Apostila Quimica I Versão 2011

Faculdade de Tecnologia de São Paulo

Coordenadoria de Materiais Processos e Componentes Eletrônicos

Caderno de Laboratório para o Curso de Tecnólogia em Materiais Processos e

Componentes Eletrônicos

Profa. Ana Neilde Rodrigues da Silva

agosto de 11

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QUÍMICA – I

Critério de Avaliação

O conceito final é composto pela soma da media das provas e da media dos relatórios e da media dos testes como descritos a seguir:

Provas: P1 e P2

RELATÓRIOS: R1 ……. RN

TESTINHOS: T1 ……. TN

MÉDIA FINAL: 0,5(MP) + 0,4(MR) + 0,1(MT)

Se NF < 6,0 REPROVADO COM C

Se 6,0 ≤ NF < 7,5 APROVADO COM B

Se 7,5 ≤ NF < 9,0 APROVADO COM A

Se 9,0 ≤ NF ≤ 10 APROVADO COM E

BIBLIOGRAFIA

1. Atkins, P. e Jones, L. “Princípios de Química”, Ed. Bookman, 2002. (www.whfreeman.com/chemistry)

2. Russel, J. B. “Química Geral”. MacGraw-Hill.

3. Novais, V. “Química Geral”. Volume único – 2o. Grau. Ed. Atual.

4. Feltre, R. “Química Geral”. Volume Único – 2o. Grau. Ed. Atual.

5. T. L. Brown, H. E. Lemay, Jr. B. E. Bursten, “Química: Ciência Central”, Ed. Pearson / Prentice Hall, 2005. 9° edição (www.prenhall.com/brown_br )

Faltas

Quem faltar às duas primeiras aulas de laboratório ou três aulas não consecutivas, não terá nota de laboratório

Não será permitido a entrada no laboratório sem avental e sem o caderno de práticas de laboratório

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Calendário de Práticas, Testes, Provas de Laboratório e Provas Teóricas de Química I (2° semestre de 2011)

DATA 02/08 09/08 16/08 23/08 06/09 13/09 20/09 27/09 04/10 11/10 18/10 25/10 01/11 08/11 22/11 29/11 06/12 13/12

Apresentação do Curso

Noções de segurança e procedimento em laboratório X

Vidrarias e materiais de laboratório

X

Teste de chama X

Teoria: soluções X

Preparo de soluções X

Caracterização de soluções X

Teoria: equilíbrio, pH X

Curvas de pH X

Prova teórica laboratório X

Ligações químicas X

Oxidação e redução X

pilha X

eletrólise X

Prova de lab X

Reposição de lab X

Provas de Laboratorio: P1: 04/10 P2: 29/11

Provas Teoria: P1: 27/09 P2: 06/12 Sub: 13/12

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Experimento 1 – Materiais de Laboratório

Objetivo

Conhecer os equipamentos, materiais e as técnicas de medida de volume utilizados em laboratório de química.

Introdução

Nos trabalhos de laboratório, as medidas de volume aproximadas são efetuadas rotineiramente em provetas graduadas e de um modo mais grosseiro, em béqueres em escala. As medidas volumétricas de precisão, são realizadas utilizando aparelhos volumétricos precisos (balão volumétrico, pipetas volumétricas e graduadas e buretas). A prática de análise volumétrica requer a medida de volumes líquidos com elevada precisão. Para efetuar tais medidas são empregados vários aparelhos, que são classificados em duas categorias:

Categoria 1: aparelhos calibrados para dar escoamento (to deliver) a determinados volumes. Por exemplo: pipetas e buretas. As pipetas são de dois tipos: Volumétricas ou de transferência, são um tubo de vidro com um bulbo na parte central com um traço de aferição na parte superior. As pipetas graduadas, como o próprio nome diz, são um tubo de vidro com graduação de acordo com o volume que pode medir. Geralmente são de menor precisão que as pipetas volumétricas. Veja a figura 1.

As buretas servem para medir volumes varáveis de líquidos. São constituídas de um tubo de vidro calibrado e graduado. Possuem uma torneira para permitir o controle do escoamento. Veja a figura 1 c).

a) b) c)

Figura 1: a) pipeta graduada; b) pipeta volumétrica; c) bureta

Figura 2: Pipetador de borracha

Para encher um pipeta, Coloca-se a ponta da pipeta no líquido que se quer medir e faz-se a sucção com uma pêra de borracha, (veja figura 2) mantendo sempre a ponta abaixo do nível do líquido, caso contrário ao se fazer a sucção o líquido alcança a pêra. A sucção deve trazer o líquido um pouco acima do traço de aferição e escoa-lo lentamente até o menisco (zero). Para escoar o líquido, deve-se colocar a pipeta na posição vertical com a ponta encostada na parede do recipiente, deixa-se escorrer o líquido e espera-se de 15 a 20 segundos e então retira-se a gota aderida a ponta da pipeta. Não se deve soprar uma pipeta.

Para utilizar corretamente uma bureta deve-se seguir as seguintes recomendações:

Fixar a bureta limpa, seca e vazia em um suporte universal.

Lavar duas vezes a bureta com 5 ml do reagente que será medido. Este é adicionado na bureta por meio de um funil (se a bureta já tiver um funil próprio não é necessário usar um externo) e cada porção deve ser escoada totalmente antes de uma nova adição.

Enche-se a bureta até um pouco acima do zero da escala, abre-se a torneira para encher a ponta e expulsar o ar. Deixa-se escoar o líquido até ajustar o menisco na escala. Quando se calibra uma

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bureta, deve-se tomar o cuidado de eliminar todas as bolhas de ar existentes no interior do instrumento.

Em seguida, transferir gota a gota os primeiros 25 ml. Marcar o tempo transcorrido. Ler o volume escoado. Aguardar 30 segundos e ler novamente o volume do líquido. Repetir a operação para o volume do líquido restante na bureta. Comparar os resultados.

Categoria 2: Aparelhos calibrados para conter (to contain) determinados volumes. Por exemplo: balões volumétricos (figura 3). Os balões volumétricos são balões de vidro de fundo chato e gargalo longo, providos de rolhas de vidro esmerilhadas. O traço de referencia marcando o volume pelo qual o balão foi calibrado é gravado sobre o gargalo. Assim quando for fazer a medida a parte inferior do menisco tem que coincidir com o plano do circulo de referência. Os balões volumétricos são usados principalmente na preparação de soluções de concentração conhecida.

As medidas de volume de líquidos usando qualquer um destes aparelhos pode ter erros devido a:

ação da tensão superficial sobre a superfície dos líquidos

dilatação e contração provocadas pela variação de temperatura

calibração imperfeita do aparelho

erros de paralaxe

Dentre todos os erros descritos, os erros de paralaxe são os mais comuns, que é na verdade a leitura errada do volume do líquido. Para evitar cometer este tipo de erro, a leitura de um determinado volume de líquido deve ser feita na altura dos olhos, sempre pela parte inferior do menisco.

Figura 3: balão volumétrico As demais vidrarias usadas para realizar diferentes processos em laboratório de química são:

Balão de fundo chato

Utilizado como recipiente para conter líquidos ou soluções, ou mesmo, fazer reações com desprendimento de gases. Pode ser aquecido sobre o tripé com tela de amianto.

Balão de fundo Redondo

Utilizado principalmente em sistemas de refluxo e evaporação a vácuo, acoplado a evaporador.

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 sob a chama do bico de bünsen.

Béquer

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 a tela de amianto.

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Erlenmayer

Utilizado em titulações, aquecimento de líquidos e para dissolver substâncias e proceder reações entre soluções.

Kitassato

Utilizado em conjunto com o funil de buchner em filtrações a vácuo.

Funil de buchner

Utilizado em filtrações a vácuo. Pode ser usado com a função de filtro em conjunto com o kitassato.

Funil de separação

Utilizado na separação de líquidos não miscíveis e na extração líquido/líquido.

Condensador

Utilizado na destilação, serve para condensar vapores gerados pelo aquecimento de líquidos.

Proveta

Serve para medir e transferir volumes de líquidos. Não pode ser aquecida.

Cadinho

Gralmente de porcelana é usado para aquecer substâncias a seco e com grande intensidade, por isto pode ser levado diretamente ao bico de bunsen.

Almofariz com pistilo

Usado na trituração e pulverização de sólidos.

Cápsula de porcelana

Peça de porcelana usada para evaporar líquidos das soluções.

Anel

Usado como suporte do funil na filtração.

Estante para tubo de ensaio

É usada para suporte de os tubos de ensaio

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Suporte universal

Utilizado em operações como: filtração, suporte para condensador, bureta, sistemas de destilação etc. Serve também para sustentar peças em geral.

Cápsula de porcelana

Peça de porcelana usada para evaporar líquidos das soluções.

Anel

Usado como suporte do funil na filtração.

Estante para tubo de ensaio

É usada para suporte de os tubos de ensaio

Bico de Bunsen

É a fonte de aquecimento mais utilizada em laboratório. Mas contemporaneamente tem sido substituído pelas mantas e chapas de aquecimento.

Tripé

Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto com a tela de amianto.

Tela de Amianto

Suporte para as peças a serem aquecidas. A função do amianto é distribuir uniformemente o calor recebido pelo bico de bunsen.

