AULAS PRATICAS apostilaexperimentos

UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CENTRO-OESTE - UNICENTRO

PROJETO UNIVERSIDADE SEM FRONTEIRAS

DEPARTAMENTO DE FÍSICA E DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

“DESMISTIFICANDO A FÍSICA E A QUÍMICA”

APOSTILA DE EXPERIMENTOS DE QUÍMICA PARA

AULAS NO ENSINO MÉDIO

Esta apostila descreve experimentos cuja implementação e interpretação

contribui para a construção de conceitos químicos por parte dos alunos. Os materiais e reagentes utilizados são facilmente encontráveis,

permitindo a realização dos experimentos em qualquer escola.

2

Professor

Esta apostila trás práticas experimentais que podem acompanhar e até mesmo anteceder suas explicações sobre os conteúdos propostos à disciplina de química.

Todos os experimentos apresentados estão acompanhados de explicações sobre os conteúdos envolvidos e dicas de como podem ser trabalhados.

O tempo de duração está adaptado para que se possam desenvolver estes experimentos nas aulas normais (45 – 50 minutos).

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Índice de Experimentos

Nome do Experimento Página

Experimento 01 Quantas fases? 04

Experimento 02 Separação de resíduos existentes na água em estações de tratamento

07

Experimento 03 Cromatografia em giz 09

Experimento 04 “1 + 1 é sempre 2 ?” 14

Experimento 05 A bolinha obediente 16

Experimento 06 Quanto oxigênio existe no ar? 18

Experimento 07 Reação tem velocidade? por quê? 20

Experimento 08 Reação simulando a chuva ácida 25

Experimento 09 Titulação? Para que serve isto? 28

Experimento 10 Fazendo indicador ácido-base e identificando ácidos e bases

33

Experimento 11 Determinação de oxigênio em água 38

Experimento 12 Oxidação enzimática 41

Experimento 13 Desmontando uma pilha 44

Experimento 14 Construindo uma pilha 49

Experimento 15 Reação tem velocidade? 51

Experimento 16 Decomposição da água oxigenada 55

Experimento 17 Separação das proteínas do leite e análise de sua concentração

58

Experimento 18 Teste de substâncias estranhas no leite 61

Experimento 19 Obtenção de plástico formol-caseína (galalite)

63

4

A matéria apresenta-se aos nossos olhos de várias formas, estados e

cores. A água é transparente e pode estar na forma de vapor, líquida ou ainda

sólida como nos cubos de gelo. Uma rocha pode ter em apenas um pedaço

várias colorações. A estas diferenças damos o nome de substâncias puras,

sistemas homogêneos, heterogêneos e mistura e este experimento irá ajudar a

entender estes conceitos.

MATERIAIS:

- 1 Colher de sopa - 6 béqueres

REAGENTES: - Sal - Areia - Raspas de giz - Tinta guache de qualquer cor - Açúcar - Cubos de gelo

PROCEDIMENTO:

- Numere os béqueres de 1 a 6 e coloque água até sua metade. - Adicione uma colher de sopa de Sal, Areia, Raspas de giz, Tinta

guache de qualquer cor, Açúcar e os cubos de gelo a cada um dos béqueres e agite bem.

- Analise o que aconteceu.

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RESPONDA:

1. Classifique os béqueres como misturas e sistemas homogêneos e

heterogêneos.

2. Em quais béqueres estão sistemas heterogêneos? Quantas fases estão

presentes neles?

3. Se um sistema apresenta duas fases, você pode classificá-lo como uma

mistura heterogênea? Por quê?

DURAÇÃO MÉDIA: 25 minutos de experimento.

Ao professor: Neste experimento podem ser trabalhados conceitos

como: fases, agregação das substâncias, estados da matéria, mudanças de

estado, misturas, sistemas homogêneos e heterogêneos.

Sistema é toda parte do mundo objetivo sujeito à observação. Por exemplo, se

o cientista quer observar e investigar a composição química do ar de uma sala

de aula, esta sala de aula como todo seu ar contido é o seu sistema. O sistema

pode ser isolado (quando é totalmente fechado) ou aberto (sujeito a todo tipo

de influência exterior).

O sistema pode ser homogêneo ou heterogêneo:

SISTEMA HOMOGÊNEO: é aquele onde apresenta a mesma composição em

todas as suas partes. Por exemplo, se colocarmos oxigênio puro dentro de uma

bola de assoprar e a fechar, qualquer parte desse SISTEMA bola de assoprar é

composta do gás oxigênio.

SISTEMA HETEROGÊNEO: é aquele onde apresenta composição diferente no

sistema. Por exemplo, se for colocado água e óleo em um copo, o sistema

“copo” estará contido nele duas composições: óleo e água.

A substância pode ser pura e mistura. A SUBSTÂNCIA PURA é aquela

que apresenta sua composição constante, definida, invariável. Por exemplo, o

gás oxigênio(O2) só é um composto do elemento químico oxigênio (O).Isto não

varia, sempre será assim. A MISTURA é a junção de duas ou mais substâncias

puras em quaisquer proporções, sem que ocorra reação química, onde cada

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substância continua com as suas características iniciais. Então, se misturarmos

água (substância pura onde em qualquer porção é sempre composta de H2O,

daí ser pura), e areia, o que resultou contínua formada de água e a outra parte

de areia, como era antes de ser feita a mistura. A mesma coisa a água e sal.

