velocidade da reação em estudo?

3.2.4 CONCENTRAÇÃO:

Conforme a tabela abaixo, preencha 05 erlenmeyers com os respectivos volumes de

água e Na2S2O3 0,25 mol/L.

☺Não acrescente o HCl ainda!!!

36

Tabela: Volumes dos reagentes a serem observados no experimento

Erlenmeyer VH2O (mL) VNa2S2O3 (mL) VHCl (mL) Tempo (s)

01 0 25 3

02 5 20 3

03 10 15 3

04 15 10 3

05 20 5 3

Agora, desenhe com um lápis uma cruz em uma folha de papel em branco e

coloque-a de forma a poder ser observada através da solução contida no erlenmeyer.

Acrescente ao erlenmeyer a solução de HCl 2 mol/L e, no mesmo instante, inicie a

cronometragem, encerrando-a quando a cruz não puder ser mais vista através do líquido

contido no erlenmeyer.

A reação que ocorre está descrita abaixo:

Na2S2O3(aq) + 2 HCl(aq) → S(s)↓ + SO2↑ + H2O + 2 NaCl(aq)

Pergunta-se: Como a concentração influi na velocidade das reações em estudo?

3.2.5 CATALISADOR

Coloque em 02 tubos de ensaio cerca de 3 mL de solução 0,2 mol/L de Na2C2O4,

acidulada com solução de H2SO4.

Em apenas um deles, colocar 05 gotas de MnSO4.

Adicionar a cada um dos tubos, ao mesmo tempo, 02 gotas de KMnO4 0,1 mol/L.

Anote as observações feitas.

2KMnO4(aq)+8H2SO4(aq)+5Na2C2O4(s)→ 5Na2SO4(aq)+ 2MnSO4(aq)+ K2SO4(aq) + 8H2O + 10CO2(g)

Tubo Observações

01

02

Pergunta-se: Como a presença de um catalisador influi na velocidade das reações em

estudo?

4. Bibliografia:

RUSSEL, J.B. Química Geral. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alii. São Paulo:

MC Graw-Hill. 1994.

37

EXPERIMENTO 9: REAÇÕES ILUSTRATIVAS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO

1. Objetivo: Nesta experiência vamos estudar o deslocamento de equilíbrio de várias

reações, observando o Principio de Lê Chatelier.

2. Introdução:

Todas as reações químicas podem ser consideradas reversíveis, embora em alguns

casos, o grau de reversibilidade seja muito pequeno.

Um exemplo de um sistema reversível seria a reação de ácido acético em água.

Colocando-se ácido acético (HAc) em água ocorre uma reação com produção de íons

hidroxônio (H30+) e acetato (AcO

-), conforme representado na equação (1):

HOAc(aq) + H2O H3O+

(aq) + AcO-(aq) (1)

À medida que as concentrações de H3O+ e AcO

- aumentam, estas reagem entre si

para formar HOAc(aq) e H2O, conforme representado na equação (2):

H3O+

(aq) + AcO-(aq) HOAc(aq) + H2O(l) (2)

A velocidade de uma reação geralmente aumenta se as concentrações dos reagentes

aumentam e, diminui se as concentrações dos reagentes diminuem. Com isso, podemos

concluir que a velocidade da reação (1) diminui devido ao consumo de HOAc(aq) e

H2O(l), enquanto a velocidade da reação (2) aumenta em decorrência do aumento das

concentrações de H3O+

(aq) e AcO-(aq).

Quando as velocidades das reações (1) e (2) se tornam iguais, dizemos que o sistema

está em equilíbrio dinâmico e representamos os sistemas pela equação:

HOAc(aq) + H2O ⇄ H3O+

(aq) + AcO-(aq)

Embora as reações (1) e (2) estejam ocorrendo, elas o fazem com a mesma

velocidade e, como resultado, as concentrações de todas as espécies presentes

permanecem constantes.

A este equilíbrio podemos associar uma constante K que é denominada de constante

de equilíbrio da reação:

K = [H3O+].[ AcO

-]

[HOAc]

Esta equação é a condição de equilíbrio para a reação.

Como os equilíbrios são dinâmicos, eles respondem a mudanças nas condições. Esta

característica nos dá um certo grau de controle sobre a composição do equilíbrio.