Pisseta ou frasco lavador

Usada para lavagens de materiais ou recipientes

através de jatos de água, álcool ou outros

solventes.

Pinça de madeira

Usada para prender o tubo de ensaio durante o aquecimento.

Garra de condensador

Usada para prender o condensador à haste do suporte ou outras peças como balões, erlenmeyers etc.

Pinça Metálica

Usada para manipular objetos aquecidos.

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Parte Experimental – Experimento 1

Materiais e Reagentes

Béquer com escala

Erlenmeyer com escala

Proveta com escala

Pipeta graduada com pipetador de borracha

Bureta

Balão volumétrico

Tubos de ensaio

Pisseta

Procedimento experimental

1. Medir 50 ml de água em um béquer e transferir para a proveta. Verificar medida na escala.

O que observa:

2. Medir 50 ml de água em um erlenmayer e transferir para a proveta. Verificar medida na escala.

3. Faça a calibração de um bureta como descrito acima. Em seguida encha a bureta com água (acertando o menisco e verificando se não há bolhas de ar no interior do instrumento). Transferir o volume da bureta para um béquer. Comparar as escalas.

4. A seguir encha a bureta novamente com água e transfira uma proveta. Comparar as escalas.

5. Pipetar 10 ml de água usando a pipeta volumétrica. Transferir para a proveta. Comparar a precisão na escala.

Pipetar, com a pipeta graduada, 1 ml, 2 ml, 5 ml, 1,5 ml, 2,7 ml, 3,8 ml e transferir os v

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Questões:

Faça o fluxograma do procedimento.

Defina vidraria “TC” e vidraria “TD”. Em que situações se aplicam cada uma delas?

Quais são os erros mais comuns cometidos durante a medida de volumes usando vidraria graduada? Como evita-los?

Qual das vidrarias de medida de volume é a mais adequada para preparar soluções: bequer, proveta ou balão volumétrico? Porque?

É conveniente submeter a vidraria graduada a variações de temperatura? Porque?

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Experimento 2: Teste de chama

Objetivos:

Identificar, por meio da cor produzida na chama, alguns cátions metálicos

Observar o fenômeno de emissão luminosa por excitação e correlacionar com o modelo atômico de Bohr

Verificar a distribuição eletrônica dos elementos

Reconhecer os limites do modelo de Bohr

Reconhecer o caráter quântico dos elétrons

Tomar contato com as regiões do espectro eletromagnético

Introdução teórica

Um modelo atômico é uma representação que procura explicar sob o ponto de vista da ciências, fenômenos relacionados a estrutura da matéria e as formas como ela se expressa. Ele visa dar uma explanação sobre a estrutura microscópica da matéria e deve ser capaz de prever outros fenômenos associados a ela. A partir do modelo atômico de Bohr, ficou estabelecido que os átomos possuem regiões específicas disponíveis para acomodar seus elétrons – as chamadas camadas eletrônicas.

Os postulados de Bohr

Usando os conceitos quânticos desenvolvidos para a luz, Bohr propõe os seguintes postulados para o átomo:

O elétron move-se em orbitais circulares em torno do núcleo do átomo

A energia total de um elétron (potencial + cinética) não pode apresentar qualquer valor, mas sim, valores múltiplos de um quantum.

Figura 1:

Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron e ele não emite energia ao percorre-las.

Quando o elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve um quantum de energia.

No estado fundamental (de menor energia), os elétrons ocupam os níveis mais baixos de energia possíveis. Quando um átomo absorve energia de uma fonte externa, um ou mais elétrons absorvem essa energia e pulam ara níveis mais energéticos (externos). Neste caso, dizemos que o átomo encontra-se em um estado excitado (figura 2).

Figura 2: Absorção de energia pelo elétron

O elétron absorve uma quantidade E de energia (E = E2-E1) e pula para um nível mais externo de energia (E2). Se a quantidade de energia for menor que E, o elétron permanece em sua camada. O átomo no estado excitado encontra-se numa situação em que existe espaço livre em níveis mais baixos. Desse modo, o elétron excitado ou algum outro que esteja em níveis acima do espaço livre pode cair deste nível mais externo para ocupar o espaço livre. O átomo então, volta ao estado normal de energia (figura 3) Segundo Bohr, um elétron jamais poderia permanecer entre duas órbitas tidas como permitidas.

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Figura 3: Emissão de energia pelo elétron

Nesse caso ocorre emissão de energia na forma de radiação eletromagnética. Como os átomos poder ter diferentes camadas podem ocorrer diferentes transições eletrônicas (absorção ou emissão), e cada uma dessas possíveis transições envolve valores bem definidos de energia. Quando essas emissões ocorrem na região do visível, podemos ser testemunhas oculares delas.

O teste de chama baseia-se nos princípios do modelo de Bohr, de que quando uma certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico, alguns elétrons da camada de valência absorvem essa energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um ou mais elétrons excitados retornam ao estado fundamental, eles emitem uma quantidade de energia radiante igual aquela absorvida, cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança de nível eletrônico de energia. O quadro I mostra alguns exemplos.

Quadro I: Energia radiante caracteristica emitida pelos elementos

Elemento Cálcio Estrôncio Bário Sódio Potássio

Cor Vermelho tijolo Vermelho carmim

Verde amarelado

Amarelo alaranjado

Violeta claro

Assim, a luz de um comprimento de onda particular ou cor, pode ser utilizado para identificar um referido elemento.

Para tanto, basta utilizar um bico de bunsen bem ajustado para produzir uma chama azul e um fio metálico preso a um bastão de vidro ou madeira, para testar o material.

O espectro eletromagnético

A luz é uma espécie de energia radiante que compõe o espectro eletromagnético. A luz branca que enxergamos (uma mistura de varias cores indo desde o violeta, de maior energia, ate o vermelho, de menor energia) é apenas um pequeno pedaço do espectro eletromagnético. A figura 4 mostra o espectro eletromagnético dando destaque a região do visível.

Figura 4: Espectro eletromagnético

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Parte Experimental - Experimento 2

Grupo:

Materiais e reagentes

6 tubos de ensaio

1 fio metálico (platina ou cobre)

soluções de cloreto de cálcio, cloreto de estrôncio, cloreto de bário, cloreto de sódio, cloreto de potássio.

Acido clorídrico concentrado

Procedimento Experimental

Acenda o fogo do bico de bunsen e calibre a entrada de ar para obter uma chama azulada e quase transparente.

Limpe o fio que será utilizado no experimento aquecendo-o em rubro na chama do bico de bunsen após telo mergulhado numa solução de acido clorídrico concentrado. Esse processo dever ser repetido varias vezes ate que o fio, quando aquecido, não apresente coloração à chama.

Mergulhe o fio na solução da amostra a ser analisada (de concentrações 1,0 mol/L), leve o mesmo até a chama, e observe a coloração da chama. Anote o resultado.

Apos cada ensaio, o fio de platina deverá ser limpo imergindo-se o mesmo em ácido clorídrico concentrado e aquecendo na chama até que não se observe cor.

Obs: Os cloretos são mais voláteis e por isso misturando os composto com um pouco de acido clorídrico concentrado consegue-se obter melhores resultados. A observação por meio de um filtro azul elimina a cor amarela do sódio o que permitira distinguir melhor os outros elementos, em especial o potássio. O teste de chama não é, por si só, conclusivo para identificação deste íons, todavia, é um ótimo complemento para o teste de precipitação.

Cuidados:

Os sais de bário e de cobre são nocivos a saúde.

O ácido clorídrico concentrado e corrosivo.

Questões

Quais os postulados do modelo de Bohr?

Estes testes são conclusivos para identificar um elemento?

Quando uma espécie não apresenta coloração ao ser colocada na chama, podemos afirmar que não está ocorrendo transição eletrônica? Justifique.

Usando o sódio como exemplo (emite na região do amarelo), qual é o ΔE (ΔE=hν) dos elétrons que estão sofrendo transição eletrônica? Dados: h=4,13 x 10-15 eV.s e c=3x108 m/s, λNa = 589,5 nm.

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Experimento 3: Preparação de Soluções Químicas

Objetivo

Preparar soluções de concentração conhecida.

Introdução

A maioria dos métodos de análise química passa pelo preparo de soluções. Portanto, é importante conhecer os diversos modos de expressar a concentração das soluções, fazer os cálculos necessários para o seu preparo e saber trabalhar adequadamente na balança analítica e com as vidrarias utilizadas no preparo de uma solução.

Definimos dispersão como a mistura entre duas ou mais substâncias. Uma dispersão é constituída de duas porções, dispersante e disperso.

Dispersante: É a porção da dispersão em maior quantidade

Disperso: É a porção da dispersão em menor quantidade.

Uma dispersão será chamada solução, quando disperso possuir um diâmetro médio inferior a 1nm.

1 nm (Nanômetro) = 10 – 9 m (metros).

Classificação das dispersões

Quando ao tamanho médio das partículas dispersas:

Solução verdadeira ou Solução: x < 1 nm Ex: água e sal, água e açúcar, água e álcool

Solução coloidal: 1 < x < 100 nm. Ex: gelatina, goma de tacaca, tinta.