Quando misturados, a água contínua a ser água e o sal também, só que agora

se encontra dissolvido na água.

Os sistemas HOMOGÊNEOS podem se referir as SUBSTÂNCIAS

PURAS e também a MISTURAS HOMOGÊNEAS; já os sistemas

HETEROGÊNEOS, só podem existir as MISTURAS HETEROGÊNEAS.

MISTURAS HOMOGÊNEAS: no final do processo de união de

substâncias, estas já não podem ser identificadas como no início, tais

substâncias sofrem dissolução. Uma mistura homogênea também é chamada

de solução. Uma solução pode ser líquida, gasosa ou sólida.

MISTURAS HETEROGÊNEAS: no final do processo de união de

substâncias, estas serão identificadas visualmente.

A visualização é definitiva para decidir se uma mistura é heterogênea ou

homogênea. É fácil de ver que um pedaço de rocha de granito é heterogêneo,

porque as fases de quartzo, feldspato e mica podem ser distinguidas,

geralmente a olho nu.

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A água que consumimos é coletada dos rios, lençóis freáticos e do mar

e, em seguida é tratada em estações de tratamento onde é tornada potável por

várias etapas deste processo. Neste experimento poderemos ver como os

sedimentos pesados, como a terra, são separados da água.

MATERIAIS:

- 1 Colher de sopa

- 1 Béquer de 500 mL

REAGENTES:

- 1 litro de Água Suja

- Terra

- Hidróxido de sódio

- Sulfato de alumínio

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PROCEDIMENTO:

- Coloque no béquer um pouco de água com terra dissolvida.

- Adicione uma colher de sopa de sulfato de alumínio e uma de hidróxido

de sódio.

- Vai se processar a seguinte reação:

Al2(SO4)3(aq) + 6 NaOH(aq) → 3 Na2SO4(aq) + 2 Al(OH)3(aq)

RESPONDA:

1. O que aconteceu ao adicionar o sulfato de alumínio?

2. Quais as propriedades químicas deste composto?

3. A água após este procedimento pode ser consumida? Justifique sua

resposta.


Ao professor: Este experimento pode ser aplicado em aulas sobre

conceitos de separação de misturas e solubilidade.

Apresentar o processo de tratamento da água, uma visita à estação de

tratamento também é uma forma interessante de acompanhamento do

desenvolvimento tanto do experimento quanto das aulas teóricas.

No processo o hidróxido de alumínio [Al(OH)3] forma flocos e é uma

base insolúvel. Ao se precipitar, arrasta para o fundo e separando a terra que

suja a água. Este processo é usado nas estações de tratamento de água.

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Métodos de separação como filtração, decantação, aquecimento para

separar compostos com diferentes tipos de ponto de ebulição são muito

utilizados, mas existem outros métodos que são aplicados para análises de

composição. A cromatografia é um destes.

MATERIAIS: - Giz

- Copo

REAGENTES:

- Canetas hidrocor de várias cores

- Batom

- Álcool comum

PROCEDIMENTO:

- Em uma barra de giz escolar branco (sulfato de cálcio — CaSO4),

trace com caneta hidrocor listras, que circundem a barra, a cerca de 1,5 cm da

base.

- Em um copo, coloque álcool comercial, até 1 cm da base. Após

- Coloque o giz dentro do copo, com cuidado não toque a listra pintada,

e coberto com uma tampa de vidro.

- O giz deve ficar na posição vertical.

- Aguarde 24h para analisar o experimento.

RESPONDA:

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1. O que pode ser observado no giz?

2. O que é cromatografia?

3. O que aconteceu com a tinta da caneta que estava no giz?

DURAÇÃO MÉDIA: montagem da coluna de cromatografia 30 minutos, análise

dos resultados aguardar pelo menos 1 dia.

Ao professor: A cromatografia é um processo de separação de

compostos. Em nossas explicações sempre nos detemos em processos mais

simples, mas apresentar para os alunos do ensino médio um processo

diferenciado e muito utilizado em laboratórios de análises também é

importante, pois amplia a visão do aluno e aprofunda seus conhecimentos.

Estão apresentados explicações sobre está técnica auxiliando você, professor,

a desenvolver o experimento.

A cromatografia de adsorção pode ser comparada aos raios de luz em

um espectro, em que se separam os diversos componentes de uma mistura de

pigmentos, podendo então ser determinados qualitativa e quantitativamente. Se

possuirmos uma amostra que contenha limalha de ferro e areia, poderemos

facilmente separá-la usando um imã. Também não há problemas em separar

acetona (P.E 58 ºC) da água (P.E 100 ºC) por destilação fracionada. Por outro

lado, é muito difícil separar os componentes do ar líquido por destilação

fracionada, porque o oxigênio líquido tem ponto de ebulição de -183 ºC e o

nitrogênio líquido de -196 ºC. Os pontos de ebulição dos gases nobres estão

muito próximos a esses valores.