Assim, a composição do equilíbrio varia quando adicionamos ou removemos um

reagente e também varia como resposta às mudanças na Pressão e Temperatura.

É relativamente fácil prever como a composição de uma reação em equilíbrio tende a

mudar quando as condições são alteradas. O químico francês Henri Lê Chatelier

identificou os princípios gerais:

“Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico,

o equilíbrio tende a se ajustar para minimizar o efeito desta perturbação”.

O Equilíbrio Cromato-Dicromato:

No laboratório, muitas vezes, reações de equilíbrio podem ser estudadas quanto a

predominância do(s) reagente(s) ou do(s) produto(s), observando mudanças de cor ou

aparecimento de precipitado.

38

Por exemplo, em solução aquosa, os íons cromato CrO42-

(amarelo) podem ser

convertidos em íons dicromato Cr2O72-

(alaranjado) ou vice-versa, variando o pH da

solução, pois a extensão em que ocorre esta reação depende da concentração de íons H+.

2 CrO42-

(aq) + 2H+

(aq) ⇄ Cr2O72-

(aq) + H2O

Adicionando ou retirando-se íons H+, o equilíbrio se desloca para a direita ou para a

esquerda, respectivamente, o que pode ser constatado pelas mudanças de coloração.


3.1 Materiais necessários: » 1ª Parte:

tubos de ensaio

solução de K2CrO4 1 mol/L

solução de HCl 6 mol/L

solução de NaOH 6 mol/L

solução de BaCl2 1 mol/L

» 2ª Parte:

tubos de ensaio

solução de HAc 0,1 mol/L

solução de HCl 6 mol/L

solução de NaOH 6 mol/L

solução de NaAc 1 mol/L

alaranjado de metila

fenolftaleína

3.2 Metodologia:

3.2.1 1ª Parte: Deslocamento do equilíbrio Cromato-Dicromato

A) Adicione a um tubo de ensaio, 2 mL de K2CrO4 1 mol/L. Acrescente a esta

solução 05 gotas de HCl 6 mol/L, agite e observe. Em seguida, adicione 08 gotas

de solução de NaOH 6 mol/L, com agitação até ocorrer alguma mudança.

Observe e anote. Adicione novamente HCl cerca de 10 gotas.

B) Em um tubo de ensaio, adicione 2 mL de K2CrO4 1 mol/L e algumas gotas de

solução de BaCl2 1 mol/L. Adicione a seguir, HCl 6 mol/L até o precipitado se

dissolver. Anote a cor da solução.

3.2.2 2ª Parte: Uso de indicadores ácido-base no deslocamento de equilíbrio

A) Para observar o efeito de ácidos e bases sobre os indicadores, adicione uma gota

de alaranjado de metila a 3 mL de água. Então, adicione 02 gotas de HCl 6

mol/L e em seguida, 04 gotas de NaOH 6 mol/L.

B) Repita a experiência acima usando a fenolftaleína no lugar do alaranjado de

metila. Observe e anote.

C) Coloque em um tubo de ensaio, 2 mL de solução de HAc 0,1 mol/L e 01 gota de

alaranjado de metila. Adicione, então, lentamente e com agitação 08 gotas de

solução de NaAc 1 mol/L. Observe e anote.

» 3ª parte:

Tubos de ensaio

Fenolftaleína

Solução de NH4OH 0,1 mol/L

Solução de MgCl2 0,1 mol/L

Solução de NaCl 0,1 mol/L

39

3.2.3 3ª Parte: Deslocamento do equilíbrio de uma base fraca

A) Enumere 06 tubos de ensaio.

B) Prepare um banho de gelo e um banho-maria.

C) Coloque em cada tubo, 2 mL de solução de NH4OH e duas gotas de

fenolftaleína.

D) O tubo nº 04 deve ficar de padrão.

E) O tubo nº 05 deve ser colocado no banho de gelo.

F) O tubo nº 06 deve ser colocado no banho-maria.

G) No tubo nº 01, adicione 5 mL de solução de NH4Cl.

H) No tubo nº 02, adicione 5 mL de solução de MgCl2.

I) No tubo nº 03, coloque 5 mL de solução de NaCl.

☻ OBS: O MgCl2 pode combinar-se com OH- formando Mg(OH)2, considerado uma

base insolúvel.

4. Exercícios:

01) Explique os deslocamentos de equilíbrio nos tubos 01, 02 e 03 da 3ª parte.