Solução Grosseira ou Suspensão x > 100 nm Ex: água e areia,

Quanto a concentração:

Diluída : é quando se tem pouco soluto em relação ao solvente (M = 0,1 n / ℓ)

Concentrada: É quando se tem muito soluto em relação ao solvente.

Quanto a saturação:

Insaturada: Contém menos soluto que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade.

Saturada: Contém quantidade de soluto igual ao estipulado pelo coeficiente de solubilidade.

b.1) Saturada sem corpo de fundo: sem deposição de soluto no fundo do recipiente.

b.2) Saturada com copo de fundo: com deposição de soluto no fundo do recipiente.

Supersaturada: Contém quantidade de soluto no fundo do recipiente

Solução é uma mistura homogênea com pelo menos um tipo de substância (soluto) dissolvida em outra (solvente).

Soluto: É aquele que se encontra em menor quantidade

Solvente: É aquele que se encontra em maior quantidade.

Uma solução pode ser feita entre:

Um gás em gás

Um gás em líquido

Um líquido em líquido

Um sólido em líquido

Um sólido em sólido

Um líquido em gás

Líquido em sólido

Sólido em gás

Exemplos: Ar

refrigerantes → CO2 + líquido

água → O2 + H2O

álcool

sal de cozinha em água

aço → ferro + carbono

ouro 18 quilates: 18 partes de Au e 6 partes de Ag

latão → cobre + zinco

bronze → cobre + estanho

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As diferentes maneiras de expressar concentração

Concentração comum(C) É a relação entre a massa de soluto ( em grama ) e o volume da solução (em litro)

)/g( soluçãoda volume

solutode massaC l=

Molaridade ou concentração Molar (M) É a razão entre o nº de mols de soluto o volume da solução em (litro).

)/mol( soluçãoda volume

(n) matéria de quantidade M l=

Titulo- (T) = É a razão entre massa de soluto e massa de solução.

)2(m soluçãoda massa)1(m solutodo massa

=τ

Fração molar (x) = É a relação entre o nº de mols de soluto ou solvente e o nº de solução

)

)

2(n soluçãoda mols de numero1(n solutodo mols de numero

=x

Normalidade (N) = É a razão entre o nº de equivalentes de soluto e o volume da solução (em litro)

)/()

) litromolN(V soluçãoda volume

(Eq solutodo grama-esequivalent de numero =

Densidade de uma solução é dada pela razão entre as massa da solução e volume da mesma.

)/()

lg(V) soluçãoda volume

(m soluçãoda massa d 2=

Diluição: Consiste em reduzir a concentração de uma solução pela adição de solvente puro na solução.

C1 .V1= C f . V f N1 .V1= N f .V f M1 .V1= M f .V f

Solubilidade

É a quantidade máxima de uma substância capaz de se dissolver em uma quantidade fixa de solvente, a uma certa pressão e temperatura.

Ao atingir a solubilidade entre o soluto/solvente, o excesso de soluto não se dissolverá.

No caso do solvente ser um líquido, o excesso de soluto (sólido) se depositará no fundo do recipiente. Se o solvente for um sólido, o soluto (sólido) formará um aglomerado do material.

Compostos solúveis e poucos solúveis:

1 - todos os ácidos inorgânicos são solúveis.

2 - todos os compostos dos metais grupos IA são solúveis. Exceção: alguns compostos de Li.

3 - todos os nitratos (NO3-) são solúveis.

4 - a maioria dos acetatos (CH3COO-) são solúveis.

5 - a maioria dos sulfatos (SO42-) são solúveis. Exceções: CaSO4, SrSO4, BaSO4, PbSO4, Ag2SO4 e

Hg2SO4 são pouco solúveis.

6 - a maioria dos haletos comuns (sais contendo íon halogênio negativo) são solúveis. Exceções: AgCl, AgBr, AgI, MgF2, CaF2, SrF2 e BaF2.

7 - A maioria dos carbonatos (CO32-), cromatos (CrO4

2-), fosfatos (PO43-) são pouco solúveis.

8 - A maioria dos hidróxidos (OH-) são pouco solúveis. Exceções: NaOH, KOH, Sr(OH)2 E Ba(OH)2

O uso popularizou várias formas de expressar a concentração das soluções, dependendo da grandeza utilizada para medir o soluto e a solução (soluto + solvente).

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Os químicos atualmente preferem a relação entre a quantidade de matéria (mol) do soluto e o volume (L)

da solução, portanto, mol.L-1, conhecida também por concentração molar ou molaridade.

Utilização de equipamento – A Balança analítica

Um procedimento comum em laboratório é a medida de massa. Muitas análises químicas baseiam-se na determinação exata da massa de uma amostra, ou de uma substancia sólida obtida da amostra (análise gravimétrica), ou na medida do volume de uma solução padrão cuidadosamente preparada (que contém massa exatamente conhecida de soluto) que reage com a amostra (análise tritimétrica).

O peso de um determinado objeto é a resultante da atuação da força de atração gravitacional, que é exercida sobre ele:

w = m.g onde w é o peso do objeto, m a massa do objeto e g a aceleração devida a gravidade. Como a atração gravitacional sofre variações sobre a superfície da terra, tais como as variações de altitude e latitude, o peso de um objeto também é variável, enquanto a sua massa é constante. É costume empregar o termo “peso” no lugar de massa, e é neste sentido que o termo peso é empregado em análises químicas.

Atualmente o instrumento de medida de massa padrão é a balança eletrônica, que proporciona comodidade às pesadas, maior independência em relação a falhas mecânicas e menor sensibilidade em relação as vibrações. As balanças eletrônicas operam pela aplicação de uma força eletromagnética de restauração ao suporte no qual o prato está fixo. Assim, quando um objeto for colocado sobre o prato da balança, o deslocamento do suporte é anulado pela ação desta força. A maioria das balanças incorpora uma tara, que permite o desconto automático do peso de qualquer recipiente utilizado para conter a amostra, de modo que quando se coloca a amostra a ser pesada no recipiente a balança registra apenas o valor da massa que vai sendo adicionado a amostra.

Massa de referência: Para trabalhos científicos, o padrão fundamental de massa é o quilograma internacional, que é a massa de um cilindro de liga platina-irídio feito em 1887 e depositado no Bureau International des Poids et des Mesúres, em Paris. Mas a unidade de massa que é quase universalmente utilizada é a grama, que corresponde a milésima parte do quilograma padrão.

Cuidados necessários ao usar a balança

Qualquer que seja o modelo de balança utilizado, é sempre necessária a devida atenção à maneira correta de utilização. Os cuidados listados a seguir aplicam-se especialmente às balanças eletrônicas:

Nunca exceder a carga máxima da balança. Verifique sempre a carga máxima da balança que você está utilizando.

Manter a balança limpa. Antes e após o uso, a balança deve ser delicadamente limpa para remover o pó ou outras substâncias com um pano macio e que não solte felpas, ou com um pincel macio. Este procedimento deve ser feito com o equipamento desligado.

Nunca pegar com os dedos os objetos a serem pesados, usar uma pinça ou um papel seco e limpo.

Deixar que o objeto a ser pesado atinja a temperatura da balança antes da pesagem. Case tenha que pesar um material que tenha sido aquecido, deixe que esfrie cerca de 30 minutos antes de proceder a pesagem. Este tempo é estimado e depende do tamanho do objeto e da temperatura a que foi aquecido.

Nunca colocar as amostras diretamente sobre o prato da balança. As substâncias devem ser pesadas em recipientes apropriados, como por exemplo: pesa filtros, pequenos béqueres ou erlenmeyers ou vidros de relógio.

Nunca deixe nada sobre o prato da balança, uma vez terminada a pesagem remover imediatamente qualquer substância que tenha sido derramada.

Evite expor a balança a atmosfera corrosiva.

Não deixe aparelhagem aglomerada sobre a bancada. Se algum equipamento ou vidraria não estiver sendo usado, deve ser colocado no armário em seu respectivo lugar.

O processo de pesagem inclui os seguintes cuidados:

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Com o aparelho desligado, limpar o prato da balança

Ligar a balança na tomada, certificando-se antes que a voltagem da rede é a voltagem correta para a balança!

Ligar a balança e aguar estabilização da leitura. Você vai ler 0,00 no mostrador digital.

Proceder a “tara” do instrumento (zeragem). Colocar sobre o prato o recipiente que conterá a amostra a ser pesada. Pressionar o botão correspondente a “tara”e esperar aparecer 0,00 no mostrador digital.

Adicionar ao recipiente, com cuidado, o volume de reagente previamente calculado a ser pesado. Anotar o valor obtido, retirar o recipiente do prato da balança, “zerar”novamente a balança e caso não vá mais usa-la desligar e guardar o equipamento.

Como preparar a solução:

A. Quando o reagente for um sólido: Pese o béquer seco e vazio. Na balança analítica existe um botão de “tara”, esse botão zera a balança descontando o peso do béquer.

Em seguida, coloque dentro do béquer o reagente escolhido até atingir a massa necessária para preparar 50,0 ml de solução 1 molar.

Dissolver essa massa em aproximadamente 20 ml de água destilada ou deionizada em um béquer de 50,0 ml (se for necessário para facilitar a dissolução aquecer a água), agitar com bastão de vidro até dissolução total. Se a solução foi aquecida deixar esfriar.

Transferir o volume para um balão volumétrico de 50,0 ml.

