Apostila Laboratorio Quimica Geral

8/17/2019 Apostila Laboratorio Quimica Geral

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Prof. Francisco Klebson Gomes dos Santos

Laboratório de Química Geral


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Prefácio

Este material didático tem por objetivo inteirar o aluno aos conhecimentos básicos

de um laboratório de química, tornando-o capaz de reconhecer as principais vidrarias e

outros equipamentos utilizados em um laboratório, além de executar práticas laboratoriais

através de experimentos de química.

O primeiro capítulo introduz alguns aspectos de segurança, indispensáveis a um

laboratorista, evidenciando algumas regras básicas, a importância do uso de EPI´s e EPC´s,

dentre outros.

No capítulo dois são apresentados equipamentos, vidrarias, algumas manipulações,

acessórios e procedimentos utilizados em um laboratório de química.

Nos demais capítulos são oferecidos uma variedade de experimentos abordando

assuntos diversos no âmbito da química.


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Sumário

UNIDADE I .......................................................................................................................... V

CAPÍTULO I - SEGURANÇA NO LABORATÓRIO ................................................................................ 1

CAPÍTULO II – EQUIPAMENTOS, VIDRARIAS, MANIPULAÇÕES E OUTROS ACESSÓRIOS E PROCEDIMENTOS

INDISPENSÁVEIS EM UM LABORATÓRIO DE QUÍMICA ......................................................................... 9

EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 21

CAPÍTULO III - DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS ...................................................................... 22

OBJETIVOS ........................................................................................................................... 22

INTRODUÇÃO ........................................................................................................................ 22

METODOLOGIA ..................................................................................................................... 23

MATERIAIS E REAGENTES ......................................................................................................... 23

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ................................................................................................ 25

PICNOMETRIA ....................................................................................................................... 25

1ª. PARTE – DETERMINAÇÃO DO VOLUME DO PICNÔMETRO(CALIBRAÇÃO DO PICNÔMETRO) ................... 25

EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 28

CAPÍTULO IV - DESTILAÇÃO SIMPLES ........................................................................................ 29

EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 34

CAPÍTULO V - CONSERVAÇÃO DA MASSA .................................................................................. 35

METODOLOGIA ..................................................................................................................... 37

EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 38

UNIDADE II ........................................................................................................................ 39

CAPÍTULO VI – DETERMINAÇÃO DA VISCOSIDADE DE UM LÍQUIDO ................................................... 40

METODOLOGIA ..................................................................................................................... 42

EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 44

CAPÍTULO VII - EXTRAÇÃO LÍQUIDO-LÍQUIDO ............................................................................. 46

METODOLOGIA ..................................................................................................................... 49

EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 50

CAPÍTULO VIII - SOLUÇÕES .................................................................................................... 51

METODOLOGIA ..................................................................................................................... 53

EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 56

CAPÍTULO IX - ANÁLISE VOLUMÉTRICA...................................................................................... 57

METODOLOGIA ..................................................................................................................... 58

EXERCÍCOS ........................................................................................................................... 60

UNIDADE III ....................................................................................................................... 61

CAPÍTULO X - CALORIMETRIA ................................................................................................. 62 METODOLOGIA ..................................................................................................................... 69


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EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 73

CAPÍTULO XI - FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA .......................... 74

METODOLOGIA ..................................................................................................................... 75

EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 79

CAPÍTULO XII - EQUILÍBRIO Q UÍMICO ....................................................................................... 80

METODOLOGIA ..................................................................................................................... 85

EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 89

CAPÍTULO XIII - SOLUÇÃO TAMPÃO ......................................................................................... 90

METODOLOGIA ..................................................................................................................... 94

EXERCÍCIOS .......................................................................................................................... 97

ANEXOS............................................................................................................................. 98

ANEXO 1. DENSIDADE DA ÁGUA EM DIFERENTES TEMPERATURAS ...................................................... 99

ANEXO 2. MATEMÁTICA BÁSICA .............................................................................................. 100


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Unidade I


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CAPÍTULO I - Segurança no laboratório

Regras básicas

Um laboratório de química é um local onde são manipuladas substâncias tóxicas,

inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no laboratório passa pela

obediência a certas normas. A seguir encontram-se algumas normas que deverão ser

observadas e seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas.

Não é permitido brincadeiras em um laboratório. O laboratório de química é um lugar

de trabalho.

Não beba nem coma no laboratório, pois qualquer alimento que esteja no ambiente

laboratorial está sujeito a contaminação. Existe um risco químico constante nesse local.

Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor, não mexendo em qualquer

coisa que esteja fora do escopo da prática.

Durante a sua permanência no laboratório use sempre os equipamentos de proteção

individual, também conhecidos por EPIs, indispensáveis: calça comprida, calçado fechado e

bata apropriada. Outros EPIs serão fornecidos quando necessário, como por exemplo, óculos

de segurança e luvas.

Caso tenha cabelo comprido, mantenha-o preso durante a realização das experiências.

Recomenda-se a não utilização de lentes de contato sempre que possível.

Todas as experiências que envolvam a libertação de gases e/ou vapores tóxicos devem

ser realizadas na capela, que é um compartimento fechado e envidraçado, contendo um

exaustor, que serve para proteger dos gases tóxicos que venham a ser liberados durante a

manipulação de determinadas substâncias.

Ao preparar soluções aquosas de um ácido, coloque o ácido concentrado sobre uma

razoável quantidade de água, aproximadamente 1/3 (um terço) da capacidade do balão

volumétrico utilizado. Nunca adicione água diretamente ao ácido concentrado.

http://pt.wikipedia.org/wiki/G%C3%A1shttp://pt.wikipedia.org/wiki/Toxicidadehttp://pt.wikipedia.org/wiki/Toxicidadehttp://pt.wikipedia.org/wiki/G%C3%A1s


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Nunca usar a boca para pipetar. Fazer uso dos pipetadores.

Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando a extremidade aberta para um colega ou

para si mesmo, pois pode ocorrer uma ejeção de fluido quente.

Não coloque sobre a bancada de laboratório bolsas, capacetes ou qualquer material

estranho ao trabalho que irá ser realizado.

No caso de contato de um produto químico com os olhos, boca ou pele, lave

abundantemente com água; em seguida, procure atendimento médico.

Saiba a localização e como utilizar o chuveiro de emergência, extintores de incêndio e

lava olhos.

Nunca teste um produto químico pelo sabor.

Não é aconselhável identificar um produto químico pelo odor, porém caso seja

necessário, não coloque o frasco sob o nariz. Desloque suavemente com a mão, para a sua

direção, os vapores que se desprendem do frasco.

Não aqueça líquidos inflamáveis em chama direta. Usar sempre um aquecedor elétrico

ou uma manta de aquecimento.

Abra os frascos o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato

momento. Faça isso na capela.

Os frascos contendo reagentes devem ser sempre identificados. Indicar o nome da

substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação.

Nunca volte a colocar no frasco um produto químico retirado em excesso e não usado.Ele pode ter sido contaminado.

Quando sair do laboratório, verifique se não há torneiras (água, gás ou outros) abertas.

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


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Equipamentos de proteção coletiva (EPCs)

São denominados EPCs os equipamentos que, quando utilizados de forma correta,

permitem executar operações em boas condições de salubridade para o operador e as demais

pessoas no laboratório. Estes equipamentos permitem também eliminar ou reduzir o uso de

alguns Equipamentos de Proteção Individual (EPIs) como será visto mais adiante.

A capela é um bom exemplo de EPC. Seu revestimento interno deve ser resistente aos

produtos com os quais se vai operar. O sistema de exaustão deve ter potência suficiente para

promover a exaustão dos gases. Deve haver um sistema de iluminação adequado. Os

equipamentos elétricos e interruptores devem ser à prova de explosão.

A Figura 1.1 ilustra exemplos de capelas.

Figura 1.1. Ilustrações de capelas.

Só deve-se operá-la com os sistemas de exaustão e iluminação ligados e em perfeito

funcionamento. Aconselha-se remover vidrarias e frascos desnecessários ao trabalho. Deve-se

manter a janela (guilhotina) com a menor abertura possível. Ao terminar o trabalho, é

necessário deixar o exaustor funcionando de 10 a 15 minutos, depois, então, desocupar e

limpar a capela, se necessário.


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O chuveiro de emergência auxilia o laboratorista nos primeiros socorros,

principalmente em casos de derramamento de ácidos ou outras substâncias que provoquem

queimaduras. Ele deve estar bem identificado e disposto em local de fácil acesso. Devem ser

alimentados com água de boa qualidade e de fonte ininterrupta.

A Figura 1.2 ilustra um chuveiro de emergência e seu funcionamento.

Figura 1.2. Chuveiro de emergência e seu funcionamento.

Os lava olhos, assim como o chuveiro de emergência, auxiliam o laboratorista em

primeiros socorros. No caso de queimaduras nos olhos com agentes corrosivos, lavar os olhos

durante 10 a 15 minutos e consultar um médico imediatamente.