02) Compare a coloração das soluções nos tubos 05 e 06 e responda se a ionização da

amônia é ENDOtérmica ou EXOtérmica.

5. Bibliografia:

CRUZ, Roque; FILHO, Emílio Galhardo. Experimentos de Química – em microescala,

com materiais de baixo custo e do cotidiano. 1ª ed. São Paulo: Livraria da Física. 2004.

p.40.


Blucher. 1996.

PAULING, L. Química Geral. Trad. Roza D. Kupperman. Rio de Janeiro: Ao Livro

Técnico. 1982.

SMITH e WOOD. Manual de Laboratório de Química Geral. Harper e Raw Publishers

Inc. 1970.

40

EXPERIMENTO 10

PREPARAÇÃO DA SOLUÇÃO TAMPÃO

1. Objetivo: aprender a preparar uma solução-tampão

2. Introdução: Solução tampão é toda aquela que é formada por um ácido fraco (ou base fraca) e sua

base conjugada (ou ácido conjugado) em concentrações aproximadamente iguais. Esta

solução sofre apenas pequenas variações de pH, quando a ela são adicionados os íons

H3O+ e OH

-.

Um exemplo típico de solução tampão é aquela na qual estão presentes ácido acético

e íons acetato (proveniente de um sal acetato) em concentrações aproximadamente

iguais.

Considere o equilíbrio:

CH3COOH(aq) + H2O ⇄ H3O+

(aq) + CH3COO-(aq) (1)

Segundo o Princípio de Lê Chatelier, o equilíbrio (1) pode ser deslocado facilmente

em qualquer uma das direções indicadas. A concentração do íon CH3COO-(aq) pode ser

considerada igual a do sal dissolvido, uma vez que a concentração dos íons acetato, que

vem da dissociação do ácido acético, pode ser desprezada (Ka = 1,8.10-5

).

Adicionando-se os íons H3O+ a esta solução, ocorrerá uma reação destes íons com

os íons acetato, deslocando o equilíbrio (1) para a esquerda, de forma a manter a

concentração dos íons H3O+ mais próxima da concentração antes da adição do ácido.

Adicionando-se os íons OH-, eles reagirão com os íons H3O

+ (do equilíbrio (1))

deslocando o mesmo para a direita, no sentido de formar mais íons H3O+, mantendo sua

concentração praticamente constante.

Portanto, grande parte do H3O+ ou OH

- adicionado é consumido sem alterar

significativamente o pH da solução.


3.1 Material necessário:

- ácido acético 1 mol/L

- acetato de sódio sólido

- NH4OH 1 mol/L

- NH4Cl sólido

- Solução de NaOH 0,1 mol/L

- Solução de HCl 0,1 mol/L

- 2 Balões volumétricos de 100,00 mL

- pHmetro

- béqueres de 25 mL

- 2 pipetas volumétricas de 10 mL

3.2.1 Preparação da solução tampão.

a) Faça os cálculos para preparar 100mL de uma solução tampão acetato de sódio/ácido

acético, que seja 0,1 mol/L em CH3COOH, pH = 5,70 (Ka = 1,8 . 10-5

)

b) Faça os cálculos para preparar 100mL de uma solução tampão Cloreto de

amônio/hidróxido de amônio, que seja 0,1 mol/L em NH4OH, pH = 9,0 (Kb = 1,8.10-5

)

MOSTRE OS CÁLCULOS AO PROFESSOR ANTES DE PREPARAR AS

SOLUÇÕES.

c) Num balão de 100 mL, adicione conjuntamente o volume de Ácido Acético e a

massa de acetato de sódio, calculados no item 3.2.1.a. Complete o volume com água

destilada e homogenize a solução. Meça o pH da solução em um pHmetro.

41

☻OBS: Antes de cada medida, o pHmetro deve ser calibrado (será explicado pelo

professor).

d) Num balão de 100 mL, adicione conjuntamente o volume de Hidróxido de amônio e

a massa de cloreto de amônio, calculados no item 3.2.1.b. Complete o volume com água

destilada e homogenize a solução. Meça o pH da solução em um pHmetro.