Lavar internamente o béquer usando a pisseta com pequenos jatos de água e transferir o volume de água para o balão volumétrico. Continuar esta operação até completar o volume do balão volumétrico. Agitar o balão para homogeneizar a solução.

Transferir a solução para o frasco estoque.

B. Quando o soluto for um líquido: Colocar em um balão volumétrico de 50,0 ml, cerca de 20 ml de água destilada.

Pipetar o volume da solução concentrada (que você calculou antecipadamente) e transferir diretamente para o balão volumétrico, deixando a solução escorrer pelas paredes do balão.

Completar o volume com água destilada até a marca de 50 ml.

Agitar o balão volumétrico para homogeneizar a solução.

Diluição de soluções

Pipete 5,0 ml da solução 1 molar para um balão volumétrico de 50,0 ml

complete o volume com água destilada, até a marca de 50,0 ml. Agite o balão volumétrico.

Repita este procedimento para todas as outras soluções preparadas.

Pipete agora 5,0 ml da solução recém diluída e transfira para outro balão volumétrico de 50,0 ml

Complete o volume com água destilada até a marca de 50 ml. Agitar o balão volumétrico.

Repita este procedimento para as outras soluções preparadas.

Reserve as soluções preparadas para serem usadas no próximo experimento.

Referências Bibliográficas

Moore, W.,J.; “Físico-Química”, Ed. Edgar Blucher, 4a. Ed. Vol.2. São Paulo, 1976.

Vogel, A.; “Análise Química Quantitativa”; Ed. Guanabara-Koogan, 5a. Ed., São Paulo, 1989

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Grupo:


Você vai preparar 50 mL de solução com concentração de 1 mol por litro ou 1 molar usando um reagente sólido e 1 reagente líquido da lista abaixo.

Material e Reagentes:

Para preparar a solução você vai precisar:

balança analítica

béquer de 50 ml,

balão volumétrico de 50,0 ml

bureta de 10 ml

bastão de vidro

Reagentes sólidos (em forma de sal) Iodeto de Potássio: KI

nitrato de Prata: AgNO3

Cloreto de sódio: NaCl

Sulfato de Cobre (CuSO4)

Sulfato de Zinco (ZnSO4)

Sulfato de Níquel (Ni SO4)

Sulfato de Chumbo (Pb SO4)

Hidróxido de sódio: NaOH (lentilhas)

Reagentes Líquidos (em forma de solução) Ácido clorídrico (HCl), d=1,19 g/cm3 a 25°C e 37 % em massa

Ácido acético glacial (CH3COOH), d=1,05 g/cm3 a 25°C e 99 % em massa

Hidróxido de amônio (NH4OH), d=0,90 g/cm3 a 25°C e verificar no frasco a % em massa


Solução 1 mol/L de um soluto sólido calcule a massa de um mol de reagente:

Calcule a massa necessário para preparar 50 mL de solução:

Siga o procedimento descrito no item 2.6 A


16

Preparo da solução 1 mol/L de um soluto líquido calcule a massa de um mol de reagente

a partir da massa calculada no item 1, calcule o volume de um mol de reagente

corrija o volume necessário considerando a concentração do reagente no frasco original.

calcule o volume para preparar 50 mL de solução

Siga o procedimento descrito no item 2.6. B.

Faça o fluxograma do procedimento

Questionário

O que é uma dispersão? E o dispersante? E o disperso? como se classificam as dispersões? Cite exemplos.

Como se classificam as soluções? Explique e exemplifique cada caso.

O que é a concentração de uma solução? Quais as várias maneiras de exprimi-las? Exemplifique cada uma.

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Como podemos encontrar a quantidade de matéria de uma substância? E o número de equivalentes (ácidos, bases, sais)? Dê exemplos.

O que é molaridade? E fração molar? Qual a razão entre a fração molar do solvente e do soluto?

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Experimento 4: Caracterização de soluções

Objetivos

Relacionar as propriedades das soluções com a concentração e o tipo de soluto.

Introdução

Utilização do Medidor de pH (peagâmetro)

A determinação do valor de pH de uma solução usando um peagâmetro (medidor de pH), é chamada de potenciometria direta e é a técnica mais utilizada, tanto em laboratórios de pesquisa como nos mais diversos ramos industriais. Esta técnica baseia-se na medida da f.e.m (força eletromotriz) de uma célula galvânica (pilha) composta de dois eletrodos, um eletrodo indicador que é sensível a espécie química que se busca conhecer, e um eletrodo de referencia que possui potencial constante. O princípio básico do funcionamento de um eletrodo numa célula galvânica, pode ser estabelecido quando se tem um metal M0, imerso em uma solução contendo seus próprios íons Mn+: 0n MneM →+ −+ , pois passa a ter uma diferença de potencial E0, entre o metal e a solução cujo valor é obtido pela equação de Nernst:

[ ]++= n0 Mlogn

0591,0EE

Dentro da solução em estudo, o eletrodo indicador é associado a um eletrodo de referencia através de uma ponte salina, formando uma célula galvânica. Assim, o potencial E0 da célula pode ser estabelecido através da confrontação do potencial do eletrodo referencia contra um eletrodo indicador, estabelecendo a f.e.m. da pilha que é a diferença algébrica entre os potenciais dos dois eletrodos, sendo dada em valores absolutos.

indicador eletrodoreferência de eletrôdocélula EEE −=

Também é necessário incluir nos cálculos da f.e.m da pilha, o potencial de junção líquida. O potencial de junção líquida, surge no sistema formado entre a solução problema e os eletrodos. Para que se obtenha resultados interpretáveis, é essencial que o potencial do eletrodos de referencia e o potencial de junção líquida sejam conhecidos, ou que ao menos permaneçam constantes durante as medidas. Estas condições, o potencial do eletrodo de referência e o potencial de junção ser incorporados em uma única constante:

)EE(EE(k) tetancons

junçãoreferência de eletrodoindicador eletrodocélula 444 3444 21+−= , então: indicador eletrodocélula EkE ±=

Existem disponíveis comercialmente, para a utilização em potenciometria, uma série de eletrodos de referência e de eletrodos indicadores, cada um adequado ao trabalho que se pretende realizar.

São eletrodos de referência: eletrodos de hidrogênio (deve ser tomado como eletrodo de referência primário), eletrodo de calomelano e o eletrodo de prata-cloreto de prata.

São eletrodos indicadores: os eletrodos de troca iônica, eletrodos baseados em enzimas, eletrodos sensíveis a gases, eletrodos de membrana sólida e dentre estes os eletrodos de vidro usados para a determinação de pH.

O eletrodo de vidro medidor de pH Um eletrodo de vidro é basicamente constituído de uma fina membrana de vidro seletivamente permeável ao íon hidrogênio. Esta membrana de vidro na forma de um bulbo, é soldada na extremidade de um tubo de vidro com paredes mais grossas, resultando em um tubo que é preenchido com uma solução de referência (usualmente ácido clorídrico 0,1 M), nesta solução é imerso um segundo eletrodo, habitualmente um eletrodo de prata-cloreto de prata.

A concentração da solução dentro do bulbo de vidro é fixa, por esta razão estabelece-se uma condição de equilíbrio que induz a um potencial constante no lado interno do bulbo do eletrodo. Do lado de externo do bulbo, o potencial que se estabelece depende da concentração dos íons de hidrogênio na solução onde o bulbo está mergulhado. Entre a camada externa e a camada interna do vidro, está uma parede de vidro “seco” na qual a condutividade elétrica se deve à migração intersticial dos íons sódio dentro da rede de silicato do vidro. A 25°C o potencial da membrana é dado por:

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[ ][ ]2

1amembrana M

Mlog0591,0kE +=

onde ka é o potencial assimétrico que difere para cada tipo de membrana de vidro e é lentamente variável com o tempo. As principais causas do aparecimento do potencial assimétrico são as diferenças de tensão e variações na composição química das duas faces da membrana. Em função do surgimento do potencial de assimetria é necessário calibrar o instrumento toda a vez que for utiliza-lo usando uma solução de pH conhecido. O eletrodo de vidro e o eletrodo de referência juntos dentro de uma solução problema, formam um pilha eletroquímica através da qual se pode determinar a concentração do íon hidrogênio na solução problema. Para medir a concentração do íon hidrogênio de uma dada solução problema, os eletrodos de vidro devem ficar embebidos em água por várias horas, pois forma-se uma camada hidratada de gel de ácido silícico na superfície externa do bulbo de vidro que permite o processo de troca iônica. Se o vidro contiver sódio por exemplo, o processo de troca pode ser representado por:

++++ +=+ soluçãovidrovidro NaHNaH

As membranas de vidro apesar de muito finas possuem alta resistência elétrica (50 a 500 Mohms), o que exige a utilização de amplificadores de alta impedância e cuidados para evitar a fuga de corrente para outras parte do circuito, especialmente em equipamentos antigos. O medidor de pH é um voltímetro eletrônico digital, com escalas para leitura direta em pH. Para obter mais informações sobre o funcionamento dos eletrodos de vidro e da teoria envolvida, você pode consultar livros de físico-química e química analítica.

Procedimento para ligar o instrumento

Ligar o instrumento na tomada certificando-se se a voltagem da rede é adequada para o instrumento.