A Figura 1.3 ilustra um lava olhos e seu funcionamento.


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Figura 1.3. Lava olhos e seu funcionamento.

Os extintores de incêndio são equipamentos indispensáveis. Têm a finalidade de

extinguir ou controlar incêndios em casos de emergência. Em geral estão dispostos na forma

de um cilindros que podem ser carregados até o local do incêndio, contendo um agente

extintor pressurizado.

A Figura 1.4 ilustra extintores de incêndio.

Figura 1.4. Extintores de incêndio.

O agente extintor mais apropriado para cada tipo de incêndio depende do material que

está em combustão. Em alguns casos, alguns agentes extintores não devem ser utilizados, pois

coloca em risco a vida do operador do equipamento. Os extintores trazem em seu corpo as

classes de incêndio para as quais é mais eficiente, ou as classes para as quais não devem ser

utilizados:

http://pt.wikipedia.org/wiki/Extin%C3%A7%C3%A3o_de_inc%C3%AAndioshttp://pt.wikipedia.org/wiki/Inc%C3%AAndiohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Cilindrohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Cilindrohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Inc%C3%AAndiohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Extin%C3%A7%C3%A3o_de_inc%C3%AAndios


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a) Classe A: Incêndio em materiais sólidos cuja queima deixa resíduos ocorrendo em

superfície e em profundidade, como madeira, papel, tecidos, borracha. Para esta classe

é recomendado o uso de extintores contendo água ou espuma.

b) Classe B: Incêndio em líquidos e gases cuja queima não deixa resíduo e ocorre apenas

na superfície, como a gasolina, o álcool, o GLP (gás liquefeito de petróleo). Para esta

classe é recomendado o uso de extintores contendo espuma, dióxido de carbono e pó

químico.

c) Classe C: Incêndio que envolva materiais condutores que estejam potencialmente

conduzindo corrente elétrica. Neste caso o agente extintor não pode ser um condutor

para não eletrocutar o operador. Para esta classe devem ser utilizados apenas os

extintores contendo dióxido de carbono e pó químico.

d) Classe D: Incêndio que envolva metais pirofóricos (combustão que se inicia

espontaneamente no ar) como, por exemplo, potássio, alumínio, zinco ou titânio.

Requerem extintores com agentes especiais que extinguem o fogo por abafamento,

como os de cloreto de sódio.

Equipamentos de proteção individual (EPIs)

Os equipamentos de proteção individual, conhecidos por EPIs, destinam-se a proteger

o trabalhador ou o laboratorista em operações em que a proteção coletiva não é suficiente

para garantir sua saúde e integridade física.

A Figura 1.5 mostra alguns exemplos de EPIs.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Madeira_(material)http://pt.wikipedia.org/wiki/Papelhttp://pt.wikipedia.org/wiki/Tecidohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Borrachahttp://pt.wikipedia.org/wiki/Gasolinahttp://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81lcoolhttp://pt.wikipedia.org/wiki/GLPhttp://pt.wikipedia.org/wiki/Corrente_el%C3%A9tricahttp://pt.wikipedia.org/wiki/Pirof%C3%B3ricohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Combust%C3%A3ohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Arhttp://pt.wikipedia.org/wiki/Pot%C3%A1ssiohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Alum%C3%ADniohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Zincohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Tit%C3%A2niohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Cloreto_de_s%C3%B3diohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Cloreto_de_s%C3%B3diohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Tit%C3%A2niohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Zincohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Alum%C3%ADniohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Pot%C3%A1ssiohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Arhttp://pt.wikipedia.org/wiki/Combust%C3%A3ohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Pirof%C3%B3ricohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Corrente_el%C3%A9tricahttp://pt.wikipedia.org/wiki/GLPhttp://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81lcoolhttp://pt.wikipedia.org/wiki/Gasolinahttp://pt.wikipedia.org/wiki/Borrachahttp://pt.wikipedia.org/wiki/Tecidohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Papelhttp://pt.wikipedia.org/wiki/Madeira_(material)


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Figura 1.5. Exemplos de EPIs: máscaras, óculos de proteção, luvas, protetores auriculares,

bata ou jaleco, capacete e botas.

Quando há riscos de exposição a vapores ou pós, fora da capela, faz-se necessário o

uso de uma máscara e, essa, dependendo da substância que for manipular, deve conter filtros,

como mostrado na primeira fotografia da Figura 1.5.

As luvas, dependendo da situação, poderão ser de diversos tipos, como luvas de

borracha, luvas de couro, etc.

Os óculos de segurança são bastante utilizados em manipulação de reagentes químicos

que liberem vapores ou espirrem produtos químicos, quando se trabalha com reagentes em

pó, materiais particulados diversos ou proteção contra projéteis, radiações ultravioleta e

infravermelho, e a própria proteção da face; há também os protetores faciais que podem atuar

como óculos de segurança.

Os protetores auriculares são indispensáveis quando se trabalham em ambientes com

ruídos acima do permitido pela legislação, superiores a 60 decibéis. Os limites de tolerância


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para ruídos, contínuo ou intermitente, vão depender do nível do ruído e do tempo de

exposição ao mesmo.

É importante frisar que se deve procurar obter as melhores condições possíveis no

laboratório no que diz respeito às instalações (iluminação, ventilação, uso de capelas etc.), para

que o uso obrigatório de EPI se dê em último caso. Por outro lado, os EPIs, quando

necessários, devem ser de boa qualidade e proporcionar o máximo conforto possível. Deve-se

também realizar a inspeção dos equipamentos de proteção segundo os prazos estabelecidos de

acordo com as normas técnicas de segurança.

Referências

VERGA FILHO, A. F. Manual de Segurança em Laboratórios. Conselho Regional de Química -

IV Região, Campinas-SP, 2008.

PEREIRA, M. M.; ESTRONCA, T. M. R.; NUNES, R. M. D. R. Guia de segurança no

laboratório de química. Departamento de Química, Faculdade de Ciências e Tecnologia, Universidade de

Coimbra , 2ª. Edição, FCTUC.

Exercícios

1) Liste alguns equipamentos de proteção individual, EPIs.

2) Liste alguns equipamentos de proteção coletiva, EPCs.

3) Quando se prepara soluções aquosas de um ácido, deve-se colocar água sobre o ácido

concentrado? Explique sua resposta.

4) Pode-se combater um incêndio utilizando qualquer tipo de extintor? Explique sua

resposta.

5)

Explique o que é uma capela e como funciona.


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CAPÍTULO II – Equipamentos, vidrarias, manipulações e outros

acessórios e procedimentos indispensáveis em um laboratório de química

Equipamentos e vidrarias

Vários equipamentos e vidrarias são utilizados em um laboratório de química e o

manuseio adequado destes é fundamental para o analista.

O Quadro 2.1 relaciona alguns equipamentos de uso comum no laboratório e suas

aplicações.

Quadro 2.1. Relação de alguns equipamentos de laboratório e algumas de suas aplicações.

Tubo de ensaio:

Usado

principalmente em

testes de reação.

Becker: Usado para

aquecimento de

líquidos, reações de

precipitação, etc.

Erlemnmeyer:

Usado para

titulações eaquecimento de

líquidos.

Balão de fundo

chato: Usado para

aquecimento e

armazenamento delíquidos.

Balão de fundo

redondo: Usado

para aquecimento

de líquidos e

reações com

desprendimento de

gases.


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Balão de destilação:

Usado em

destilações. Possui

saída lateral para a

condensação de

vapores.

Pipeta volumétrica:

Usada para medir

volumes fixos de

líquidos.

Pipeta graduada:

Usada para medir

volumes variáveis

de líquidos.

Proveta: Usado

para medidas

aproximadas de

volume de líquidos.

Funil de vidro:

Usado em

transferências de

líquidos e em

filtrações.

Frasco de

reagentes: Usado

para o

armazenamento de

soluções.

Bico de Bunsen:

Usado em

aquecimentos de

laboratório.

Tela de amianto:

Usado para

distribuir

uniformemente o

calor emaquecimentos de

laboratório.

Tripé de ferro:

Usado para

sustentar a tela de

amianto.

Cadinho de

porcelana: Usado

para aquecimentos

a seco no bico de

Bunsen e Mufla.

Estante para tubos

de ensaio: suporte

de tubos de ensaio.

Bureta: Usada para

medidas precisas

de líquidos.

Triângulo de

porcelana: Usado

para sustentar

cadinhos de

porcelana em

aquecimento no

bico de Bunsen.

Funis de

decantação: Usado

para separação de

líquidos imiscíveis.

Pinça de madeira:

Usada para segurar

tubos de ensaio em

aquecimento no

bico de Bunsen.


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Almofariz e pistilo:

Usado para triturar

e pulverizar

sólidos.

Placa de Petri:

usada para cultivo

de

microorganismos e

fins diversos.