Como muitas vezes é necessário separar, purificar e identificar os

componentes de misturas muito mais complexas do que as citadas

anteriormente devido às semelhanças nas propriedades físicas e químicas dos

componentes, a cromatografia faz com que seja possível obter uma excelente

separação.

A cromatografia de adsorção é um procedimento no qual uma solução

de substâncias a separar se desloca numa direção predeterminada por uma

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disposição de aparatos, por meio de uma fase sólida, insolúvel, inorgânica ou

orgânica, sendo os componentes retidos em medida individualmente distinta.

Em geral, na cromatografia de adsorção empregam-se como

adsorventes óxidos, óxidos hidratados ou sais. A mistura de substâncias

atravessa a fase sólida, finamente dividida, sendo que cada componente da

mistura percorre uma distância por ser menos ou mais retido na superfície do

sólido.

A escolha do dissolvente baseia-se, em geral, no fato de que as

substâncias em questão podem eluir-se bem com os mesmos solventes ou

misturas de solventes que as dissolvem bem. Se o dissolvente e o soluto

movem se ao mesmo tempo, pode-se expressar a relação entre as distâncias

percorridas por cada um através da fórmula:

Este método é muito usado na cromatografia em papel. A distância

percorrida pelo soluto em certo tempo é medida desde seu ponto de aplicação

até o centro de sua zona de distribuição, enquanto para o dissolvente se mede

até o extremo máximo de seu caminho percorrido. Quando não é possível

visualizar as substâncias separadas por cromatografia, adiciona-se um agente

cromógeno ou revelador, que é um agente físico (como luz ultravioleta ou

radioatividade) ou químico (como vapores de iodo) que tornam visíveis essas

substâncias. Os métodos físicos têm a vantagem de que a substância não

sofre transformações e pode-se recuperá-la e estudá-la melhor.

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Nem sempre quando misturamos duas ou mais coisas o volume total

ocupado é a soma dos volumes de cada substância, mas por que isso acontece?

MATERIAIS:

- 1Béquer de 250 ml

- Funil

- Garrafa PET de 600 ml

- Caneta para retroprojetor

REAGENTES - 1litro Água

- 1litro Álcool etílico (álcool comum)

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Procedimento:

- Coloque 250 mL de água no béquer. Transfira cuidadosamente todo o

conteúdo para a garrafa com o auxílio de um funil. Marque na garrafa o nível

de água com uma linha horizontal.

- Coloque mais 250 mL de água no béquer e transfira para a garrafa e

marque novamente o nível da água.

- Esvazie a garrafa completamente.

- Coloque 250 mL de água seguida pela mesma quantidade de álcool

na garrafa, sempre cuidando para que as medidas sejam o mais parecidas

possível com as anteriores.

- Tampe bem a garrafa e inverta-o várias vezes para misturar os dois

líquidos.

Dados: dágua = 1,0 g/cm3 e dálcool = 0,8 g/cm3

RESPONDA:

1. De onde vêm as bolhas que aparecem quando misturamos a água e o

álcool?

2. Por que o liquido encolheu?

3. Calcule a densidade final da mistura, e responda por que o resultado foi

maior que a média das duas densidades?

4. O que aparece no interior do frasco? Repare agora se o nível do líquido

da garrafa continua na marca anterior.

5. o que você percebeu quanto a temperatura do recipiente após a mistura

das duas soluções?

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Ao professor: Neste experimento podem ser discutidos conceitos de

densidade, dentre outros assuntos envolvidos a soluções e propriedades

coligativas.

Conhecida também por peso específico ou gravidade específica, a

densidade é o total da concentração de sólidos, gases e substâncias em

suspensão dissolvidos na água.

A água natural do mar possui normalmente 34 a 35 gramas de matéria

dissolvida numa massa de um quilograma de água (H2O). Essa matéria é uma

vasta combinação de elementos, e nela se encontram todos os elementos

químicos conhecidos. Mais comumente utilizada do que a salinidade de uma

dada amostra é a medição da sua densidade.

Comparando as densidades, por exemplo, um quilo de cortiça flutua ao passo

que um quilo de chumbo se afunda. Isto acontece porque o quilo de cortiça tem

menos massa num volume muito maior. Assim, a relação entre a massa e o

volume determina a densidade. Sabe-se que a densidade da água é

significativamente superior à densidade do ar.

O corpo humano tem, regra geral, uma densidade ligeiramente inferior à

da água, pois contém ar, nos pulmões e nas vísceras, assim como gordura.

Convém referir, que pessoas obesas têm dificuldades acrescidas para

apanharem um objeto no fundo da piscina. Entretanto, quando se está

flutuando na água, as pernas têm tendência a afundar-se, pela existência de

grandes massas musculares, que são mais densas do que a água.

A densidade do líquido onde o corpo é mergulhado também influi na

flutuabilidade dos corpos. Com efeito, o mesmo corpo mergulhado em água

doce e em água salgada, flutua mais na água salgada porque esta tem um

peso superior, e logo, uma densidade maior do que a água doce. Assim, para o

mesmo corpo, o valor da impulsão nesta água é maior do que na água doce.