Separar sobre a bancada, o material necessário para a calibração do instrumento. Separar ou preparar as soluções tampão necessárias.

Todos os eletrodos que serão usados devem ser enxaguados com água destilada duas vezes. Após este procedimento, os eletrodos devem ser enxaguado com um pouco da solução que vai ser medida.

Verificar a chave seletora. Esta deve estar na posição “Sb”. Ligar o instrumento, e usando o pissete lavar cuidadosamente o bulbo de vidro com água destilada, recolhendo a água em um béquer, e secar com papel absorvente macio.

Mergulhar o bulbo de vidro na solução tampão (buffer) pH=7. Mudar a chave seletora para a posição “pH”. Ajustar o controle até obter leitura concordante com o pH da solução tampão. Voltar a chave seletora para a posição “Sb”.

Repetir o procedimento de limpeza do bulbo e realizar o ajuste com a solução tampão de pH=4, seguindo as instruções do ítem 6.

Se for necessário, repetir os procedimento descritos nos ítens 6 e 7 até obter leituras de valores de pH iguais ao pH da solução tampão.

Terminando a calibração, manter a chave seletora em “Sb”, lavar o bulbo do eletrodo como descrito no ítem 5 e em seguida proceder a medida do pH da solução problema.

Após o termino dos trabalhos, lavar o eletrodo com água destilada, recolocar o bulbo de vidro na solução. (completar o nível da solução se necessário). Guardar o equipamento.

Referências Bibliográficas

Moore, W.,J.; “Físico-Química”, Ed. Edgar Blucher, 4a. Ed. Vol.2. São Paulo, 1976.

Vogel, A.; “Análise Química Quantitativa”; Ed. Guanabara-Koogan, 5a. Ed., São Paulo, 1989.

Ohweiller, O.A.; “Química Analítica Quantitativa”, Ed. Livros Técnicos e Científicos, v.1 e 3, São Paulo, 1974.

20

Grupo:


Relacionar as variações em pH e condutividade com a concentração de soluções


Reagentes utilizados no Experimento 2 – Preparação de soluções

Phmetro

Condutivímetro

Balança analítica

3 béqueres de 50 ml

3 Balões volumétricos de 50 ml

Pipeta de 10 ml


Calculo da densidade de uma solução

Medida de pH

Medida de condutividade

Determinação da densidade da solução

1. Pese um béquer de 50 ml previamente seco em estufa. Anote o peso: ........................

2. Use uma pipeta volumétrica de 10 mL, para transferir exatamente 10 ml da solução que foi preparada no experimento 2, para o béquer, e pese novamente. Anote o peso da amostra: ................................

3. Calcule a densidade da solução usando os dados do item anterior: ........................

4. Compare o resultado com dados teóricos da literatura. Os valores obtidos neste experimento são diferentes dos teóricos? Porque? Explique.

Determinação do potencial hidrogenionico (pH)

A medida do pH será feita usando a solução de concentração 1 mol por litro que foi preparada no experimento 2.

Numere os béqueres de 1 a 3. Numere os balões volumétricos de 1 a 2.

Adicione cerca de 20 mL da solução preparada no experimento 2, no béquer n°1. (a quantidade não precisa ser exata. Deve ser suficiente para cobrir o eletrodo do pHmetro)

21

Meça o pH usando o pHmetro. Siga as instruções descritas no item 3.b). Reserve esta solução para medir a condutividade.

Da solução que está no béquer n°1, pegue 5 ml e coloque no balão volumétrico que você identificou como n°1. Complete o balão com água destilada até a marca do menisco.

Transfira cerca de 20 mL da solução do balão volumétrico n°1 para o béquer n°2. Meça o pH. Reserve esta solução para medir a condutividade.

Em seguida, retire 5 ml da solução que está no béquer n°2 e coloque no balão volumétrico n°2. Complete o balão com água destilada até a marca do menisco.

Transfira cerca de 20 mL da solução do balão volumétrico n°2 para o béquer n°3. Meça o pH. Reserve esta solução para medir a condutividade.

Calcule a concentração das soluções preparadas nos balões volumétricos 1 e 2. Use os cálculos apresentados no experimento 2.

Coloque os resultados na tabela abaixo.

Faça o fluxograma do procedimento de medida do pH

Determinação da Condutividade

Meça a condutividade de cada uma das 3 soluções usadas no item anterior (3.4). Siga as instruções de uso do condutivímetro no item 4.

Coloque os resultados na tabela abaixo.

Tabela:

Concentração da Solução pH condutividade

Faça o fluxograma do procedimento de medida da condutividade.

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Experimento 4: Curvas de pH e determinação do ponto de neutralização

Introdução

Titulações ácido forte base forte

O gráfico do pH da solução analito em função do volume do titulante adicionado é chamada de curva de pH.

Numa curva típica, inicialmente o pH cai lentamente, no ponto estequiométrico existe um decréscimo repentino de pH passando pelo valor 7. Neste ponto o indicador muda de cor ou o pH acusa uma mudança brusca no valor de pH. As titulações terminam neste ponto, mas para efeito didático continuamos a titulação até observar uma variação pequena no valor de pH.

Na titulação de um ácido forte com uma base forte, ou uma base forte com um ácido forte, o pH no início muda lentamente, no ponto estequiométrico muda rapidamente passando por pH = 7 e então, novamente muda lentamente.

a) variação do pH durante a titulação de uma

base forte: 25 ml de NaOH 0,25 M, com uma ácido forte, HCl 0,34 M. O ponto estequiométrico ocorre em pH=7.

b) A variação do pH durante uma titulação

típica de um ácido forte (o analito) com uma base forte (o titulante) O ponto estequiométrico ocorre em pH = 7

Titulação base forte ácido fraco ou base fraca ácido forte

A principal característica a ser destacada neste caso é que o ponto estequiométrico não ocorre em pH = 7. Além disso, embora o pH mude rapidamente próximo ao ponto estequiométrico, não chega a ser tão abruptamente como no caso da titulação ácido forte-base forte. Ácido fracos não são normalmente titulados com bases fraca porque, o ponto final não é nítido.

O pH de uma solução no ponto estequiométrico de uma titulação ácido-base depende das propriedades do sal formado na reação de neutralização. Por exemplo: no ponto estequiométrico da titulação de amônia aquosa com ácido clorídrico, o soluto é o cloreto de amônio. Como o NH4+ é um ácido, esperamos que a solução seja ácida com um pH menor que 7. O mesmo é verdadeiro parao ponto estequiométrico da titulação de qualquer base fraca e ácido forte.

Uma base forte domina um ácido fraco; assim, uma solução de um sal de base forte e um ácido fraco é básica.

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Um ácido forte domina uma base fraca; assim, uma solução de um sal de base fraca e um ácido forte é ácida.

c) A curva de pH para a titulação de um ácido fraco com uma base forte: 25 ml de CH3COOH(aq) 0,1 M com NaOH (aq) 0,15 M. O ponto estequiométrico (S) ocorre no lado básico de pH = 7 porque o ânion CH3CO2

- é básico.

d) Uma curva típica de pH para a titulação de uma base fraca com um ácido forte. O ponto estequiométrico (S) ocorre no lado ácido de pH = 7 porque o sal formado pela reação de neutralização tem um cátion ácido.

Calculando pontos na curva de pH:

Supondo a titulação usando HCl 0,50 M (ácido forte) como titulante e NaOH 0,50 M (base forte) como analito. Qual o pH da solução do analito após adição de 5,0 ml do titulante?

Passo 1: Calcule a concentração de H3O+ (se o analito é uma ácido forte) ou OH- (se o analito é uma base

forte) na solução original, a partir da sua molaridade e do seu volume.

Passo 2: Calcule a concentração de H3O+ (se o analito é uma ácido forte) ou OH- (se o analito é uma base

forte) no volume do titulante adicionado.

Passo 3: Use a reação estequiométrica para encontrar os mols de íons de H3O+ (ou íons OH-) que

permanece na solução. Cada mols de íons H3O+ reage com um mol de íons OH-, com isso subtraia o

número de mols de H3O+ ou íons OH- que reagiram do numero de mols originais.

Passo 4: Divida o resultado (numero de mols remanescentes) pelo volume total da solução (analito mais titulante), o que fornece a molaridade de íons H3O

+ (ou OH-) na solução.

Passo 5: Calcule o logarítimo da molaridade obtida no passo 4 e multiplique por –1 para encontrar o valor de pH. Se for base forte, encontre o pOH, faça a conversão usando a relação pH + pOH = 14,0

Indicadores ácido-base

O método mais simples, confiável e rápido para se determinar o pH de uma solução e de acompanhar (monitorar) uma titulação é usar o pHmetro, que usa um eletrodo especial para medir a concentração de íons H3O+.

Um indicador ácido-base é um corante solúvel em água cuja cor depende do pH. A mudança rápida em pH ocorre no ponto estequiométrico de um titulação é sinalizada por uma mudança rápida da cor do corante à medida que responde ao pH.