Vidro de relógio:

Usado para cobrir

beckers em

evaporações,

pesagens etc.

Pisseta: Usada para

lavagens, remoção

de precipitados e

outros fins.

Picnômetro: Usado

para determinar a

densidade de

líquidos.

Cuba de vidro:

Usada para banhos

de gelo e fins

diversos.

Cápsula de

porcelana: Usada

para evaporar

líquidos em

soluções.

Bastão de vidro:

Usado para agitar

soluções,

transporte de

líquidos na filtração

e outros.

Dessecador: Usado

para resfriar

substâncias em

ausência de

umidade.

Pinça metálica

Casteloy: Usada

para transporte de

cadinhos e outros

fins.

Balão volumétrico:

Usado para

preparar e diluir

soluções.

Termômetro:

Usado para

medidas de

temperatura.

Funil de Buchner:

Usado para

filtração a vácuo. Kitassato (acoplado

a um funil de

Buchner): Usado

para filtração a

vácuo.

Garra metálica:Usada em

filtrações,

sustentação de

peças, tais como

condensador, funil

de decantação e

outros fins.


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Suporte universal.

Anel para funil.

Mufa: Suporte para

a garra de

condensador.

Escovas de

limpeza: Usada

para limpeza de

tubos de ensaio e

outros materiais.

Pinça de Hoffman:

Usada para impedir

ou diminuir fluxos

gasosos.

Pêra: Usada para

pipetar soluções.

Condensadores: Usados para condensar os gases

ou vapores na destilação.

Espátulas: Usadas paratransferência de substâncias

sólidas.

Estufa: Usada para secagem de materiais (até 200°C). Mufla: Usada para calcinações (até

1500°C).


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Operações no laboratório e aparelhagem

Em experiências químicas, como as realizadas em aulas práticas, são usados

equipamentos específicos de química. A seguir são apresentadas algumas das aparelhagens

utilizadas em laboratório, assim como as principais operações realizadas.

Bico de Bunsen

Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se comumente um aparelho

denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece na Figura 2.1, a mistura

gás-ar é queimada, gerando uma chama que pode ser de combustão completa (azul) ou

incompleta (amarela).

Figura 2.1. Representação do bico de Bunsen.

A forma correta de usar o bico de Bunsen é fechar a entrada de ar no anel, abrir a

válvula de gás e acender. A chama será larga e amarela. Então, abre-se a entrada de ar até que a

chama fique azul, que é a ideal para o uso. Na mistura gás-ar, pode-se distinguir dois cones de


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cores distintas: um mais interno de cor azul e outro mais externo de cor laranja. A chama

laranja é oxidante, a amarela é redutora e a azul é neutra, sendo o ponto mais quente o ápice

do cone azul.

Balança e pesagem

No laboratório, a massa de substâncias químicas é determinada com o uso de balanças.

Na maioria das análises, uma balança analítica precisa ser utilizada para se obter massas com alta

exatidão. As balanças de laboratório menos exatas também são empregadas para as medidas de

massa quando a demanda por confiabilidade não for crítica.

A precisão a ser utilizada depende do trabalho a ser desenvolvido. É importante

salientar que não se devem realizar pesagens de produtos químicos diretamente sobre o prato

da balança. Costuma-se usar um vidro de relógio ou outra vidraria, como o becker.

A Figura 2.2 ilustra uma balança analitica.

Figura 2.2. Ilustração de uma balança analítica.


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Tipos de balanças analíticas

Por definição, uma balança analítica é um instrumento usado na determinação de

massas com uma capacidade máxima que varia de 1 g até alguns quilogramas, com umaprecisão de pelo menos 1 parte em 105 em sua capacidade máxima. A precisão e a exatidão de

muitas balanças analíticas modernas excedem a 1 parte em 106 em sua capacidade total.

As balanças analíticas mais comumente encontradas ( macrobalanças ) têm uma

capacidade máxima que varia entre 160 e 200 g. Com essas balanças, as medidas podem ser

feitas com um desvio-padrão de ±0,1 mg. As balanças semi-microanalíticas têm uma carga

máxima de 10 a 30 g com uma precisão de ±0,01 mg. Uma balança microanalítica típica tem

capacidade de 1 a 3 g e uma precisão de ±0,001 mg.

A primeira balança analítica de prato único surgiu no mercado em 1946. A velocidade

e conveniência de pesar com essa balança eram amplamente superiores ao que se podia

realizar com a balança de dois pratos tradicional. Consequentemente, essa balança substituiu

rapidamente a anterior na maioria dos laboratórios. A balança de prato único está sendosubstituída atualmente pela balança analítica eletrônica. A conveniência, a exatidão e a

capacidade de controle e manipulação de dados por computador das balanças analíticas

asseguram que as balanças mecânicas de prato único vão eventualmente desaparecerem de

cena.

Precauções no uso de uma balança analítica

A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa manusear com

cuidado. Observe as seguintes regras gerais no trabalho com uma balança analítica, não

obstante a marca ou modelo.

a) Centralize tanto quanto possível a carga no prato da balança.


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b) Proteja a balança contra a corrosão. Os objetos a serem colocados sobre o prato

devem ser limitados a metais inertes, plásticos inertes e materiais vítreos.

c) Observe as precauções especiais para a pesagem de líquidos.

d) Consulte o professor se julgar que a balança precisa de ajustes.

e) Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos. Um pincel adequado é útil

na remoção de material derramado ou poeira.

f) Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retome à temperatura ambiente

antes de pesá-lo.

g)

Utilize uma pinça para prevenir a absorção da umidade de seus dedos por objetos

secos.

Utilização de uma balança analítica

Existem duas técnicas para pesagens dependendo do tipo de balança. Uma delas é

pesar previamente a vidraria e em seguida o reagente químico, determinando a massa destepor diferença. A outra consiste em zerar a balança com a vidraria a ser utilizada na pesagem

sobre o prato, obtendo-se diretamente a massa do reagente.

Para se fazer as pesagens adotam-se os seguintes procedimentos:

a) Observa-se se a balança está no nível; caso não esteja, deve-se regular girando-se os

“pés”.

b) Fecham-se as portas de vidro.

c) Zera-se a balança pressionando o botão “tara” ou “zerar”.

d) Abre-se a porta, coloca-se o que se deseja pesar e fecha-se a porta.

e) Espera-se até que o mostrador digital não flutue mais e anota-se a massa. Preste

atenção a unidade de medida (mg, g, ...).

f)

A última casa decimal é a incerteza.


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Medidas de volume

Os aparelhos para medir volume de líquidos em laboratório, os quais aparecemdescritos na Figura 2.3, podem ser classificados em dois grupos:

a) Aparelhos volumétricos, os quais são calibrados para a medida de um único volume de

líquido.

Ex.: Balão volumétrico e pipeta volumétrica.

b) Aparelhos graduados, os quais possuem uma escala graduada, a qual permite a medida

de diversos volumes de um líquido.

Ex.: Pipeta graduada, proveta e bureta.

A Figura 2.3 ilustra exemplos de aparelhos volumétricos.

Figura 2.3. Exemplos de aparelhos volumétricos.


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A superfície de um líquido raramente é plana. Dependendo da natureza das forças

intermoleculares existentes no líquido, a sua superfície geralmente apresenta-se curva,

podendo ser côncava ou convexa. Para efetuar a leitura, deve-se comparar o menisco (ponto

de máximo ou de mínimo da curvatura da superfície do líquido) com as linhas no aparelho,

conforme Figura 2.4.

Figura 2.4. Tipos de meniscos. Um menisco é a superfície curva de um líquido na sua interface

com a atmosfera.

Qualquer medida de volume feita com aparelhos desta natureza está sujeita a erros

devido a:

a) Dilatação e contração do material de vidro provocado pela variação de temperatura;

b) Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida;

c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos;

d)

Erro de paralaxe, o qual se origina no momento da leitura. Para evitar este erro, deve-

se sempre posicionar o aparelho de forma que o nível do líquido esteja na altura dos olhos.

Na leitura de volumes, o olho precisa estar no nível da superfície do líquido, para se

evitar o erro devido à paralaxe, uma condição que faz com que o volume pareça menor que

seu valor verdadeiro, se o menisco for visto de cima, e maior, se o menisco for visto de baixo.


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A paralaxe é o deslocamento aparente do nível de um líquido ou de um ponteiro, à

medida que o observador muda de posição e ela ocorre quando um objeto pode ser visto a

partir uma posição que não seja a do ângulo correto para a sua observação.

Sistema internacional de medidas, SI

Em 1971, a 14ª Conferência Geral de Pesos e Medidas escolheu sete grandezas como

fundamentais, formando assim a base do Sistema Internacional de Unidades, abreviado como

SI e popularmente conhecido como sistema métrico. As unidades foram escolhidas de modo

que os valores dessas grandezas numa “escala humana” não fossem excessivamente grandes

ou excessivamente pequenos.