3.2.2 Testando a solução tampão:

a) Em dois béqueres de 25 mL, coloque aproximadamente 15 mL de cada solução

tampão em cada um e adicione 03 gotas da solução de HCl 0,02 mol/L. Meça o pH.

b) Em outro béquer de 25 mL, coloque aproximadamente 15 mL de uma solução de

CH3COOH 0,1 mol/L e meça o pH. Adicione 03 gotas de HCl 0,02 mol/L e meça o pH.

Compare este resultado com o obtido anteriormente.

c) Em dois béqueres de 25 mL, coloque aproximadamente 15 mL de cada solução

tampão em cada um e adicione 03 gotas da solução de NaOH 0,02 mol/L. Meça o pH.

4. Bibliografia:

BRADY,J.E; HUMISTON,G.E. Química Geral . Vol 02. 2ª ed. Rio de Janeiro:

Livros Técnicos e Científicos. 1986.


Blucher. 1996.

RUSSEL, J.B. Química Geral. Vol 02. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alii. 2ª

ed. São Paulo: Makron Books. 1994. cap.15.

42

Experimento 11: DETERMINAÇÃO E CÁLCULO DO pH DE SOLUÇÕES DE

SAIS

1. Objetivo: medir o pH dos sais e justificar utilizando a hidrólise.

2. Introdução:

Já sabemos que um sal é produzido pela reação de neutralização de um ácido por uma

base. Entretanto, se medirmos o pH de uma solução onde houve uma neutralização total,

nem sempre encontramos o pH = 7. Por exemplo, se neutralizarmos ácido acético 0,3

mol/L com hidróxido de sódio 0,3 mol/L, a solução resultante de acetato de sódio

tem pH = 9. Da mesma maneira, uma solução de AlCl3, em qualquer concentração, tem

um pH ácido. Como pode ser isto?

O que ocorre é que o cátion e/ou ânion proveniente da dissociação do sal pode reagir

com os íons H+ e/ou OH

- vindos da autoionização da água. Quando isto acontece, o

equilíbrio da água é perturbado e se desloca, alterando o seu pH que deveria ser 7,0.

A este processo de deslocamento do equilíbrio da água provocado pela presença de

cátions e ânions vindos de um sal dá-se o nome de hidrólise.

No entanto, nem todos os cátions e ânions provenientes de uma solução sofrem

hidrólise. É necessário que eles formem, pela hidrólise, um eletrólito fraco. Por

exemplo:

NH4+ + OH

- ⇄ NH4OH (1)

base fraca

Esta reação (1) de hidrólise ocorre porque há a formação da base fraca.

Na+ + OH

- NaOH (2)

base forte

Esta reação (2) de hidrólise NÃO ocorre pois há formação da base forte NaOH que, na

verdade, se encontra dissociada em solução aquosa.



Sal Sal Sal Sal Sal

NaNO3 KCl CaCl2 MgCO3 Al(NO3)3

NaF K2CO3 Sr(NO3)2 MgSO4 AlCl3

pHmetro ou papel indicador universal

indicadores: fenolftaleína e azul de bromotimol

água destilada, tubos de ensaio e pipetas graduadas.

3.2 Metodologia:

A) Colocar em um tubo de ensaio, alguns cristais de NaNO3. Adicione 2 ou 3 mL de

água destilada e fervida. Medir o pH da solução resultante com papel indicador e/ou

indicadores azul de bromotimol e fenolftaleína. Repita o mesmo procedimento para os

sais: NaF, KCl, K2CO3. Anote o resultado obtido.

Sal pH Sal pH

NaNO3 KCl

NaF K2CO3

43

B) Colocar em um tubo de ensaio, alguns cristais de CaCl2. Adicione 2 ou 3 mL de


indicadores azul de bromotimol e fenolftaleína. Repita o mesmo procedimento para os

sais: Sr(NO3)2, MgCO3, MgSO4. Anote o resultado obtido.

Sal pH Sal pH

CaCl2 MgCO3

Sr(NO3)2 MgSO4

C) Colocar em um tubo de ensaio, alguns cristais de Al(NO3)3. Adicione 2 ou 3 mL de


indicadores azul de bromotimol e fenolftaleína. Repita o mesmo procedimento para o

sal: AlCl3.. Anote o resultado obtido.