24

O corante é um ácido fraco que tem cor na sua forma ácida (HIn) e outra na sua forma base conjugada (In-) A mudaça de cor resulta do efeito do próton (H+) em HIn: ele muda a característica da molécula de forma que a absorção de luz característica em HIn é diferente daquela de In-. Quando a concentração de HIn é muito maior do que In- a solução tem a forma da forma ácida, quando a concentração de In- é maior a solução tem a cor de HIn. Por ser um um ácido fraco, um indicador faz parte de um equilíbrio de transferência de H+:

HIn(aq) + H2O(l) H3O+

(aq) + In-(aq)

]HIn[]In][OH[K 3

In

−+

=

O ponto final é aquele em que as concentrações de HIn e In- são iguais. Quando substituímos essa igualdade na expressão para KIn vemos que no ponto final [H3O

+] = KIn, isso é a mudança de cor ocorre quando pH = pKIn

A cor começa a mudar cerca de 1 unidade de pH antes do valor de pKIn e é completada cerca de 1 unidade depois de pKIn. A tabela 11.3 fornece valores de pKIn para os indicadores mais comuns.

Um indicador muito comum é a fenolftaleína. A forma ácida dessa grande molécula orgânica não tem cor, sua forma de base conjugada é rosa.

25

Grupo:



Soluções de HCl 0,1 M; NaOH 0,1 M; Acido acético 0,1 M, Hidróxido de amônio 0,1 M.

Phmetro

Solução de indicador fenolftaleína

Procedimento experimental

1. Coloque em uma bureta de 50 ml a solução de NaOH 0,1 M preparado no experimento 2.

2. Coloque em um bequer de 50 ml cerca de 10 ml da solução 0,1 M de HCl e meça o pH. Anote em uma tabela como mostrado no exemplo:

ml pH

0 0,5

1 0,8

... ...

3. Adicione 1 ml da solução de NaOH da bureta à solução de HCl no béquer e meça o pH, anote na tabela.

4. Repita o procedimento por mais 4 vezes, até completar 5 ml.

4. Comece a adicionar alíquotas de 0,1 ml, medido o pH entre cada adição, até observar uma mudança brusca no valor do pH.

5. Construa um gráfico de volume adicionado (ml) versus pH usando papel milimetrado, como mostrado na figura:

0123456789

101112

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

6. Determine o volume de NaOH que foi necessário para neutralizar a solução de HCl (onde o pH é igual a 7,0). Compare com o valor determinado teóricamente. Explique possíveis variações nos resultados.

7. Repita este procedimento para os pares de soluções: HCl e NH4OH e acido acético e NaOH.

Questões:

1. Calcule a concentração de H+ de cada solução analisada a partir do valor de pH obtido. Compare com o valor previsto teoricamente a partir da concentração da solução.

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2. Explique por que em algumas soluções o valor teórico difere do valor experimental.

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Experimento 6 - Ligações Químicas

Objetivo:

Aprender a diferenciar ou reconhecer os diferentes tipos de ligações químicas.

Introdução:

A união ou combinação entre átomos iguais ou diferentes, para formar grupos moleculares estáveis, elementares ou compostos é o que se chama de ligação química. Os tipos mais importantes de ligações químicas são as covalentes e iônicas. Também é possível a atração entre átomos ou moléculas vizinhas chamadas de atrações moleculares ou ligações fracas, como as forças de Van der Waals ou as ligações por pontes de hidrogênio.

A ligação covalente se dá pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre dois átomos. Quando cada um dos átomos dá um elétron, a ligação é chamada covalente simples. Se somente um átomo dá os dois elétrons da ligação esta é chamada de ligação covalente coordenada ou dativa. As ligações covalentes podem ser classificadas como polar ou não polar e dependem da eletronegatividade dos átomos envolvidos. A ligação é não polar quando acontece entre átomo de igual eletronegatividade.

Os compostos covalentes podem ser sólidos, líquidos ou gasosos, com baixos pontos de fusão. Não são bons condutores de eletricidade no entanto, em solução aquosas algumas substâncias com ligações polares podem apresentar condutividade elétrica.

Os compostos de coordenação (resultantes de ligações covalentes coordenada ou dativa) se distinguem por serem coloridos, ou pela sua capacidade de dissolução de sais pouco solúveis, pois formam uma ligação de hidrogênio. A ligação covalente coordenada, pode ser reconhecida pelo comportamento anormal de algumas propriedades (solubilidade, ponto de fusão, ponto de ebulição, etc.) de algumas substâncias que a contém.

A ligação iônica se produz quando há a transferência de elétrons de um átomo para outro. O átomo que perde os elétrons se ioniza positivamente e recebe o nome de cátion, e o átomo que ganha elétron se ioniza negativamente e recebe o nome de ânion. Os compostos iônicos são sólidos com alto ponto de fusão e quando fundidos ou em solução aquosa são bons condutores de eletricidade.

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Grupo:


Material

3 Tubos de ensaio

1 Pinça para tubo de ensaio

1 bico Bunsen

2 bequeres de 50 mL

Reagentes

Agua destilada (H2O); acetona; açúcar; sal comum (NaCl); sulfato de cobre (CuSO4); hidróxido de sódio (NaOH); Hidróxido de amonio (NH4OH); ácido clorídrico (HCl); nitrato de prata (AgNO3), acido acético.


Reconhecimento das ligações iônicas e covalentes:

a.- Pela condutividade elétrica: Em um béquer de 50 mL colocar entre 25 e 30 ml de H2O destilada e medir a condutividade com a ajuda de um condutivímetro.

Repetir o procedimento com soluções dos seguintes reagentes: Sal, açúcar, acetona, NaOH, CuSO4, NH4OH, HCl, acido acético.

• O que se observa?

• Quais são as substâncias condutoras e as não condutoras? Explique.

• Descreva que tipo de ligação química existe em cada substância analisada.

• Faça o diagrama de fluxo do procedimento.

b.- Pelo ponto de fusão Em 3 tubos de ensaio colocar respectivamente, cerca de 0.5 g. de NaCl, açúcar e vaselina. Aquecer no bico de bunsen cada um dos tubos marcando o tempo que leva para cada substância fundir. Observe:

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Qual substância leva mais tempo para fundir-se ? porque ?

Faça o fluxograma do procedimento

2.- Reconhecimento de uma ligação covalente coordenada (dativa)

a.- Através da formação de um composto de coordenação colorido. Em um tubo de ensaio colocar 2 ml de Cu(NO3)2 e adicionar gota a gota NH4OH, 6 M, até que a solução fique fortemente alcalina.

Explique o que aconteceu.

Escreva as reações químicas envolvidas

Desenhe o fluxograma do procedimento

b.- Pela dissolução de um sal pouco solúvel ao formar-se um composto de coordenação. Em um béquer de 50 ml colocar cerca de 1 ml de AgNO3 e misturar igual quantidade de solução de NaCl.

Porque se formou um precipitado?

Escreva a reação química

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Adicionar ao béquer cerca de 1,5 ml de água destilada e NH4OH concentrado gota a gota, agitando constantemente até completa dissolução.

Explique o que aconteceu.

Escreva a reação química

Desenhe o diagrama de fluxo

Questionário

Escreva dois exemplos de substâncias que tenham:

a) ligação iônica

b) ligação covalente polar

c) ligação covalente apolar

d) ligação covalente coordenada (dativa)

Represente em cada caso as estruturas de Lewis.

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Experimento 7: Reações de Óxido Redução

Objetivo:

Visualizar uma reação de oxido-redução através da formação de cristais

Introdução:

Em um sistemas redox, o átomo, molécula ou íon que recebe elétrons se chama agente oxidante e o que libera elétrons é chamado de agente redutor.

Define-se o número de oxidação de um determinado átomo com sendo o numero que representa a carga elétrica que esse átomo terá ou, se ele está em um composto, o numero de ligações que fará.

A capacidade oxidante ou redutora de um determinado elemento, é igual ao numero de elétrons que participam da reação.

O equivalente de oxidação ou redução de um determinado elemento, é a quantidade desta substância que recebe ou doa elétrons (um mol de elétrons). Os pesos equivalentes dos agentes oxidantes e redutores reagem exatamente entre si pois indicam o numero de elétrons cedidos ou recebidos.

Assim, quando se adiciona um pedaço de metal em uma solução que contém íons de outro elemento metálico, o primeiro metal pode sofrer oxidação e se dissolver. Ao mesmo tempo, o segundo metal que está na forma de íon na solução, recebe os elétrons e sofre redução se depositando na superfície do primeiro metal. Esta reação redox somente vai ocorrer dependendo da posição de ambos os metais na série eletroquímica)

Grupo:


Material

1 tubo de ensaio

Fio de Cobre com comprimento igual a 2 vezes o comprimento do tubo de ensaio.

Solução de Nitrato de Prata (AgNO3) 1 mol/L

Procedimento:

Enrole o fio de cobre em um lápis ou caneta de forma a obter uma espiral.

Colocar aproximadamente 5 ml da solução de AgNO3 no tubo de ensaio e imergir o fio de cobre. Observe.

Questionário:

Porque a solução muda de cor?

Porque o fio de cobre muda de cor?

Escreva as reações de redox. Quem é o agente redutor e quem é o agente oxidante neste caso.

32

Faça o fluxograma do experimento.

33

Experimento 8 – Pilhas

Objetivo

Observar os processos de oxi-redução nos quais uma transformação química gera energia elétrica.

Introdução

Uma das aplicações mais úteis das reações de oxidação - redução é a produção de energia elétrica a partir de uma célula eletroquímica.