Muitas unidades secundárias (ou derivadas) são definidas em termos das unidades das

grandezas fundamentais. Assim, por exemplo, a unidade de potências no SI, que recebeu o

nome watt (abreviação W), é definida em termos das unidades de massa, comprimento e

tempo.

1 watt = 1 W = 1 J/s e 1 joule = 1 J = 1 kg.m2/s2

A Tabela 2.1 mostra as principais grandezas do sistema internacional de unidades, SI.


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Tabela 2.1. Algumas grandezas fundamentais e suas unidades, no SI.

Grandeza Nome da unidade Símbolo

Comprimento metro m

Tempo segundo s

Massa quilograma kg

Corrente elétrica ampère A

Temperatura kelvin K

Intensidade luminosa candeia cd

Quantidade de matéria mol mol

Referências

HARRIS, D. C. Análise química quantitativa. 6ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008, 862 p.


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Exercícios

1) Represente esquematicamente as principais zonas da chama de um bico de Bunsen,

indicando o ponto mais quente.

2) Por que não se devem colocar vidrarias de volumes precisos sob aquecimento?

3) O que significa erro de paralaxe e como se pode evitá-lo?

4) Quais as vidrarias e equipamentos necessários para se preparar uma solução?

5) Quando se deve utilizar uma pipeta volumétrica? Quando não utilizá-la?

6) Monte um sistema de filtração a vácuo, identificando todos os equipamentos e

vidrarias.

7) Monte um sistema de destilação simples, identificando todos os equipamentos e

vidrarias.

8) Quais os cuidados que se deve tomar ao se utilizar uma balança analítica?

9) Qual o procedimento adequado ao se usar uma balança analítica?


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CAPÍTULO III - Densidade de sólidos e líquidos

Objetivos

Medir a densidade de líquidos e de sólidos utilizando a técnica de picnometria e o

princípio de Arquimedes.

Introdução

A densidade absoluta de uma substância é definida como sendo a relação entre a massa

e o volume dessa substância. A densidade é função da temperatura, no entanto, ela varia com

a variação de temperatura. As unidades de densidade absoluta podem ser descritas como:

g/cm3, Kg/m3, lbm/ft3 etc.

A densidade relativa de uma substância é a razão entre a densidade absoluta dessa

substância e a densidade absoluta de uma substância padrão, tomada como referência, como a

água; obviamente nas mesmas unidades e na mesma temperatura de operação.

A picnometria é uma técnica laboratorial utilizada para fazer a determinação da

densidade de líquidos. Pode também se determinar a densidade de sólidos, devendo antes ser

dissolvido.

O picnômetro é um recipiente de vidro com tampa esmerilhada,

vazada por tubo capilar, que permite seu completo enchimento com

líquidos. A capacidade volumétrica do instrumento é facilmente

determinável pela pesagem de um líquido tomado como padrão de

densidade, na temperatura de operação. O picnômetro é uma

vidraria especial que possui baixo coeficiente de dilatação.

http://pt.wikipedia.org/wiki/Laborat%C3%B3riohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Densidadehttp://pt.wikipedia.org/wiki/L%C3%ADquidoshttp://pt.wikipedia.org/wiki/Dissolu%C3%A7%C3%A3ohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Vidrariahttp://pt.wikipedia.org/wiki/Coeficiente_de_dilata%C3%A7%C3%A3ohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Coeficiente_de_dilata%C3%A7%C3%A3ohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Vidrariahttp://pt.wikipedia.org/wiki/Dissolu%C3%A7%C3%A3ohttp://pt.wikipedia.org/wiki/L%C3%ADquidoshttp://pt.wikipedia.org/wiki/Densidadehttp://pt.wikipedia.org/wiki/Laborat%C3%B3rio


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Arquimedes foi um dos mais importantes cientistas da antiguidade, que dentre outras

de suas invenções notáveis estão: a alavanca e a hidrostática.

Descobriu a relação existente entre a massa de um corpo e seu volume, e fundamentou

a teoria do empuxo:

"Todo corpo imerso, total ou parcialmente, num fluido em equilíbrio, dentro de um

campo gravitacional, fica sob a ação de uma força vertical, com sentido ascendente,

aplicada pelo fluido; esta força é denominada empuxo, cuja intensidade é igual à do

peso do fluido deslocado pelo corpo." Arquimedes de Siracusa, 287 a.C. – 212 a.C.

A técnica de Arquimedes consiste na determinação do volume de um corpo a partir do

deslocamento de volume de água do recipiente o qual o corpo foi submerso.

Um instrumento que rege esse princípio é o densímetro. Esse instrumento

mede a densidade dos líquidos. Trata-se de um tubo de vidro com certa

quantidade de chumbo na base. Na parte de cima do tubo há uma escala.

Ao mergulhá-lo no líquido, ele afunda até deslocar um volume de fluido

cujo peso se iguale ao dele. A superfície do líquido indica determinado

ponto na escala, isto é, sua densidade. Esses instrumentos são muito

usados em postos de combustíveis para verificar se os mesmos estão

dentro das especificações do órgão que regulamenta os combustíveis, a

ANP (Agência Nacional de Petróleo, Gás Natural e Biocombustíveis).

Metodologia

Materiais e reagentes

Balança analítica

Picnômetro

Funil simples

Pisseta com água

http://pt.wikipedia.org/wiki/287_a.C.http://pt.wikipedia.org/wiki/212_a.C.http://pt.wikipedia.org/wiki/212_a.C.http://pt.wikipedia.org/wiki/287_a.C.


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Provetas de tamanhos variados

Solução de hidróxido de sódio 0,5 M

Amostras de materiais sólidos

Uma das amostras que será determinada a densidade é o aço. O aço é uma liga

metálica formada essencialmente por ferro e carbono, com percentagens deste último

variando entre 0,008 e 2,11%. Distingue-se do ferro fundido, que também é uma liga de ferro

e carbono, mas com teor de carbono entre 2,11% e 6,67%. A diferença fundamental entre

ambos é que o aço, pela sua ductibilidade, é facilmente deformável, enquanto que uma peça

em ferro fundido é fabricada pelo processo de fundição ou usinagem. No entanto, o valor

teórico da densidade do aço, exibido posteriormente, Tabela 3.1, é um valor médio.

Vale salientar que, a partir dos valores de densidade é possível, dentre outras coisas,

caracterizar um determinado material, observando inclusive o grau de pureza.

A Tabela 3.1 mostra os valores teóricos das densidades das amostras de materiais

sólidos, a 20°C, utilizadas no experimento.

Tabela 3.1. Valores teóricos das densidades das amostras de materiais sólidos, aço,

alumínio e cobre, a 20°C.

Amostra de material Valor teórico da densidade a 20°C

d (kg/m³) d (g/cm³)

Aço 7860 7,860

Alumínio 2697 2,697

Cobre 8920 8,920

http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga_met%C3%A1licahttp://pt.wikipedia.org/wiki/Liga_met%C3%A1licahttp://pt.wikipedia.org/wiki/Ferrohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Carbonohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Ferro_fundidohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Ductibilidadehttp://pt.wikipedia.org/wiki/Fundi%C3%A7%C3%A3ohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Usinagemhttp://pt.wikipedia.org/wiki/Usinagemhttp://pt.wikipedia.org/wiki/Fundi%C3%A7%C3%A3ohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Ductibilidadehttp://pt.wikipedia.org/wiki/Ferro_fundidohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Carbonohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Ferrohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Liga_met%C3%A1licahttp://pt.wikipedia.org/wiki/Liga_met%C3%A1lica


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Procedimento experimental

Picnometria

1ª. Parte – Determinação do volume do picnômetro (Calibração do picnômetro)

Essa primeira parte consiste na calibração do picnômetro, determinando seu volume.

Esse volume pode ser determinado a partir da pesagem de uma substância em que se conheça

a densidade na temperatura em que a mesma encontra-se. Essa substância pode ser a água.

Conhecendo-se a densidade e a massa, tem-se o volume, pois a água, assim como todos os

líquidos, ocupa o volume de todo o recipiente. Vale salientar que o volume é função da

temperatura, e que a densidade também varia com a mesma. Conhecendo-se a densidade da

água, por exemplo, a uma determinada temperatura, é possível se determinar o volume do

picnômetro. Para isso, siga os seguintes passos:

a) Pese o picnômetro (com a tampa) vazio e seco;

b)

Fora da balança, coloque água destilada no picnômetro até que o volume do líquido

fique acima do colo;

c) Coloque a tampa capilar, verifique se ficou cheio e enxugue cuidadosamente o excesso

de líquido na parte externa;

d) Pese o picnômetro com água destilada;

e) Obtenha a massa de água, subtraindo a massa do picnômetro cheio de água, da massa

do picnômetro vazio;

f) Veja na Tabela A.1, qual a densidade da água, na temperatura em que a mesma se

encontra (verificar com termômetro);

g) Calcule o volume do picnômetro pela relação V=m/ρ.