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A temperatura afeta a medição, pois quanto mais alta a temperatura da

solução medida, menos densa ela se torna. Por causa disso, normalmente

medimos a densidade de uma amostra e anotamos a que temperatura ela foi

tomada. O padrão no caso de medições de densidade é 25 ºC, e deve-se

corrigir a medição obtida, caso a temperatura da solução medida seja diferente

daquela.

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Sólidos, líquidos e gases. Misturas, soluções. Cada substância possui

propriedades diferentes, tanto pela sua composição quanto por seu estado.

MATERIAIS:

- Frasco alto e estreito de

plástico transparente ou vidro

- Colher se sopa

- Copo grande

REAGENTES:

- açúcar

- Água (H2O)

- Bolinhas de naftalina (C10H8)

PROCEDIMENTO: - Dissolva cerca de 4 colheres de sopa cheias de açúcar em meio copo de água. Agite bem até que todo o açúcar se dissolva. - Coloque esta solução no frasco até a metade de seu volume (prepare mais solução se necessário). - Em seguida, adicione água (sem açúcar) lentamente, de modo que ela escorra pela parede do frasco, até encher o frasco. Evite agitar o frasco para que os líquidos não se misturem muito. Coloque uma bolinha de naftalina no frasco e observe. - Repita a experiência colocando um corante na solução de açúcar e enchendo o frasco cuidadosamente como antes. Coloque a bolinha de naftalina no frasco novamente e observe. - Observe o experimento de 24 em 24h.

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RESPONDA:

1. Coloque em ordem crescente de densidade as substancias.

2. O que acontecerá com o sistema após alguns dias? À medida que o tempo

passa, a bolinha de naftalina deve subir ou descer? Por quê?

DURAÇÃO MÉDIA: 30 minutos de montagem do experimento.

Ao professor: neste experimento podem ser discutidos conceitos de

densidade, dentre outros assuntos envolvidos a soluções e propriedades

coligativas. Vide experimento 4.

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Nesta experiência você pode observar que o nível da água no interior do

frasco sobe até cerca de 20% da altura total do frasco não ocupada pela água.

MATERIAIS:

- Garrafa de vidro

- Vela

- Prato fundo

REAGENTES:

- água

PROCEDIMENTO:

- Encha um prato fundo de água, acenda uma vela e deixe-a flutuar

cuidadosamente por sobre a água. Só então a cubra com a garrafa de vidro,

emborcando-a.

- A vela vai continuar acesa enquanto houver oxigênio dentro da garrafa.

Quando a chama extinguir você vai perceber que o nível da água dentro da

garrafa vai subir, aproximadamente 1/5 do volume da garrafa!

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DURAÇÃO MÉDIA: 40 minutos de experimentação.

Ao professor: Nesta experiência conceitos sobre os gases podem ser

abordados.

Poderá ser observado que o nível da água no interior do frasco sobe até

cerca de 20% da altura total do frasco não ocupada pela água. O ar é

constituído por nitrogênio (79%), oxigênio (20%) e outros gases (1%).

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Por que será que as reações químicas levam algum tempo para

ocorrerem, será que este tempo pode ser diminuído? Como isto pode ser feito?

MATERIAIS: - Três copos de vidro

- Pão de milho ou plasticina

- Palito de sorvete de refresco

- Marcador

REAGENTES:

- Água

- Sal (cloreto de sódio)

- Mel

- Óleo de cozinha.

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PROCEDIMENTO:

- Encher cerca de três quartos do volume de dois copos com água.

- Enche com o mesmo volume dos outros dois copos com mel e óleo de

cozinha.

- Adicione sal em um dos copos com água e mexa. Pare de adicionar sal

quando foi obtida uma solução saturada. Observa que o volume de água

continua o mesmo. (a solução está saturada quando houver depósito de sal no

fundo do copo).

- Faz uma bola de pão com um diâmetro igual à cerca de 2 cm.

- Espeta uma das extremidades da palheira na bola de pão.

- Mergulha o teu medidor na água sem sal e marca cuidadosamente um traço

na palhinha seguindo como referência o nível da água sem sal.

- Mergulha agora o teu medidor na água com sal. O traço fica acima ou abaixo

do nível da água com sal? Isso implica o quê?

- Mergulha o medidor no óleo de cozinha. E agora, o que pode ser verificado?

- Finalmente, mergulha o medidor no mel. O que aconteceu?

DURAÇÃO MÉDIA: 40 minutos de experimentação.

Ao professor: Existe um ramo na ciência que estuda a velocidade das reações

químicas e os fatores que a influenciam, é a chamada Cinética Química. Pode

se definir reações químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos quais

duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes

compostos. Equação química é a representação gráfica de uma reação

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química, onde os reagentes aparecem no primeiro membro, e os produtos no

segundo.

A + B C + D

Reagentes Produtos

O conhecimento e o estudo das reações, além de ser muito importante em

termos industriais, também estão relacionados ao nosso dia-a-dia.