A eletroquímica abrange todos processo químicos que envolve transferência de elétrons. Quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica (variação da quantidade de elétrons no tempo), este processo é denominado de eletrólise.

Resumindo: pilha e bateria são processos químicos que ocorrem espontaneamente e geram corrente elétrica, já eletrólise é um processo químico (reação química) que ocorre de forma não espontânea, ou seja, ocorre na presença de uma corrente elétrica.

A primeira pilha foi criada em 1800, por Alessandro Volta, que utilizava discos de cobre e zinco, separadas por algodão embebido em solução salina. Os discos foram chamados de eletrodos, sendo que os elétrons saiam do zinco para o cobre, fazendo uma pequena corrente fluir.

Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em uma cela individual, o que aumentava a eficiência da pilha. Ela possuía um tubo que ligava as duas cubas chamado de ponte salina. Esta pilha ficou conhecida como pilha de Daniell.

Em 1866 Georges Leclanché inventou a pilha seca.

Pilha de Daniell

Numa pilha o catodo é o eletrodo positivo, é o eletrodo onde ocorre a redução ou seja onde ocorre o ganho de elétrons. Anodo é o eletrodo negativo, onde ocorre oxidação, ou seja onde ocorre a perda de elétrons.

Nesta pilha é possível verificar as semi-equações da reação:

o íon cobre (Cu2+) da solução é reduzido por 2 e- : Cu2+ +2e- Cu(s).

o zinco é oxidado, formando íon zinco (Zn2+) e liberando 2 e-: Zn(s) Zn2+ + 2e-.

Estes elétrons serão os responsáveis pela geração da corrente elétrica no sistema (pilha).

A equação global é:

Cu2+ + 2e- Cu0

Zn0 Zn2+ + 2e-

Zn0 + Cu2+ --> Zn2+ + Cu0

Quando o circuito é fechado, ou seja a ponte salina é colocada unindo as duas cubas, ocorrerá formação de cobre metálico, que se depositará na superfície do eletrodo de cobre, já o eletrodo de zinco será corroído, pois o zinco está se transformando em íons que irão para a solução de sulfato de zinco.

34

A pilha de Daniell pode ser escrita por:

Zn0 + Cu2+(aq) --> Zn2+

(aq) + Cu0

ou

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

onde, || representa a ponte salina.

Toda pilha possui um potencial, ou seja, produz uma voltagem, sendo este potencial medido na pilha. (No caso das pilhas comerciais, que se usam em rádios, controles remotos e brinquedos, a voltagem, geralmente é de 1,5V, só variando o tamanho de reserva das pilhas. Tamanhos: A,AA, D, etc.)

O potencial da pilha é dado, de uma maneira simplificada por: E = Eoxi - Ered , considerando os potenciais padrões de redução de cada semi equação.

O potencial padrão de cada elemento é medido em relação ao potencial do hidrogênio, que teve por convenção, a denominação de potencial padrão de hidrogênio e vale 0 V.

É a partir do potencial de uma pilha, que se sabe se a reação ocorre ou não. Quando a variação de potencial da pilha, E, é maior que zero a reação é espontânea. Quando o potencial é negativo, a reação não ocorre espontaneamente e quanto maior for o potencial, positivo, maior será a eficiência da pilha.

O termo bateria é usado para uma célula eletroquímica simples ou um grupo de células eletroquímicas unidas. Baterias nas quais a energia química simplesmente é guardada chamam-se baterias primárias. Nessas baterias os produtos da oxidação se misturam aos produtos de reação e por causa dessa mistura a bateria não pode ser recarregada. As baterias usadas para rádios, brinquedos, calculadoras ,etc. são baterias primárias.

A bateria alcalina é um tipo de bateria primária. Pilhas alcalinas secas são semelhantes as pilhas de Leclanché, exceto que a mistura de eletrólitos contém hidróxido de potássio, como base forte, e a área superficial de zinco é aumentada.

A bateria de mercúrio é semelhante à bateria alcalina, mas o agente oxidante é o óxido de mercúrio. As baterias de mercúrio nunca devem ser lançadas no fogo porque o mercúrio irá vaporizar e romper a embalagem selada. Devido á toxicidade do mercúrio essas baterias representam um problema ambiental se descartadas inadequadamente.

As baterias de lítio contém um eletrodo de lítio como oxidante, no entanto algumas dessas baterias contém dióxido de manganês como oxidante. , As baterias de marca passo, usam SO2Cl2.

Algumas baterias são construídas de forma que os produtos das reações de oxidação e redução permaneçam separados durante a reação de descarga. Essas baterias podem ser recarregadas e são chamadas baterias secundárias. Sob condições favoráveis, baterias secundárias podem ser descarregadas e carregadas muitas vezes. Por causa disto as baterias secundárias são utilizadas quando grandes correntes elétricas são necessárias, como movimentar o motor de um automóvel, ou quando a substituição é inconveniente, por exemplo em satélites em órbita.

Uma das baterias secundárias mais conhecidas é a bateria de chumbo usadas em automóveis. Quando esta bateria é descarregada, chumbo metálico é oxidado à sulfato de chumbo e dióxido de chumbo é reduzido a sulfato de chumbo. A reação é :

Pb + PbO + 2H2SO4 2 PbSO4 + 2 H2O + energia elétrica

O sulfato de chumbo formado em ambos eletrodos é um composto insolúvel, e isso permanece na superfície da bateria ao invés de ser dissolvido na solução ácida da bateria. Porque está reação é reversível, a bateria pode ser recarregada.

Recarrega-se uma bateria de chumbo de carro enquanto o motor do carro se movimenta. Um regulador de voltagem percebe o rendimento a partir do alternador, e quando o alternador de voltagem excede o da bateria, a bateria é carregada. Durante o ciclo de recarga de algumas baterias de chumbo, água é eletrolisada à hidrogênio e oxigênio

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2 H2O 2 H2 + O2

Estas reações resultam em uma mistura de hidrogênio e oxigênio na atmosfera um pouco acima da bateria. Se esta mistura acidentalmente estiver próxima a uma faísca, uma explosão acontecerá. Assim, é uma boa idéia ser cuidadoso com fogo ( fósforos, isqueiros , cigarros ) quando trabalhamos com a bateria .

A bateria de níquel - cádmio foi inventado por Edison em 1900 e é outra bateria secundária muito comum, usada em equipamentos portáteis. As baterias de níquel cádmio podem ser recarregadas porque os produtos de reação são hidróxidos insolúveis que permanecem na superfície dos eletrodos.

Nesta experiência, vamos montar duas pilhas diferentes e medir o potencial delas. Vamos em seguida comparar os valores medidos com os valores teóricos que vamos calcular a partir dos valores de potencial padrão dos metais envolvidos.

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Grupo:



solução de iodeto de potássio, KI, 1M

solução de sulfato de cobre II, CuSO4, 1M

de solução de sulfato de zinco, ZnSO4, 1M

de solução de sulfato de chumbo, PbSO4, 1M

Becker de 50 ml para montagem do eletrodos ou células

Tubo de vidro em U para montagem da ponte salina

Lamina dos metais Pb, Cu, e Zn.

Lixa fina para limpar as laminas metálicas


Limpar com uma lixa fina as laminas de metal

Montar um eletrodo adicionando ao béquer de 50 ml, cerca de 30 mL da solução de sulfato de cobre II, CuSO4, 1,0 M e colocar a lamina de cobre nesta solução.

Montar o segundo eletrodo adicionando ao outro béquer de 50 ml, cerca de 30 mL da solução de sulfato de zinco, ZnSO4, 1,0M e colocar a lamina de zinco nesta solução.

Montar a ponte salina adicionando a solução de iodeto de potássio (KI) no tubo em U e tampar bem as extremidades com um chumaço de algodão.

Proceder a montagem da pilha conectando os dois eletrodos com a ponte salina como mostrado na figura abaixo.

Conectar os terminais do multímetro nas laminas metálicas.

Cada eletrodo é formado pela solução e lamina do mesmo metal. Neste exemplo, um eletrodo é formado pela solução de cobre e pela lamina de cobre. O outro eletrodo é formado pela solução de zinco e pela lâmina de zinco. Quando ligados entre si, conforme mostrado na figura, formam uma pilha.

Para realizar a montagem de outras pilhas, seguir os procedimentos de “1)” até “5)”, porém usando os outros metais e suas respectivas soluções, conforme indicado na lista de materiais e reagentes.

Atenção ao ligar as pontas de prova (fios das laminas) ao multímetro. Ligue um eletrodo a um dos pólos do multímetro primeiro e depois encoste de leve a outra ponta de prova no terminal do multímetro. Se notar uma tendência dos marcadores em ser negativa (o marcador do multímetro parece querer ir para trás), solte imediatamente os fios e reverta as ligações, pois isso indica que você fez uma montagem com as polaridades invertidas. Se permanecer ligado com as polaridades invertidas o multímetro queimará.

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Questões

Escreva as reações químicas das reações de oxidação e redução ocorridas utilizando a tabela dos potenciais.

Verificar em qual pólo (positivo ou negativo) ocorre a oxidação e a redução, conforme seu cálculo.

Compare o valor de tensão obtido experimentalmente com o valor teórico de cada pilha.