Sal pH

Al(NO3)3

AlCl3

3.3 Complete a tabela abaixo, de acordo com os resultados obtidos por todos os grupos:

Sal pH

(grupo 01) pH

(grupo 02) pH

(grupo 03) pH

(grupo 04) pH

(grupo 05) pH

(grupo 06)

NaNO3

NaF

KCl

K2CO3

CaCl2

Sr(NO3)2

MgCO3

MgSO4

Al(NO3)3

AlCl3

4. Exercícios:

4.1 Explique os valores de pH observados utilizando equações químicas.

5. Bibliografia:

BRADY,J.E; HUMISTON,G.E. Química Geral . Vol 02. 2ª ed. Rio de Janeiro:

Livros Técnicos e Científicos. 1986.

PEQ – PROJETOS DE ENSINO DE QUÍMICA: Experiências de Química. São Paulo:

Editora Moderna, 1982.

RUSSEL, J.B. Química Geral. Vol 02. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alii. 2ª

ed. São Paulo: Makron Books. 1994.

44

APÊNDICE A

Equipamentos e vidrarias de Laboratório:

Abaixo, estão relacionadas as principais vidrarias e alguns equipamentos mais

utilizados em um laboratório.

Nome do Material

(equipamento ou

vidraria)

Figura Função

Almofariz com pistilo

Usado na trituração e

pulverização de sólidos.

Balão de fundo chato

Utilizado como recipiente

para conter líquidos ou

soluções, ou mesmo, fazer

reações com desprendimento

de gases. Pode ser aquecido

sobre tripé com a tela de

amianto.

Balão de fundo

redondo

Utilizado principalmente em

sistemas de refluxo e

evaporação à vácuo,

acoplado à Rota Evaporador.

Balão volumétrico

Possui volume definido e é

utilizado para o preparo de

soluções em laboratório.

Becker

É de uso geral em

laboratório. Serve para fazer

reações entre soluções,

dissolver substâncias

sólidas, efetuar reações de

precipitação e aquecer

líquidos. Pode ser aquecido

sobre tela de amianto.

Bureta

Aparelho utilizado em

Análises Volumétricas

(Titulação).

45

Cadinho

Peça geralmente de

porcelana, cuja utilidade é

aquecer substâncias à seco e

com grande intensidade, por

isso, pode ser usado

diretamente ao Bico de

Bunsen.

Cápsula de Porcelana

Peça de porcelana usada

para evaporar líquidos das

soluções.

Condensador

Utilizado na destilação, tem

como finalidade condensar

vapores gerados pelo

aquecimento de líquidos.

Dessecador

Usado para guardar

substâncias em atmosfera

com baixo índice de

umidade.

Erlenmeyer

Usado em titulações,

aquecimento de líquidos e

para dissolver substâncias e

proceder a reações entre

soluções.

Funil de Buchner

Utilizado em filtrações à

vácuo. Pode ser usado com a

função de filtro em conjunto

com o kitassato.

46

Funil de separação

Utilizado na separação de

líquidos não miscíveis e na

extração liquido/liquido.

Funil de Haste longa

Usado na filtração e na

retenção de partículas

sólidas. Não deve ser

aquecido.

Kitassato

Utilizado em conjunto com

o Funil de Buchner e em

filtrações à vácuo.

Pipeta graduada

Utilizada para medir

pequenos volumes. Mede

volumes variáveis e não

pode ser aquecida.

Pipeta volumétrica

Usada para medir e

transferir volumes de

líquidos. Não pode ser

aquecida, pois possui grande

precisão de medida.

Proveta ou Cilindro

graduado

Serve para medir e transferir

volumes de líquidos. Não

pode ser aquecida.

Tubo de ensaio

Empregado para fazer

reações em pequena escala,

principalmente em testes de

reação em geral. Pode ser

aquecido com movimentos

circulares e com cuidado

diretamente sobre o

chamado Bico de Bunsen.

Vidro de relógio

Peça de vidro de forma

côncava. É usado em

análises e evaporações. Não

pode ser aquecido

diretamente.

47

Anel ou argola

Usado como suporte do funil

na filtração.

Balança digital

Para medida de massa, de

sólidos e líquidos não

voláteis, com grande

precisão.

Bico de Bunsen

É a fonte de aquecimento

mais utilizado em

laboratório. Mas atualmente

tem sido substituído pela

mantas e chapas de

aquecimento.

Estante para tubos de

ensaio

Usada para suporte dos

tubos de ensaio.