A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são

consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. A combustão de

uma vela e a formação de ferrugem são exemplos de reações lentas. Na

dinamite, a decomposição da nitroglicerina é uma reação rápida.

As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis

empíricas, chamadas leis da velocidade, deduzidas a partir do efeito da

concentração dos reagentes e produtos na velocidade da reação.

As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser

alteradas, porque além da concentração de reagentes e produtos, as

velocidades das reações dependem também de outros fatores como:

Concentração de reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes maior

será a velocidade da reação. Para que aconteça uma reação entre duas ou

mais substâncias é necessário que as moléculas se choquem, de modo que

haja quebra das ligações com conseqüente formação de outras novas. O

número de colisões irá depender das concentrações de A e B. Veja a figura:

Moléculas se colidem com maior freqüência se

aumentarmos o número de moléculas reagentes.

É fácil perceber que devido a uma maior concentração haverá aumento das

colisões entre as moléculas.

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Superfície de contato: um aumento da superfície de contato aumenta a

velocidade da reação. Um exemplo é quando dissolvemos um comprimido de

sonrisal triturado e ele se dissolve mais rapidamente do que se estivesse

inteiro, isto acontece porque aumentamos a superfície de contato que reage

com a água.

Pressão: quando se aumenta a pressão de um sistema gasoso, aumenta-se a

velocidade da reação.

Um aumento na pressão de P1 para P 2 reduziu o volume de V1 para V1/2,

acelerando a reação devido à aproximação das moléculas.

A figura acima exemplifica, pois com a diminuição do volume no segundo

recipiente, haverá um aumento da pressão intensificando as colisões das

moléculas e em conseqüência ocorrerá um aumento na velocidade da reação.

Temperatura: quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre

também um aumento na velocidade da reação. Aumentar a temperatura

significa aumentar a energia cinética das moléculas. No nosso dia-a-dia

podemos observar esse fator quando estamos cozinhando e aumentamos a

chama do fogão para que o alimento atinja o grau de cozimento mais rápido.

Catalisadores: os catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo

sem sofrerem alteração permanente, isto é, durante a reação eles não são

consumidos. Os catalisadores permitem que a reação tome um caminho

alternativo, que exige menor energia de ativação, fazendo com que a reação se

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processe mais rapidamente. É importante lembrar que um catalisador acelera a

reação mais não aumenta o rendimento, ou seja, ele produz a mesma

quantidade de produto, mas num período de menor tempo.

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Dia-a-dia toneladas de gases nocivos são lançadas à atmosfera. Podemos pensar: “mas está lá em cima, longe de nós”, mas será que é isto mesmo que ocorre? MATERIAIS:

- béquer de 500 ml

- fio de cobre

- enxofre em pó

- tampinha de garrafa

- pedaço de arame

REAGENTES:

- solução de hidróxido de sódio 0,1M

- indicador fenolftaleína

- pétala de flor (preferencialmente de

coloração vermelha)

- enxofre em pó

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PROCEDIMENTO:

- Para este experimento, utilizou-se 50 ml de uma solução de hidróxido de

sódio 0,1M em um béquer de 500 mL, juntamente com algumas gotas de

indicador fenolftaleína. Em um fio de cobre, prendeu-se um pedaço de papel

de tornassol e na ponta uma pétala de flor preferencialmente de coloração. O

fio de cobre foi preso na boca do béquer com um elástico.

- A seguir, colocou-se enxofre em pó até a metade de uma tampinha de

garrafa presa por um arame. A seguir levou-se a tampinha ao fogo de uma

lamparina, segurando pelo arame e esperou-se o enxofre entrar em fusão.

Então, rapidamente colocou-se a tampinha dentro do béquer, fechando-o com

papel alumínio. Pode-se observar a formação de uma névoa branca e, depois

de 5 min, observarem mudanças no papel de tornassol, na solução e na

pétala.


Ao professor: A chuva ácida é um fenômeno que ocorre nas grandes

cidades devido à poluição causada pela emissão de óxidos na atmosfera. Este

experimento tem como objetivo ilustrar a formação de um dos óxidos ácidos

responsáveis pela chuva ácida e a ação desta sobre a vegetação. A névoa é

formada por óxidos de enxofre, que reagem com a água atmosférica para

formar ácido sulfúrico. A geração desse ácido é evidenciada pela mudança de

cor do papel tornassol, pela neutralização da solução de hidróxido de sódio

(que também mudou de coloração devido à presença da fenolftaleína) e pela

descoloração da pétala (que indica também um dos efeitos da chuva ácida

sobre a vegetação).

As Equações das reações químicas envolvidas no experimento foram:

I - Queima do enxofre:

S + O2 → SO2

II - Transformação do SO2 em SO3:

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SO2 + 1/2 O2 → SO3

III - Reações dos óxidos com água:

SO2 + H2O → H2SO3

SO2 + H2O →H2SO4

Inicialmente, é preciso lembrar que a água já é naturalmente ácida. Devido á

uma pequena quantidade de dióxido de carbono ( CO2) dissolvido na

atmosfera, a chuva torna-se ligeiramente ácida, atingindo um pH próximo a 5,6.