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Experimento 9 – Eletrólise

Objetivo

Observar os processos de oxi-redução nos quais a utilização de energia elétrica realiza uma transformação química.

Grupo:

Parte Experimental

Materiais, Reagentes e equipamentos

solução de iodeto de potássio, KI, 1 M

solução de ácido sulfúrico, H2SO4, 1M

solução de sulfato de cobre II, CuSO4, 1M

solução de sulfato de zinco, ZnSO4, 1M

Tubo de vidro em U para montagem da célula eletrolítica

Suporte universal

Garra de tamanho apropriado ao tubo em U

Lâmina de grafite C(s), Fe(s), Pb(s), Cu(s), Zn(s)

1 ou 2 gotas de indicador fenolftaleína

3 ou 4 gotas de amido

conversor AC/DC

Fios de cobre e “jacarezinhos” para montagem das células


montar a célula eletrolítica prendendo o tubo em U no suporte universal, conforme a figura, em seguida preencha o tubo com a solução de iodeto de potássio1M.

Utilizando os jacarezinho, prenda os fios do conversor de corrente alternada em contínua no eletrodo de grafite.

Mergulhe os eletrodos já presos na solução do tubo em U e ligue o conversor na tomada (110 V).

Adicione 1 ou 2 gotas do indicador fenolftaleína (cor rosa indica a presença do íon OH-)

Adicione 3 ou 4 gotas de solução de amido (cor violeta indica a presença do iodo sólido)

Para realizar a montagem de outras células eletrolíticas, seguir os procedimentos de “a)” até “c)”, porém utilizando as outras soluções e as outras lâminas de metais como eletrodo, conforme indicado na lista de materiais e reagentes.

Questões


Escreva as equações químicas das reações de oxidação e redução ocorridas, utilizando a tabela de potenciais.

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Verificar em qual pólo (positivo ou negativo) ocorre a oxidação e a redução.

Faça uma previsão sobre qual é o composto formado em cada um destes pólos.

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Experimento 10: Crescendo Cristais

Objetivo

Crescer cristais a partir do método da solução supersaturada.

Introdução

Cristais podem ser crescidos artificialmente por várias técnicas. Vamos descrever, a seguir, como você pode crescer bons cristais pelo método de solução supersaturada.

Desde a época dos alquimistas, os sólidos já eram purificados por cristalização em um dissolvente apropriado.

Atualmente, essa técnica continua sendo o procedimento mais adequado para a purificação de substâncias sólidas. Quando a temperatura de uma solução é abaixada, o excesso de sólido se separa da solução constituindo formas geométricas regulares chamadas cristais.

A ciência responsável pelo estudo dos cristais é a cristalografia. A forma dos cristais depende da natureza das substâncias. Os cristais perfeitos têm superfícies planas que se encontram em ângulos definidos e cujas arestas são linhas retas. O tamanho dos cristais obtidos em laboratório pode variar muito e é profundamente influenciado pelas condições sob as quais eles se formam.

Geralmente, um crescimento lento em soluções saturadas favorece a formação de cristais grandes, ao passo que os cristais que se formam rapidamente acabam tendo dimensões bem pequenas.

Soluções supersaturadas

Um sal como o cloreto de sódio, nosso velho sal de cozinha, dissolve bem em água e a solução é transparente. Mas, se adicionarmos sal em quantidade muito grande, ultrapassando o limite de solubilidade, a solução fica turva e o excesso de sal se deposita no fundo do vidro. Uma solução nesse estado é dita "supersaturada". O valor de saturação depende da temperatura da solução.

Água quente dissolve melhor que água fria. Uma solução supersaturada na temperatura ambiente, pode voltar a ficar transparente se aquecida a 50ºC, por exemplo. Deixando esta mesma solução resfriar lentamente, sem nenhuma agitação, ela pode voltar à temperatura ambiente e continuar transparente, sem precipitado. Nesse caso, a solução está a ponto de precipitar, em equilíbrio instável. Qualquer perturbação pode quebrar esse equilíbrio e a solução se turvar novamente.

É exatamente essa instabilidade que se aproveita para o crescimento de cristais. Colocando um pequeno cristalzinho do mesmo sal nessa solução supersaturada, partículas do sal que estão prestes a se precipitar podem aderir às paredes do cristal, fazendo-o crescer. Esse cristalzinho é a "semente" de crescimento do cristal.

Análise

O crescimento de cristais em solução supersaturada utiliza a dependência da solubilidade dos sais com a temperatura. O diagrama abaixo ajuda a entender o método usado. Ele representa uma curva de solubilidade típica para um sal.

Na parte de baixo da curva, a solução tem pouco sal e é subsaturada. Todo o sal se dissolve, nesse caso.

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Na parte de cima, a solução é supersaturada: o sal não se dissolve totalmente e parte dele se precipita. A curva entre as duas regiões indica o estado de saturação.

No método de crescimento descrito, começamos com uma solução subsaturada (ponto A). Aquecemos a solução levando-a para o ponto B, mais subsaturada ainda. Nessa temperatura, adicionamos sal levando a solução ao ponto C, ainda subsaturada. Deixando a temperatura cair gradualmente, a solução vai ao ponto D, onde deve estar supersaturada. É aí que se dá o equilíbrio instável que mencionamos acima.

Durante todo a manipulação lave bem as mãos. Os sais costumam aderir à pele e contaminar as sementes, comprometendo todo o processo.

Às vezes, a semente se dissolve na solução, em vez de crescer. Isso indica que a solução está subsaturada. Comece tudo de novo, usando um pouco mais de sal adicionado.

Crescer cristais é como cultivar uma horta. Dá trabalho, exige paciência e uma boa mão mas, quando se pega o jeito, costuma-se ficar viciado.

Referência

Esse projeto foi inspirado pelo livro "Crystals and Crystal Growth", de Alan Holden e Phylis Singer. A figura com os cristais que mostramos no início foi tirada desse excelente livro. Como é uma publicação da Doubleday, de 1960, é improvável encontrá-lo nas livrarias. Talvez exista na biblioteca da Universidade mais próxima. Consulte também os mecanismos de busca da Internet.

Texto extraído da página: www.física.ufc.br

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Grupo:


Materiais

Béquer ou um frasco de vidro pequeno

Água destilada.

Toalhas e filtros de papel

placa de aquecimento

Sais: Ferricianeto de potássio ou sulfato de cobre


Preparo das soluções Ferricianeto de Potássio (Prussiato vermelho)

SOLUÇÃO SUPERSATURADA: 46 g de sal por 100 ml de água.

Não se preocupe com o nome cianeto. Esse material não é tóxico. A melhor forma de preparar uma solução saturada é deixar uma solução supersaturada depositar seu excesso de sal no fundo do vidro. A quantidade de sal dada acima produz uma solução supersaturada a temperatura ambiente (27ºC). Para, por exemplo, 100 ml de água destilada coloque cerca de 50 g do sal nessa água, a temperatura ambiente. Mexa bem e observe que não consegue dissolver o sal completamente. Espere algumas horas até que todo o excesso se precipite e a solução fique clara. Essa solução está saturada pois seu excesso de sal se precipitou.

Passe a solução para outro vidro, com cuidado para que o sal do fundo não vá junto. Cubra esse novo vidro para evitar evaporação. Retire o sal depositado, ponha-o em um pires limpo, espere que ele seque e guarde-o para uso futuro. Se algum cristalzinho bem formado aparecer nesse precipitado guarde-o para usar como semente.

Sulfato de Cobre pentahidratado.

SOLUÇÃO SUPERSATURADA: 22,3 g de sal por 100 ml de água a 27°C.

Esse também é um cristal bem fácil de crescer.

Preparando uma semente Uma semente pode ser preparada pondo um pouquinho de sua solução saturada em um vidro pequeno e deixando-a evaporar em um lugar seguro. Pequenos cristais se formarão no fundo desse vidro. Esses são candidatos a semente. Pegue-os com uma pinça e separe os melhores, sem defeitos e sem incrustações. A semente escolhida será amarrada na ponta de uma linha fina e resistente e pendurada em um cartão com 3 furinhos que deverá se ajustar completamente à tampa do vidro onde o cristal será crescido. Ajuste o cartão com a linha e a semente na parte interna da tampa e guarde para usar logo mais.

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Crescendo o cristal Agora você tem uma solução saturada e uma semente. Está pronto para crescer seu cristal.

Aqueça a solução saturada até uns 50ºC e dissolva nela uma quantidade adicional de sal.

Deixe esfriar sem mexer e, quando a solução estiver uns 3ºC acima da temperatura ambiente, coloque a semente pendurada de modo que fique pelo meio do recipiente.

O recipiente de crescimento deve ficar em um lugar de temperatura constante e sem vibrações. Pode ser um armário que não é usado, em local abrigado. Observe o crescimento por alguns dias, quando achar que o tamanho do cristal está bom, tire-o do vidro e seque-o em uma toalha de papel. Não é boa prática pegar o cristal com os dedos pois o suor pode corroer a superfície.

Questionário

defina solução insaturada, saturada e supersaturada

Explique porque a solubilidade de uma substancia depende da temperatura

Conceitue substancia solúvel e insolúvel.

Mencione dois métodos de obtenção de cristais além do método de solução saturada.

Apostila Quimica I Versão 2011

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