Garra de condensador

Usada para prender o

condensador à haste do

suporte e de outras peças

como balões, erlenmeyers,

etc.

Pinça de madeira

Usada para prender o tubo

de ensaio durante o

aquecimento.

Pinça metálica

É usada para manipular

objetos aquecidos.

Pisseta ou frasco

lavador

Usada para lavagens de

materiais ou recipientes, por

meio de jatos d’água, álcool

ou outros solventes.

48

Suporte Universal

Utilizado em operações como:

filtração, suporte para

condensador, bureta, sistema

de destilação, etc. Serve

também para sustentar peças

em geral.

Tela de amianto

Suporte para as peças a serem

aquecidas. A função do

amianto é distribuir

uniformemente o calor

recebido pelo Bico de Bunsen.

Tripé

Sustentáculo para efetuar

aquecimento de soluções em

diversas vidrarias de

laboratórios. É utilizado em

conjunto com a tela de

amianto.

Fonte: www.fc.unesp.br/ivq/prexp02.htm

http://www.fc.unesp.br/ivq/prexp02.htm

49

APÊNDICE B: ORIENTAÇÕES PARA ELABORAÇÃO DE UM

RELATÓRIO

01. INTRODUÇÃO:

Um dos objetivos de ensino de uma disciplina experimental introdutória é

ensinar a redigir relatórios. A elaboração de um relatório é um procedimento bastante

corriqueiro durante o exercido de qualquer profissão técnico-científica e, em certos

casos, esta habilidade chega a ser usada como uma medida de capacidade profissional.

Ser um bom profissional envolve também saber transmitir a outros os resultados de um

trabalho.

A seguir, são dadas algumas orientações sobre a redação de relatórios

científicos, que devem ser seguidas na elaboração dos relatórios referentes às diferentes

experiências realizadas.

02. ESTILO IMPESSOAL E NECESSIDADE DE CLAREZA:

É praxe redigir relatórios de uma forma impessoal, utilizando-se a voz passiva

no tempo passado, pois se relata algo que já foi feito. Assim, para relatar a determinação

da massa de algumas amostras sólidas, pode-se escrever:

a) “... a massa das amostras sólidas maciças foi determinada utilizando-se uma

balança...” ou

b) “Determinou-se a massa das amostras sólidas maciças utilizando-se uma

balança...”

Outro aspecto muito importante é ter sempre em mente que as pessoas que

eventualmente lerão o relatório poderá não ter tido nenhuma informação prévia sobre

aquilo que está sendo relatado. Isto significa que o relato do que foi feito deve ser

detalhado, cuidadoso e meticuloso, de modo que qualquer pessoa que leia o relatório

consiga efetivamente entender o que foi feito e como.

03. AS PARTES DE UM RELATÓRIO:

Em geral, um relatório é composto de seis partes: Título, Introdução,

Procedimento Experimental, Resultados e Discussões, Conclusões e Referências

Bibliográficas.

03.1 Título:

Por meio de um título, que pode ser o mesmo já contido no material referente à

experiência, deve-ser explicar o problema a ser resolvido pela experiência realizada.

03.2 Introdução:

Nesta seção, deverá ser explicitado, de forma clara e breve, qual foi o objetivo

da experiência (o problema a ser resolvido pela experiência), qual o método ou métodos

utilizados(s) para resolvê-lo e quais os princípios fundamentais em que esse(s)

método(s) se baseia(m).

03.3 Procedimento Experimental:

Esta seção deve conter relatos exatos e claros de como foi feita a experiência, de

modo que, baseada nestes relatos, qualquer pessoa possa repeti-la. Deve-se descrever,

passo a passo, como a experiência foi realizada. Note que não basta copiar o

procedimento experimental contido no material referente à experiência, pois na melhor

das hipóteses, toda a forma da redação terá de ser mudada. Lembre-se que a forma

deverá ser impessoal, usando voz passiva no tempo passado. Além disso, há

necessidade de se especificar claramente cada equipamento utilizado. Por exemplo,

pode-se ter:

50

“O volume de cada amostra foi determinado utilizando-se uma proveta de 10,00

mL. Inicialmente, com o auxílio de um frasco lavador, colocou-se água na proveta até

aproximadamente ...(...). Cada amostra foi pesada, utilizando-se uma balança de

plataforma.”