2ª. Parte – Determinação da densidade da solução de hidróxido de sódio 0,5 M


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Assim como se determinou o volume do picnômetro, a partir da relação

massa/volume, determina-se também a densidade da solução. Vale lembrar que se deve usar o

picnômetro o qual se determinou o volume, ou seja, o qual foi feita a calibração. Siga os

seguintes passos:

a) Esvazie o picnômetro;

b) Lave inteiramente o picnômetro com a solução a ser analisada (NaOH 0,5 mol/L);

c) Coloque a solução no picnômetro até que o nível do líquido fique acima do colo;

d) Coloque a tampa capilar e enxugue cuidadosamente o excesso de líquido;

e) Pese o picnômetro com a solução;

f) Obtenha a massa da solução, subtraindo a massa do picnômetro cheio de solução, da

massa do picnômetro vazio;

g) Calcule a densidade da solução, pela relação massa/volume.

Método de Arquimedes

a) Em uma balança, pese os materiais sólidos e anote as massas;

b) Coloque um determinado volume de água na proveta, suficiente para submergir a

amostra de material sólido; faça isso para os três materiais;

c) Coloque a amostra do material sólido na proveta com água;

d)

Anote o valor do volume de água deslocado;

e) Calcule as densidades dos materiais.


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Resultados

Tabela 3.2. Dados experimentais – Picnometria.

Dado

Massa do picnômetro (g) =

Massa do picnômetro com água (g) =

Massa da água (g) =

Densidade da água (g/mL) e Temperatura (ºC) =

Volume do picnômetro (mL) =

Massa do picnômetro com a solução (g) =

Massa da solução (g) =

Densidade da solução (g/mL) =

Tabela 3.3. Dados experimentais – Princípio de Arquimedes.

Objeto mobjeto (g) V i (mL) V f (mL) V objeto (mL)

V objeto=V f - V i

ρ (g/cm3)*

ρ = mobjeto/V objeto

Aço Alumínio

Cobre

*1mL = 1cm3


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Referências

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio

ambiente. 1ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2001.

BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed.

Pearson, São Paulo, 2006.

RUSSELL, J. B. Química geral. 2ª ed, vol 1, São Paulo, Ed Pearson Makron Books, 1994.

Exercícios

1) Explique a diferença entre densidade absoluta e densidade relativa.

2) O que é picnometria?

3) Descreva o princípio de Arquimedes.

4)

Quais as vidrarias e equipamentos necessários para se determinar a densidade, por

picnometria e pelo princípio de Arquimedes?

5) A partir dos dados obtidos na prática calcule o volume do picnômetro e a densidade

da solução analisada.

6) Efetue os cálculos das densidades das amostras sólidas.

7) Efetue os cálculos dos erros percentuais das densidades das amostras sólidas.

8) Comente os possíveis erros.


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CAPÍTULO IV - Destilação Simples

Objetivos

Realizar uma destilação simples, se inteirando sobre o aparato utilizado nesse processo

e, realizar um teste do destilado.

Introdução

A destilação é um dos métodos mais utilizados para separação de líquidos, pois é

bastante simples e, se tomados todos os cuidados necessários, apresenta boa qualidade na

separação. Pode ocorrer de duas formas, a simples e a fracionada.

A destilação simples apresenta boa versatilidade, pois pode ser usada para separar

líquidos de outras substâncias que podem ser sólidas ou líquidas também, desde que tenham

pontos de ebulição bem distintos; basta aquecer a mistura de substâncias até uma temperatura

acima do ponto de ebulição da mais volátil, esta irá entrar em ebulição e passará ao estado

vapor, que após ser resfriado em um condensador, retornará ao estado líquido.

Já a destilação fracionada é usada para separar substâncias com pontos de ebulição

próximos, a mistura deve ser aquecida até uma temperatura ligeiramente acima da substância

de maior ponto de ebulição; este tipo de destilação requer um sistema mais robusto, onde uma

coluna de fracionamento deve favorecer logo na entrada a condensação da sustância com

maior ponto de ebulição fazendo com esta retorne ao recipiente de origem, e a substância de

menor ponto de ebulição seguirá ao condensador.


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Um exemplo de destilação fracionada é a destilação do petróleo, onde o mesmo é

submetido a um processo de onde são obtidos diversos produtos, de acordo com seus pontos

de ebulição, desde gases, a gasolina, óleos lubrificantes entre outros.

Metodologia


Materiais/Quantidade Reagentes

Balão de destilação – 01 Cloreto de sódio NaCl 10%w Termômetro – 01

Pedras de ebulição

Nitrato de prata AgNO3 0,1N

Becker – 02

Funil simples – 01

Garra metálica – 01

Aquecedor – 01

Adaptador para condensador – 01

Condensador – 01

Suporte universal – 01

Proveta – 01

Tubo de ensaio – 02Mufa, rolha, mangueiras, estante para tubos de ensaio


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Procedimento Experimental

Parte I - Destilação

a)

Adicione pedras de ebulição ao balão de destilação;

b) Colete 50 mL de uma solução de NaCl no balão, com o auxílio de uma proveta

(para medir o volume);

c) Com o auxílio de um funil de vidro de haste longa, transfira os 50 mL da solução

de NaCl para o balão;

d) Monte um sistema de destilação simples, semelhante ao ilustrado na Figura 4.1;

e) Inicie o aquecimento do sistema;

f) Observe atentamente o sistema enquanto ocorre o aquecimento, constantemente

observando a temperatura que é registrada no termômetro;

g) Observe o início da destilação, atentando para o que ocorre, visualmente, com a

amostra;

h)

Numa destilação os primeiros 5% (em relação à quantidade inicial contida no

balão) devem ser descartados, pois pode conter impurezas. Em seguida, troque este becker

por outro becker limpo;


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Figura 4.1. Sistema de destilação simples (Brown et al., 2005).

Parte II - Teste do destilado

Após a destilação se faz necessário um teste para verificar se a destilação foi bem

sucedida. Assim, deve-se testar o destilado a fim de saber se ainda existe a presença do NaCl.

Para tanto siga os passos descritos a seguir:

a)

Adicione 1 mL de solução de AgNO3 (nitrato de prata) a dois tubos de ensaio.;

b) Numere-os como tubo 1 e tubo 2, respectivamente;

c) Ao tubo 1 adicione 1 mL de solução de NaCl. Observe que ocorre a formação de

um precipitado de coloração branca. O precipitado formado é o AgCl (cloreto de prata).

Assim, o tubo 1 servirá como referência para o tubo 2;

d) Adicione 1 mL do destilado ao tubo 2. Observe o que acontece.


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Tabela de Resultados

Observações

Referências






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Exercícios

1) Em que se baseia o princípio da destilação simples e em que tipos de amostra ela pode ser

usada?

2) Esquematize um sistema de destilação simples, enumerando cada componente, citando o

nome e sua função.

3) Qual a função das pedras de ebulição?

4) Qual reação explica a formação do precipitado branco de AgCl?

5) Se no tubo 2, após adicionar a solução AgNO3, houver a turvação do destilado o que pode

ter ocorrido?


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CAPÍTULO V - Conservação da Massa

Objetivos

Verificar a lei da conservação da massa através da determinação da massa total antes e

depois de ocorrerem às seguintes reações:

Reação 1: Na2CO3(aq) + CaCl2(aq) → 2NaCl(aq) + CaCO3(s)↓

Reação 2: 2NaCl(aq) + CaCO3(s) + H2SO4(aq) → 2NaCl(aq) + CaSO4(aq) + H2CO3(aq)

Introdução

Em 1774 Antoine Lavoisier enunciou a lei da conservação da massa, também

conhecida como lei de Lavoisier, onde afirmava, baseado em resultados de uma série de

experimentos, que mesmo com uma reação química não era possível criar massa, o que

ocorria era apenas a modificação dos compostos, conservando-se, desde que em um sistema

fechado, todos os átomos presentes antes das reações, apesar de os produtos se apresentaremcom configurações químicas e estado físico distintos dos reagentes.


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Antoine-Laurent de Lavoisier nasceu em Paris, em 1743 e morreu em

Paris, 1794. Era químico, e foi considerado o criador da química

moderna. Foi o primeiro cientista a enunciar o princípio da conservação

da matéria. Além disso, identificou e batizou o oxigênio e participou na

reforma da nomenclatura química. Célebre pela sua frase "Na Natureza

nada se perde, nada se cria, tudo se transforma."

(http://pt.wikipedia.org)

Por volta de 1905, Albert Einstein publicou a teoria da relatividade, revolucionando osconhecimentos da época. Segundo a teoria, um objeto que se movimente com velocidade

próxima à velocidade da luz sofre efeitos como o aumento da sua massa entre outros.

Juntamente com a equação da equivalência entre a massa e a energia, E=m·c2, testes

comprovaram a veracidade da teoria da relatividade mediante o estudo das reações nucleares,

onde ocorre a liberação de imensas quantidades de energia, resultantes da perda de massa do

sistema.