Quando não é natural, a chuva ácida é provocada principalmente por fábricas e

carros que queimam combustíveis fósseis, como carvão e o petróleo. Desta

poluição um pouco se precipita, depositando-se sobre o solo, árvores,

monumentos , etc. Outra parte circula na atmosfera e se mistura com o vapor

da água. Passa então a existir o risco da chuva ácida.

- Saúde: a chuva libera metais tóxicos que estavam no solo. Esses metais

podem alcançar rios e serem utilizados pelo homem causando sérios

problemas de saúde.

- Prédios, casas, arquitetura: a chuva ácida também ajuda a corroer os

materiais usados nas construções, destruindo represas, turbinas hidrelétricas

etc... Prejuízos para o meio ambiente:

- Lagos: os lagos podem ser os mais prejudicados com o efeito da chuva ácida,

pois podem ficar totalmente acidificados, perdendo toda a sua vida.

- Desmatamentos: a chuva ácida faz clareiras, matando duas ou três árvores.

- Agricultura: a chuva afeta plantações quase do mesmo jeito que das florestas,

só que é destruida mais rápido já que as plantas são do mesmo tamanho,

tendo assim mais áreas atingidas.

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MATERIAIS:

- Copo de medida

- 2 conta-gotas

- Copos de vidro transparentes

REAGENTES:

- Vinagre branco

- Água mineral gaseificada

- Água destilada

- Lactopurga (fenolftaeína)

- Soda cáustica (NaOH)

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PROCEDIMENTO:

- Utilizando uma balança, "pese" 4g de NaOH (adquirido em

supermercado) e transfira essa massa para o copo de medida, contendo

100mL de água destilada. Dissolva o sólido e, a seguir, adicione água

destilada até o volume de 1,0L.

- Triture um comprimido de Lactopurga (adquirido em farmácia) e

adicione uma pequena quantidade de água. No Lactopurga existe a

fenolftaleína, que será usada como indicador.

- Separe uma amostra de 20mL de vinagre (solução aquosa de ácido

acético) e coloque-a em um copo. Em um outro copo, coloque uma amostra de

20mL de água mineral gaseificada (solução aquosa contendo gás carbônico.).

- Adicione a cada um desses copos 5 gotas da suspensão de água e

Lactopurga.

- Com o outro conta-gotas, adicione 1 gota da solução de NaOH a

cada um dos copos e agite com cuidado. Repita essa operação, anotando a

quantidade de gotas adicionadas em cada copo até o momento em que você

percebe uma mudança de cor na solução.


Ao professor: Conceitos em funções inorgânicas, processos de

determinação de composição, gases e suas propriedades podem ser

abordados juntamente com o desenvolvimento deste experimento.

O soro fisiológico é uma solução de cloreto de sódio e água destilada

usada em grandes quantidades em hospitais. Sua administração geralmente é

feita por via endovenosa. Essa solução deve apresentar, então, uma

concentração adequada, pois pode provocar morte de células.

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Nas indústrias, essa solução é preparada em grandes quantidades

pela mistura de uma quantidade conhecida de NaCl a um volume apropriado

de água destilada, a fim de se obter uma solução de concentração adequada.

Para dar segurança máxima no uso dessa solução, costuma-se

determinar a sua concentração exata através da titulação.

É retirada uma amostra da solução preparada, sendo seu volume

determinado da maneira mais precisa possível. Em seguida, essa amostra é

titulada, utilizando-se uma solução padronizada de nitrato de prata (AgNO3)

0,10 M.

Nessa titulação, ocorre a seguinte reação:

NaCl(aq) + AgNO3(aq) --> AgCl(s) + NaNO3(aq)

Pela equação percebemos que ocorre a precipitação do cloreto de

prata [AgCl(s)]. A primeira gota de nitrato de prata obtida após a precipitação

total do cloreto presente na amostra do soro reage com um indicador

apropriado, produzindo uma solução de cor salmão. A partir do volume de

nitrato de prata consumido determinamos o seu número de mol.

Como, na reação, a proporção é de 1:1, o número de mol de NaCl

também será determinado e, como o volume da amostra é conhecido,

conseguimos saber a sua concentração molar exata.

Considere as seguintes informações:

Reações ocorridas:

A titulometria ou titulação é um método de análise quantitativa que

determina a concentração de uma solução. Dosar uma solução é determinar a

sua quantidade por intermédio de outra solução de concentração conhecida.

A titulação é uma operação feita em laboratório e pode ser realizada de várias

maneiras. A titulação ácido-base é importante para análises em indústrias:

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Acidimetria: determinação da concentração de um ácido.

Alcalimetria: determinação da concentração de uma base.

Indicadores ácido-base: Substâncias que mudam de cor na presença de

ácidos ou de bases.

Os indicadores mais usados em laboratórios são:

Indicador Meio

Ácido

Meio

Básico

Papel

Tornassol

Róseo Azul

Fenolftaleína Incolor Vermelho

Alaranjado de

Metila

Vermelho Amarelo

Azul de

Bromotimol

Amarelo Azul

O papel tornassol vermelho é o indicador que em contato com ácido se

torna róseo, e com base se torna azul. O indicador Fenolftaleína: solução que

em meio ácido se torna incolor e em meio básico se torna vermelha.