☻NÃO INCLUA NO PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL OS DADOS COLETADOS

NO LABORATÓRIO!!!

03.4 Resultados e Discussões:

Nesta seção do relatório, devem ser colocados os dados coletados durante a

experiência, os cálculos realizados e as equações utilizadas.

Os resultados finais obtidos devem ser discutidos, comentando-se possíveis

explicações e fontes de erro experimental.

Quando possível, devem ser feitas comparações entre aos resultados obtidos e os

reportados na literatura e as discrepâncias encontradas devem ser comentadas.

Quando for o caso, as limitações e/ou vantagens do método utilizado devem ser

discutidas, incluindo-se, se possível, sugestões ao mesmo e comparações com outros

métodos.

→Uma maneira rápida e eficiente de se registrar dados de um relatório é sob a forma de

TABELAS.

Em geral, uma tabela é composta de um título, um cabeçalho, uma coluna

indicadora (se necessária) e um corpo.

Exemplos: Tabela 01: Algumas características dos estados da matéria

Estado da

matéria

Compressibilidade Fluidez ou rigidez Densidade relativa

Gasoso alta Fluido Baixa

Liquido Muito baixa Fluido Alta

Sólido Muito baixa Rígido Alta

Tabela 02: Valores da densidade de algumas substâncias simples mais comuns (a 20ºC, a menos

que outro valor indicado)*

Substância ρ/(g.cm-3

) Substância ρ/(g.cm-3

)

Alumínio 2,699 Gálio (a 29,6ºC) 5,878

Bário 3,5 Manganês 7,20 a 7,43

Carbono (diamante) 3,14 a 3,52 Níquel (a 25ºC) 8,876

Carbono (grafite) 1,9 a 2,3 Paládio 12,00

Estrôncio 2,54 Tungstênio 19,3

Ferro 7,860 Zircônio 6,494 * WEAST, Robert C. Handbook of Chemistry and Physics. 57

st edition. CRC Press. 1976. p. B-5 a B-60,

F-5.

→ Uma maneira de se detectar visualmente como varia uma quantidade (y) à medida

que uma segunda quantidade (x) também varia é por meio de um GRÁFICO.

Para se montar um gráfico pode-se utilizar papel milimetrado, contudo, com

toda a tecnologia disponível atualmente, existem programas apropriados para a

construção de um gráfico.

No eixo horizontal denominado ABSCISSA, é praxe representar a variável

independente, isto é, aquela cujo valor é controlado pelo experimentador. No eixo

vertical (representado a esquerda) denominado ORDENADA, é praxe representar a

variável dependente, isto é, aquela cujo valor é medido experimentalmente (seu valor

depende daquele fixado para a variável independente). Quando as duas quantidades são

medidas experimentalmente, pode-se representar qualquer uma delas em qualquer dos

eixos.

51

Caso você construa um gráfico em papel milimetrado, é importante que os

seguintes pontos sejam observados:

a) deve-se utilizar, na ordenada e na abscissa, escalas suficientemente expandidas

de modo a ocupar a maior porção possível do papel milimetrado. A origem da

escala de cada eixo não precisa necessariamente aparecer no gráfico, a escala

deve ser iniciada tomando-se um valor ligeiramente abaixo do valor mínimo

medido e terminando num valor um pouco acima do valor máximo medido. Por

exemplo, suponha que se tenha feito medidas de temperaturas cujos valores

encontram-se num intervalo que vai de 80,0ºC a 125ºC. Assim, a escala para

representar tais valores deveria começar em 70,0ºC ou 75ºC e terminar em

130ºC ou 135ºC.

b) deve-se indicar, junto aos eixos, os símbolos das grandezas correspondentes

divididos por suas respectivas unidades, isto porque os valores representados nos

eixos devem ser números puros, isto é, adimensionais. Toda grandeza é igual ao

produto entre um valor numérico e uma unidade.

Grandeza = valor numérico x unidade.