Apesar de ocorrer liberação de energia durante as reações químicas comuns, as

quantidades são demasiadamente inferiores às liberadas durante as reações nucleares, e,

portanto, não é mensurável a conversão de massa em energia nestas reações, verificando-se

assim a lei da conservação da massa em sistemas reacionais não nucleares.

http://images.google.com.br/imgres?imgurl=http://fisicoquimica8a.files.wordpress.com/2008/02/antoine_lavoisier.jpg&imgrefurl=http://fisicoquimica8a.wordpress.com/2008/02/22/mas-notinhas/&usg=__hjXlkxtJQevTj9UusyfTGZXeMq8=&h=500&w=325&sz=23&hl=pt-BR&start=1&tbnid=klxxIAiPrTdHxM:&tbnh=130&tbnw=85&prev=/images%3Fq%3Dlavoisier%26gbv%3D2%26hl%3Dpt-BRhttp://images.google.com.br/imgres?imgurl=http://fisicoquimica8a.files.wordpress.com/2008/02/antoine_lavoisier.jpg&imgrefurl=http://fisicoquimica8a.wordpress.com/2008/02/22/mas-notinhas/&usg=__hjXlkxtJQevTj9UusyfTGZXeMq8=&h=500&w=325&sz=23&hl=pt-BR&start=1&tbnid=klxxIAiPrTdHxM:&tbnh=130&tbnw=85&prev=/images%3Fq%3Dlavoisier%26gbv%3D2%26hl%3Dpt-BR


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Metodologia


Materiais Reagentes

Balança analítica Carbonato de sódio 0,1 M

Frascos pequenos Cloreto de cálcio 0,1 M

Béqueres cido sulfúrico 0,1 M

Pipetas

Pipetadores


O sistema adotado consiste em: conjunto dos três frascos, tampados e com as

respectivas soluções. O que serão feitas são manipulações dos conteúdos dos frascos. As

pesagens serão sempre do sistema.

a) Pipetar 5 mL de solução de Na2CO3 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco;

b) Pipetar 5 mL de solução de CaCl2 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco;

c) Pipetar 10 mL de solução de H2SO4 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco;

d) Pesar os três frascos juntos. Anotar a massa do conjunto;

e) Fora da balança, adicionar a solução de CaCl2 (0,1 M) no frasco que contem a solução

de Na2CO3 (0,1 M) e tampar ambos os frascos. Verificar o que ocorre;

f) Pesar novamente o conjunto de frascos e anotar a massa;

g) Novamente fora da balança, adicionar a solução de H2SO4 (0,1 M) ao frasco que

contém a solução formada pela Reação 1. Tampar o frasco rapidamente. Observar o que

ocorre;

h)

Pesar mais uma vez o conjunto e anotar a massa.


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Tabela 5.1. Dados experimentais.

Sistema: frascos com soluções Massa (g)

antes das reações

após a 1ª reação

após a 2ª reação

Referências





RUSSELL, J. B. Química geral. 2ª ed, vol 1, São Paulo, Ed Pearson Makron Books, 1994.

Exercícios

1) O que diz a lei da conservação da massa, conhecida também por lei de Lavoisier?

2) Calcule a quantidade de matéria, em mols, de cada solução utilizada nesse experimento.

3) Verifique se há reagente em excesso nas proporções em que foram utilizadas.

4) Considere a reação 2Na3PO4 + 3Ba(NO3 )2 → Ba3(PO4 )2 + 6NaNO3. Suponha que uma

solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,4 g de

Ba(NO3 )2. Quantos gramas de fosfato de bário podem ser formados?

5) Com base nos dados obtidos, como é possível interpretar a Lei da Conservação da Massa ?

6) Qual a origem da turvação observada na primeira reação?

7) Calcule a média e o desvio padrão da massa do sistema (três frascos com as três

soluções). Comente o resultado.


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Unidade II


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CAPÍTULO VI – Determinação da viscosidade de um líquido

Objetivo

Determinar a viscosidade de um líquido utilizando o método de Stokes.

Introdução

Por causa da interação das camadas adjacentes das moléculas, os líquidos realizam uma

resistência contra o escoamento, conhecida como viscosidade.

Dos inúmeros métodos para se determinar a viscosidade de um líquido aplica-se aqui o

método de Stokes, baseado na Lei de Stokes. Um corpo sólido caindo em um líquido sofre a

ação de uma força de atrito para cima. Para uma esfera de raio (r), esta força de atrito segue a

Lei de Stokes, que diz: A resistência encontrada por um sólido que se desloca em um líquido é

proporcional a 6Π, ao raio do corpo sólido (r), ao coeficiente de viscosidade ( η ) e a velocidade

do corpo (Vc), como mostra a Equação 1:

F = 6 . Π . η . Vc . r (1)

Além da força de atrito, age sobre a esfera a força gravitacional, Equação 2:

P = 4/3 Π . r3. s . g

(2)

e a força do empuxo, Equação 3:

E = 4/3 Π . r3 . liq . g

(3)

A Figura 6.1 ilustra um esquema do experimento.


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Figura 6.1. Esquema do experimento: esfera de vidro escoando em um fluido dentro de uma

proveta, com ilustração do balanço das forças.

No momento da queda, em que o corpo tem uma velocidade constante, as forças se

compensam, ou seja, E + F = P, e chega-se a Equação 4:

η = 2 . r2

. g . ( s - liq )/ 9 . Vc(4)

onde s = densidade do sólido e liq = densidade do líquido.

Quando as grandezas da Equação 4 são expressas em unidades de CGS (centímetro –

grama –segundo), a unidade de viscosidade chama-se Poise. Nos livros encontram-se muitas

vezes o milipoise (10-3

poise) abreviando mP, e centipoise (10-2

poise) abreviando cP.

EF

P

r

L

R


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Portanto, 1P é correspondente a 1g/cm.s; multiplicando esse valor por 100 obtém a unidade

equivalente em 1cP, que é igual a 1mPa.s (lê-se milipascal segundos), que é outra unidade de

viscosidade muito utilizada.

A velocidade da esfera será influenciada pela proximidade das paredes da proveta; por

isso é recomendável deixá-la cair no centro da proveta.

A relação entre a velocidade constante (V), numa proveta de raio (R) e a velocidade de

queda da esfera (Vc) de raio (r) é dada pela Equação 5:

Vc = V(l + 2,4 . r/R) (5)

onde V = velocidade desenvolvida no movimento retilíneo uniforme, V=L/∆t.

Metodologia


leo de soja Esferas de vidro

Balança analítica Cronômetros

Termômetro Régua graduada

Proveta de 2000 mL


Com o método de Stokes vai ser determinada a viscosidade do óleo de soja ( liq = 0,92

g/cm3 ) com auxílio de esferas de vidro ( s = 2,57 g/cm3 ).

1) Em uma balança analítica, pese as esferas de vidro a serem utilizadas;

2) Obtenha o volume de cada esfera, usando a relação entre a massa e a densidade;

3) Calcule os raios das esferas, sabendo que o volume da esfera é igual a 4/3 . Π . r3;


48/108

43

4) Meça a distância entre os pontos marcados na proveta, L; e o diâmetro interno da

proveta, para obtenção do raio da proveta, R;

5) Ponha uma esfera de vidro próximo à superfície do óleo e no centro da proveta e

deixa-a cair. Use o cronômetro para determinar o tempo, ∆t, em que a esfera percorre

o trajeto;

6) Repita a experiência com outras esferas.

Resultados

Pressão atmosférica, P (atm):

Aceleração da gravidade, g (cm/s2 ):

Temperatura, T (ºC):

Massa da esfera, m (g):

Distância entre os pontos marcados

na proveta, L (cm):

Raio da proveta, R (cm):

Esfera Tempo de queda da esfera, ∆t (s):

1

2

3

4

5


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Cálculos

Referências Bibliográficas

CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. Tradução de Cristina M. P. dos

Santos e Roberto B. Farias, LTC, Rio de Janeiro, 1986.

MOORE, W. J. Físico-Química. Tradução da 4ª. Edição americana, Helena Lichum e

outros. Edgard Blucher, São Paulo, 1976.

Exercícios

1) O que é viscosidade?

2) Faça um esquema do experimento, identificando todo o aparato.

3) Coloque o passo a passo que se deve fazer para se determinar a viscosidade de um

fluido pelo método de Stokes.

4) A partir dos dados experimentais, calcule a viscosidade do óleo.


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5) Pesquise qual a viscosidade do óleo na temperatura em que se fez o experimento. Caso

não encontre, na mesma temperatura, informe qual a temperatura em que você

encontrou a viscosidade.

6) Calcule o erro experimental. Se houver diferença de temperatura, como descrito no

item anterior, comente esse fator.

7) Explique as possíveis fontes de erros.

8) Faça uma pesquisa sobre outros métodos de se determinar a viscosidade de líquidos.