Alaranjado de metila é uma solução que no ácido fica vermelha e na base fica

amarela. O Azul de bromotimol é uma solução indicadora que em contato com

ácido se torna amarela, e com base se torna azul.

Esquema da Titulação Os equipamentos usados habitualmente em uma

titulação são uma bureta e um erlenmeyer.

32

Ao abrir a torneira da bureta, começará a reação entre o ácido e a base.

A titulação termina quando é evidenciada a mudança de cor da solução do

erlenmeyer. A coloração obtida indica se o meio é ácido ou básico, o que

depende do tipo de indicador utilizado.

33

As funções mais importantes da química: ácidos e bases. São os

grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substâncias básicas como fosfatos, boratos, arsenatos e amônia. Em adição, vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2. MATERIAIS:

- Tigela;

- Liquidificador;

- Filtro de papel (usado para filtrar

café);

- Copos descartáveis;

- 5 copos de vidro de maionese ou

outro que seja transparente

- 5 garrafas pet de 600 mL

REAGENTES:

- Folhas de repolho roxo;

- Água;

- Vinagre;

- Detergente;

- Sabão em pó;

- Água Sanitária

- Suco de Limão

34

PROCEDIMENTO:

1. Procedimentos

1.1 Preparação do Indicador

a) Separe e lave algumas folhas de repolho roxo.

b) Adicione um pouco de água no liquidificador.

c) Coloque as folhas de repolho roxo no liquidificador e ligue-o.

Aguarde até que se forme uma pasta roxa, de aparência

uniforme.

d) Após uma total trituração das folhas de repolho, separe o

líquido formado em uma tigela de abertura razoável.

e) Abra um filtro de papel, colocando-o dentro do líquido roxo.

f) Após aguardar pelo menos 30 minutos, retire o papel e

coloque-o para secar em um varal de roupas, para que uma

pequena parte de papel fique em contato com outra

superfície.

g) Após o papel filtro secar, ele estará com uma aparência roxa.

Sendo assim, recorte o papel em tiras finas e está pronto o

seu papel indicador.

h) Para verificar como o papel indicador funciona, ou seja, qual

a sua aparência em meio básico e a sua aparência em meio

ácido, realize os procedimentos abaixo.

i) Coloque um pouco de água em dois copos descartáveis.

j) Adicione sabão em pó em um dos copos e agite a solução.

k) Em outro copo, adicione detergente e agite a solução. No

terceiro copo, adicione vinagre.

l) Com 3 tiras de papel indicador, teste as soluções de cada

copo, e observe a coloração do indicador para substâncias

ácidas e básicas.

35

1.2 Procedimento Experimental

� Diluir um pouco de vinagre (25 mL de vinagre + 25 ml de água);

� Repetir o mesmo processo para a água sanitária, sabão em pó e o

detergente;

� Tomar três limões e espremê-lo em 40 mL de água;

� Armazenar uma solução em cada frasco pet e identificá-las

� Em seguida, enumerar os copos de acordo com a tabela abaixo:

Copo 1 ----------------------------------------------------- água sanitária

Copo 2 ------------------------------------------------------------ vinagre

Copo 3 ------------------------------------------------------ sabão em pó

Copo 4 ----------------------------------------------------- suco de limão

Copo 5 ----------------------------------------------------------detergente

Posteriormente, adicionar cada solução em seu respectivo copo até mais

ou menos à metade e com o auxílio do papel indicador preparado

anteriormente, testar sua acidez ou basicidade.

A partir desta experiência será possível verificar quais as colorações que

o papel assumirá no caso em que ele for colocado em meio ácido ou meio

básico e também meio neutro. Você poderá utilizar o papel para verificar

outras substãncias ácidas (como o vinagre, o suco de limão, abacaxi, etc),

substâncias básicas (sabão em pó, material de limpeza, etc.) e substâncias

neutras (detergentes - na sua maioria são neutros, água pura, etc).

Lembre-se de guardar a coloração que o papel tomará para o meio ácido,

meio básico e também para o meio neutro.

DURAÇÃO MÉDIA DE EXPERIMENTO: 40 minutos para a preparação de

indicador; 30 minutos para o processo experimental.

Ao professor: Este experimento acompanha aulas nas quais a abordagem

de funções inorgânicas e, mais específico, na apresentação das propriedades

de ácidos e bases e métodos de determinação destes compostos químicos

estejam sendo desenvolvidas.

36

Função química é um conjunto de substâncias com propriedades químicas

semelhantes. Dentre as principais funções estão os ácidos e bases.

Antes da formalização do conceito ácidos e bases, esses eram

conhecidos pela seguintes características:

ÁCIDO BASE

Substância que tem sabor azedo Possuir sabor adstringente, ou

seja amarrar a boca

Conduzem corrente elétrica Conduzir corrente elétrica

Quando adicionados ao mármore e a

outros carbonatos,

produzir efervescência, com liberação

de gás carbônico

Tornar a pele lisa e escorregadia

A formalização dos conceitos de ácido e base foi realizada por 3 teorias:

A primeira delas foi desenvolvida por Arrhenius em 1887 para explicar a

condutividade elétrica de certas soluções, definiu ácidos e bases assim:

"Ácido é toda substância que em solução aquosa se dissocia fornecendo íons

H+, como único tipo de cátion."