Portanto, o valor numérico representando o eixo deve ser igual ao quociente

grandeza/unidade.

c) deve-se indicar o que será representado no gráfico por meio de um titulo ou de

uma legenda.

d) deve-se marcar os valores da escala em cada eixo de forma clara, não se deve

colocar setas para indicar o sentido de crescimento das quantidades

representadas em cada eixo.

e) deve-se indicar cada ponto de cada curva lançada no gráfico por meio de

pequenos círculos, quadrados, triângulos, ... usando um único tipo de

representação para os pontos de uma mesma curva. Cada curva deve ser traçada

com distintas convenções (linhas contínuas, tracejadas, pontilhadas, ...).

f) ao se traçar uma curva, deve-se traçá-la de modo a representar a tendência média

dos pontos (procedimento conhecido como interpolação), não se deve, a menos

que assim solicitado, unir os pontos dos segmentos de retas (isto resultaria num

histograma).

Exemplo:

Gráfico 01:

Massas de amostras de Titânio em

função de seus volumes

y = 4,5x

0

5

10

15

20

25

30

35

40

45

0 2 4 6 8 10

V (cm3)

m (

g)

52

Neste gráfico em que a união dos pontos é uma linha reta, é possível

calcular o coeficiente linear e angular da reta. Isto porque uma linha pode ser

representada por uma equação do tipo:

y = a x + b

Onde a = coeficiente angular da reta;

b = coeficiente linear da reta.

O coeficiente angular da reta mostra o quanto a grandeza representada na

ordenada (∆y) varia por unidade de variação da grandeza representada pela abscissa

(∆x). O cálculo do coeficiente angular é feito tomando-se dois pontos sobre a reta

(pontos 1 e 2) e calculando-se a relação ∆y/∆x, isto é: coeficiente angular = a = ∆y =

y2-y1.

∆x = x2-x1 Note que, neste caso, o coeficiente angular corresponde à densidade deste metal.

Assim, a relação ∆y/∆x = (22,5-13,5) = 9 = 4,5. Logo, o

(5-3) 2 coeficiente angular da reta é 4,5 (valor de a) e o coeficiente linear da reta é zero (onde a

reta corta o eixo “y”).

03.5 Conclusões:

Esta seção do relatório deve conter uma correlação entre os objetivos propostos e

as discussões dos resultados, com base nas considerações teóricas.

03.6 Referências Bibliográficas:

Finalmente, sempre se deve mencionar, no relatório, as fontes bibliográficas

consultadas. Para tal, recomenda-se a utilização das normas para citação bibliográficas

recomendadas pela Associação Brasileira de Normas Técnicas – ABNT, que para o caso

de livros e manuais são as seguintes:

SOBRENOME DO AUTOR, Iniciais do nome completo. Titulo do livro: subtítulo.

Tradutor. Nº de edição. Local de publicação: casa publicadora. Ano de publicação.

Páginas consultadas.

Por exemplo:

RUSSELL, J. B. Química Geral. Vol 01. Trad. de Divo Leonardo Sanioto et alli. 2ª ed.

São Paulo: Makron Books. 1994.

04. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:

ROCHA – FILHO, R. C. Grandezas e unidades de medida. São Paulo: Editora

Ática. 1988.

SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R.C. Introdução à Química

Experimental. São Paulo: McGraw – Hill. 1990.

53

APÊNDICE C: TABELAS

Tabela 01: Densidade Absoluta da Água X Temperatura

T(ºC)

d(g/cm3)

T(ºC)

d(g/cm3)

T(ºC)

d(g/cm3)

0

0,999841

10

0,999700

20

0,998203

1

900

11

605

21

0,997992

2

941

12

498

22

770

3

965

13

377

23

538

4

973

14

244

24

296

5

965

15

099

25

044

6

941

16

0,998943

26

0,996783

7

902

17

774

27

512

8

849

18

595

28

232

9

781

19

405

29

0,995944 BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica

Quantitativa Elementar. 3ª edição revista, ampliada e reestruturada. São Paulo: Edgard Blucher, 2001.

Tabela 02: Concentração aproximada de alguns reagentes comerciais:

Reagente (g/cm3) Densidade % Massa C (mol/L)

HCl 1,19 37 12

HNO3 1,42 69 16

H2SO4 1,84 96 18

CH3COOH 1,05 100 17,5

H3PO4 1,69 85 14,5

HClO4 1,69 72 12

NH3 0,90 28 15

H2O2 1,11 30 10 BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica

Quantitativa Elementar. 3ª edição revista, ampliada e reestruturada. São Paulo: Edgard Blucher, 2001.

Apostila do Laboratório da Disciplina de Iniciação à Química 2...

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