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CAPÍTULO VII - Extração líquido-líquido

Objetivo

Realizar uma extração líquido-líquido para se determinar o teor de etanol em uma

amostra de gasolina.

Introdução

A gasolina é uma das frações do petróleo. Trata-se de uma mistura de

hidrocarbonetos de cadeias que podem variar de 6 (seis) a 12 (doze) átomos de carbono.

Seu principal constituinte é o iso-octano. Ela pode ser obtida por vários métodos, como

destilação fracionada, isomerização, alquilação e craqueamento catalítico. No Brasil

adiciona-se etanol (álcool etílico) à gasolina, com a finalidade, dentre outras, de reduzir as

emissões de poluentes oriundos da queima do combustível fóssil.

O teor de álcool etílico anidro na gasolina é fixado por portaria do Ministério da

Agricultura, conforme Decreto Nº 3.966/2001. O percentual máximo de álcool etílico

anidro adicionado à gasolina é de 25% desde 07/2007.

O álcool utilizado como combustível, nos postos de gasolina, é o etanol hidratado.

O etanol pode ser obtido por vários processos químicos, como do próprio petróleo, pela

fermentação da beterraba, como é feito na Europa, ou do milho, nos Estados Unidos. No

Brasil, o etanol é produzido a partir da cana-de-açúcar. A cana é processada em usinas,

passando por diversas operações como moagem, fermentação e destilação.


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Enquanto os compostos presentes na gasolina são moléculas apolares, o etanol é

uma molécula anfifílica, ou seja, possui uma parte polar e outra apolar.

Veja, no esquema a seguir, a molécula do etanol, destacando a calda, apolar, e a

cabeça, polar.

A parte polar da molécula é hidrofílica, ou seja, tem afinidade por água, enquanto a

parte apolar é hidrofóbica, ou seja, tem repulsão à água.

Devido a essa dupla afinidade, a molécula de etanol pode se misturar tanto com a

gasolina, que é apolar, quanto com a água, que é polar. No entanto, a contribuição

hidrofílica da molécula de etanol é superior à hidrofóbica. Dessa forma, quando se mistura

água com gasolina, a água consegue extrair o álcool presente na mistura.

Do ponto de vista das interações intermoleculares, as pontes de hidrogênio,

formadas entre a água e o álcool, são mais fortes do que as interações dipolo-dipolo,

presentes nas moléculas da gasolina. Vamos revisar um pouco essas interações.

As forças intermoleculares são forças existentes entre as moléculas de compostos

que formam ligações covalentes. Essas forças são bem mais fracas do que as ligações

químicas.

A Figura 7.1 ilustra a diferença entre uma ligação química e atração intermolecular.

CabeçaCH3-CH2- OH

Calda


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Figura 7.1. Ilustração da diferença entre ligação química e atração intermolecular

(Brown et al, 2005).

As forças intermoleculares podem ser do tipo: dipolo-dipolo, íon-dipolo, força de

dispersão de London e pontes/ligações de hidrogênio.

As forças dipolo-dipolo ocorrem em compostos polares, ou seja, compostos onde

existe uma diferença de eletronegatividade entre os elementos ligantes. As moléculas se

atraem quando o lado positivo de uma está próximo do lado negativo de outra. Ex: H-Cl

As forças do tipo íon-dipolo ocorrem entre compostos polares e na presença de

íons em suspensão. Esse tipo de força intermolecular é mais forte do que a dipolo-dipolo.

Ex: H-Cl em solução salina de Na+Cl-

As forças de dispersão de London ocorrem entre moléculas apolares. Um momento

de dipolo instantâneo, bastante pequeno, pode ser criado devido o movimento de elétrons

em um átomo ou molécula. Ex: N2, O2, CH4

As pontes ou ligações de hidrogênio são forças intermoleculares mais fortes. Elas

ocorrem em compostos polares onde a diferença de eletronegatividade é mais pronunciada.

É formada entre o hidrogênio (H) e outro elemento demasiadamente eletronegativo como

o Flúor, Oxigênio e Nitrogênio (F, O, N). Ex: H2O, HF


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Metodologia


Becker

Proveta de 100 mL, com tampa

Luvas

Óculos de segurança

Gasolina comum


CUIDADOS IMPORTANTES

Não acender ou ligar nenhum tipo de fonte de calor. Usar óculos

de proteção e luvas. Realizar o experimento na capela,

preferencialmente. Armazenar o efluente em recipiente que está

disponível no laboratório para que seja adequadamente tratado.

a) Colocar 50 mL de água na proveta de 100 mL, previamente limpa e seca,

observando a parte inferior do menisco;

b) Completar o volume até 100 mL com a amostra de gasolina. Faça isso

cuidadosamente para que as fases não se misturem;

c) Tampar de forma adequada a proveta;

d) Misturar as camadas de água e gasolina através de inversões da proveta. Segure

firme para evitar vazamentos;


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e) Manter a proveta em repouso até a separação das fases;

f) Anotar o aumento da camada aquosa, em mililitros.

Referências

BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química – A Ciência Central. 9ª ed.;

Pearson; São Paulo; 2006.

Exercícios

1) O que são forças intermoleculares?

2) Dê a definição de cada força intermolecular, citando um exemplo de cada.

3) Por que no Brasil se adiciona etanol à gasolina?

4) Faça uma pesquisa sobre extração líquido-líquido.

5) Qual dos líquidos tem maior densidade? Como você deduziu sua resposta?

6) Por que a água extrai o etanol da gasolina?

7) Qual o teor de etanol na gasolina em % e em mL de etanol/L de combustível?

8) Calcule o erro experimental, caso exista, baseado na percentagem de etanol

permitida na gasolina. Comente os possíveis erros.


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CAPÍTULO VIII - Soluções

Objetivos

Inteirar o aluno com os cálculos e preparo de soluções.

Introdução

Soluções são substâncias formadas pela mistura homogênea de dois ou mais

compostos químicos, sendo que a composição química é sempre a mesma ao longo de toda

a mistura. As soluções são constituídas de dois componentes: o soluto e o solvente.

Denomina-se soluto o composto que é dissolvido e solvente o composto que irá dissolver,

sendo que este último se encontra em maior quantidade.

Existem duas maneiras para se determinar qual componente é o soluto: deve-se

verificar o componente da solução que muda de estado físico ao ser misturado, ou então

verificar o composto que se encontra em menor porção na mistura.

A solubilidade das substâncias depende de vários fatores, dentre eles, o tipo de

soluto e de solvente. Em geral as substâncias inorgânicas são polares, enquanto as

orgânicas são apolares. Uma substância polar tende a dissolver-se num solvente polar. Uma

substância apolar tende a se dissolver num solvente apolar.

As soluções podem ocorrer nos três estados físicos da matéria: soluções sólidas,

líquidas e gasosas. Nas soluções sólidas todos os componentes devem estar no estado

sólido. Exemplo: ligas metálicas, como o aço.

Quando a solução é líquida o solvente tem que ser um líquido e o soluto pode ser:


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a. Sólido, como uma solução de hidróxido de sódio dissolvido em água;

b. Líquido, por exemplo, uma solução de álcool em água, e;

c. Gasoso, como a solução de HCl concentrada onde HCl(g) é borbulhado em água.

As soluções gasosas são formadas de compostos no estado gasoso. Exemplo: ar.

As soluções podem ainda ser classificadas com relação à quantidade de soluto em:

i. Soluções insaturadas – a quantidade de soluto presente é menor que o máximo

solúvel na quantidade de solvente considerada, também chamada de solução

diluída;

ii.

Soluções saturadas – a quantidade de soluto presente é exatamente o máximosolúvel na quantidade de solvente considerada, também chamada de solução

concentrada, e;

iii. Soluções supersaturadas – a quantidade de soluto presente é maior que o máximo

solúvel na quantidade de solvente considerada, também chamada de solução

instável, pois qualquer alteração irá provocar a precipitação do excesso de soluto.

A quantidade de soluto presente em uma solução é chamada de concentração.

Pode-se expressar essa quantidade de diferentes formas. A seguir são apresentadas as

principais expressões de concentração:

Concentração comum: indica a massa de soluto presente em cada litro de solução.

[C] = g/L

Título: é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução.

Molaridade: é a quantidade de matéria, em mols, de soluto presente em cada litro

de solução.

[ M ] = mol/L


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Fração molar: é a relação entre a quantidade de matéria em mols do soluto (ou de

solvente) e a quantidade de matéria em mols da solução.

ou X1 + X2 = 1

Molalidade: é a relação entre a quantidade de matéria em mols do soluto, e a

massa do solvente (em Kg).

Ao se preparar uma solução é preciso tomar os cuidados necessários para evitar

acidentes durante a adição do soluto, como também se deve prestar atenção à marcação de

calibração do recipiente de forma a não inserir erros na concentração da mesma.

Metodologia


Materiais Reagentes

Balões volumétricos Acido clorídrico (HCl)

Béqueres Hidróxido de sódio (NaOH)

Bastões de vidro

Espátulas

Funis simples

Pipetas

Pissetas

Pipetadores


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Preparo da solução de HCl 0,5 mol/L.

a)

Determine o volume necessário de ácido clorídrico concentrado para se preparar asolução na quantidade e concentração desejada. Atente para as informações no rótulo do

frasco do reagente;

b) Por questões de segurança (ver Capítulo I), coloque água destilada,

aproximadamente 1/3 da capacidade da vidraria, no balão volumétrico;

c) Na capela, coloque um valor aproximado de ácido concentrado em um becker e em

seguida, com o auxílio de um pipetador, transfira o volume de ácido concentrado,

determinado no item (a), para o balão volumétrico;

d) Espere o balão esfriar até a temperatura ambiente e complete, até o menisco, com

água destilada;

e) Faça uma homogeneização por inversão;

f)

Transfira a solução preparada para um frasco de vidro e rotule com os dados dasolução, número da turma, equipe e data;

Preparo da solução de HCl 0,1 mol/L.

a) Determine o volume necessário de solução matriz, preparada no passo anterior, e

transfira para o balão volumétrico, de capacidade desejada;

b) Complete com água destilada até o menisco, seguindo o procedimento de preparo

indicado anteriormente.


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Preparo da solução de NaOH 0,5 mol/L.

a) Determine a massa de hidróxido de sódio, necessária para preparar a solução, em

volume e concentração desejada. Atente para as informações no rótulo do frasco do

reagente;

b) Pese a massa determinada, em um becker limpo e seco;

c) Com a ajuda de um bastão de vidro, dissolva-o, no próprio becker, com água

destilada;

d) Transfira o conteúdo do becker para o balão volumétrico, e siga os procedimentos

de preparo de soluções;

e) Transfira a solução para um frasco de plástico e rotule, como mostrado no

procedimento anterior;

f) Guarde as soluções preparadas em um armário para utilização nas próximas

experiências.

Referências

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o

meio ambiente. 1ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p.



MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4ª ed. São Paulo:

Edgard Blücher, 1995, 582 p.


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Exercícios

1) O que é solução? Como se pode classificá-las?

2) Descreva o procedimento adequado para se preparar uma solução quando o soluto

é um líquido.

3) Descreva o procedimento adequado para se preparar uma solução quando o soluto

é um sólido.

4) Qual o procedimento para se preparar uma solução diluída a partir de uma solução

concentrada de uma determinada substância?

5)

Calcule o volume de HCl necessário para se preparar 250 mL de solução de HCl 0,5

mol/L, partindo de uma solução de HCl a 37% em massa e = 1,19 g/mL.

6) Calcule o volume de HCl necessário para se preparar 25 mL de solução de HCl 0,1

mol/L, partindo da solução de solução de HCl 0,5 mol/L.

7) Calcule a massa de NaOH necessária para se preparar 250 mL de solução NaOH

0,5 mol/L.

8) Converta HCl 0,5M para unidades de concentração comum, g/L.


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CAPÍTULO IX - Análise volumétrica

Objetivos

Familiarizar o aluno com a análise volumétrica, através da padronização da solução

preparada na prática anterior.

Introdução

A análise volumétrica consiste na medida de volumes de duas soluções que reagem

entre si. Uma delas apresenta concentração previamente conhecida, atuando como padrão

de medida; a outra contém a espécie de concentração desconhecida que se deseja analisar.

A solução padrão é adicionada gota a gota, por meio de uma bureta, à solução de

concentração desconhecida (contida num erlenmeyer). Este tipo de operação recebe o

nome de titulação.

Como não é possível visualmente perceber o ponto de equivalência, é necessário

que se utilize um indicador, no erlenmeyer, para indicar, através da mudança de cor, o

ponto final da titulação.

Indicadores, de um modo geral, são bases ou ácidos orgânicos fracos, apresentando

cores diferentes quando nas formas protonada ou não-protonada. Consequentemente, a

cor do indicador dependerá do pH.

A solução titulante deve ser preparada de um padrão primário, ou deve ser

previamente analisada a partir de um padrão primário.

O biftalato de potássio, por exemplo, é um sal de potássio do ácido ftálico, de

fórmula química KHC8H4O4 ou C8H5KO4. Esse composto apresenta características de um

http://pt.wikipedia.org/wiki/Pot%C3%A1ssiohttp://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_ft%C3%A1licohttp://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_qu%C3%ADmicahttp://pt.wikipedia.org/wiki/Pot%C3%A1ssiohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Carbonohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Carbonohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAniohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAniohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAniohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAniohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Carbonohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Pot%C3%A1ssiohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Pot%C3%A1ssiohttp://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_qu%C3%ADmicahttp://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_ft%C3%A1licohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Pot%C3%A1ssio


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padrão primário, pois é um sólido estável ao ar e a luz, não higroscópico e de alta massa

molecular, 204,2212 g/gmol, sendo fácil de ser pesado precisamente.

Metodologia


Materiais/Quantidade Reagentes

Becker de 50 mL – 02 Solução de ácido clorídrico preparada no experimento anterior

Bureta de 25 mL – 01 Solução de hidróxido de sódio, previamente padronizada

Erlenmeyer de 125 mL – 01 Indicador ácido-base - solução de fenolftaleína 1%

Garra para bureta – 01 Biftalato de potássio

Suporte para bureta – 01

Conta gotas – 01

Pipeta de 10 mL – 01


1ª Parte: Padronização da solução NaOH preparada na aula anterior.

a) Encha a bureta com a solução titulante - solução de biftalado de potássio,

previamente preparada;

b)

Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução até o desaparecimento de bolhas;

c) Complete o volume com a solução e zere a bureta;

d) Junte 20 mL da solução a ser analisada - solução de hidróxido de sódio preparada

no experimento anterior - e transfira para um erlenmeyer de 125 mL;

e) Adicione duas gotas do indicador - solução de fenolftaleína;

http://pt.wikipedia.org/wiki/Padr%C3%A3o_prim%C3%A1riohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Padr%C3%A3o_prim%C3%A1rio


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f) Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a solução da base seja

adicionada gota a gota ao erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea

persistente.

g) Anote o valor de solução de biftalato de potássio gasto na titulação.

2ª Parte: Análise da solução HCl preparada na aula anterior.

a) Encha a bureta com a solução titulante - solução de hidróxido de sódio,

previamente padronizada;

b) Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução até o desaparecimento de bolhas;

c) Complete o volume com a solução e zere a bureta;

d) Junte 20 mL da solução a ser analisada - solução de ácido clorídrico preparada no

experimento anterior - e transfira para um erlenmeyer de 125 mL;

e) Adicione duas gotas do indicador - solução de fenolftaleína;

f) Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a solução da base seja

adicionada gota a gota ao erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea

persistente.

g) Anote o valor de solução de hidróxido de sódio gasto na titulação.

Referências

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o

meio ambiente. 1ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p.

MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4ª ed. São Paulo:

Edgard Blücher, 1995, 582 p.


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JEFFERY, G. H. et al. Análise Química Quantitativa. 5ª ed. Editora Guanabara Koogan

S/A. Rio de Janeiro, 1992.

Exercícos

1) O que é titulação e qual sua finalidade?

2) Para que serve um indicador?

3) Faça um esquema do experimento identificando todo o aparato.

4) Explique quando se deve suspender a adição de solução padrão em uma titulação.

5) Calcule a concentração verdadeira de HCl.

6) Calcule o erro experimental e comente o resultado.


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Unidade III


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CAPÍTULO X - Calorimetria

Objetivos

Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, o calor específico de um metal e o

calor de formação para um mol de água.

Introdução

Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa transformação. O aparelho

utilizado nessa medida é o calorímetro, sendo o mais simples deles, o calorímetro de água.

Quando uma transformação ocorre no interior de um calorímetro de água, a água que ele

contém sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo-se a elevação ou abaixamento da

temperatura dessa massa de água, é possível determinar a quantidade de calor liberada ou

absorvida na transformação através da expressão:

Q = m.cp. T

onde:

Q = quantidade de calor liberado ou absorvido (J ou cal);

m = massa da substância (g);

cp = calor específico da substância a pressão constante (J/g °C ou cal/g °C);

T = variação de temperatura (°C).


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a) Determinação da capacidade calorífica ou equivalente em água do calorímetro (C)

Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que está

sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração.

A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de

água fria e quente.

Capacidade térmica ou capacidade calorífica(C) é a grandeza física que determina o calor

que é necessário fornecer a um corpo para produzir neste uma determinada variação de

temperatura. Ela é medida pela variação da energia interna necessária para aumentar em um grau

a temperatura de um material. A unidade usada no SI é J/K (Joule por Kelvin).

Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se uma

determinada quantidade de água (mágua fria ) a uma determinada temperatura (tágua fria ) em seu

interior e mis

Apostila Laboratorio Quimica Geral

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