HCl → H+ + Cl-

"Base é toda substância que, dissolvida em água, se dissocia, fornecendo íons

hidróxido como único tipo de ânion”.

NaOH → Na+ + Cl-

Observações:

Os ácidos são compostos moleculares . Só conduzem a eletricidade em

solução , pois há dissociação, formando íons. Quando puros não conduzem a

eletricidade.

As bases são compostos iônicos, pois temos metal ligado ao oxigênio

Me+(OH) –

No estado sólido não conduzem a eletricidade, pois os íons estão

presos. No estado fundido e em solução aquosa conduzem a corrente, pois os

íons estão libertos.

37

Entretanto, atualmente sabemos que um próton simples não existe em

soluções aquosas. Um próton em solução aquosa se hidrata, forma cátion

hidrônio: H3O+.

A TEORIA DE BRONSTED – LOWRY

Bronsted e Lowry em 1923, propuseram uma teoria mais ampla , válida

para todos os meios ( meio alcóolico, meio aquoso, etc.)

Ácido= qualquer espécie química que doa prótons.

Base= qualquer espécie química que aceita prótons.

HBr + H2O → H3O + + Br-

Ácido Base

A TEORIA DE LEWIS: Lewis em 1923 apresentou uma definição eletrônica de

ácido e base, ele se baseou no conceito de base de Bronsted, que é a espécie

que recebe próton, assim para receber próton, a base deve fornecer um par de

elétrons para a ligação.

Ácido: toda espécie química que recebe par de elétrons.

Base: toda espécie química que doa par de elétrons.

O NH3 é uma base porque recebeu um próton H+ da água. A água é um ácido porque cedeu um próton ao NH3.

38

A água é composta por oxigênio e hidrogênio na formula molecular H2O,

será que é possível comprovar esta proporção?

MATERIAIS:

- 3 garrafas PET de 2 L

- 3 pedaços de palha-de-aço

- Papel de Filtro

- Bastão de vidro

- Estufa ou forno de fogão doméstico

- Balança (com precisão de ±0,01 g)

REAGENTES:

- 7 L de Água de torneira

- Acetona comercial

39

PROCEDIMENTO:

- Pesar três pedaços de palha de aço de aproximadamente 1,5 g cada. Com o

auxílio de um bastão de vidro, cada um dos três pedaços já pesados deve ser

introduzido em uma garrafa PET devidamente identificada.

- Encher as garrafas com água, que devem permanecer abertas por 15

minutos e depois fechadas e observadas por cinco dias.

- Passado este tempo, as garrafas devem ser abertas e o sólido marrom

avermelhado (ferrugem) nelas contido deve ser filtrado.

- O papel de filtro deve ser previamente seco e pesado. O sólido deve ser

lavado com acetona, a fim de facilitar a secagem. O sistema (papel + sólido)

deve ser seco.

- O sistema (papel + ferrugem) à temperatura ambiente deve ser pesado e a

massa de ferrugem determinada pela subtração da massa do papel filtro.

RESPONDA:

1. Qual a reação sofrida pela palha de aço? Monte a reação com o devido

balanceamento das espécies.

2. Por meio da estequiometria da reação de formação da ferrugem, é

possível calcular a COD na água das garrafas. Os resultados devem

ser expressos nas unidades mg.L-1.

DURAÇÃO MÉDIA: 30 minutos para montagem do experimento; deixar

em repouso para aula seguinte (em dia diferente); 20 minutos para análises. Ao professor: O experimento pode ser aplicado acompanhando ou

antecedendo abordagem de conteúdos como reações de oxirredução, Através

40

da oxidação de palha de aço determinar a concentração de oxigênio em água

aprofundando conceitos sobre reações químicas, cálculo de concentração.

Reações de oxiredução são reações onde ocorre transferência de

elétrons entre duas espécies químicas. Numa reação de oxiredução sempre há

perda e ganho de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou

molécula são imediatamente recebidos por outros. A perda de elétrons é

chamada de oxidação e o ganho de elétrons é chamado de redução.

41

Mas o que a biologia está fazendo aqui com a química? MATERIAIS:

- 3 Pratos

- 3 Facas

- 3 Copos Plásticos

- 2 Conta-gotas

REAGENTES:

- 1 Banana

- 1 Pêra

- 1 Maçã

- Suco de 2 Limões

-Solução de Vitamina C

42

PROCEDIMENTO:

- Lavar as frutas e cortá-las em 3 fatias de aproximadamente 5mm e colocar

em 3 pratos (cada prato com 1 fatia das 3 frutas) e numerá-los.

- Carregar as seringas, 1 com o suco de limão e a outra com a solução de

vitamina C.

- No prato 1 gotejar em cada fatia de fruta o suco de limão recobrindo

totalmente a superfície.

- No prato 2 gotejar em cada fatia de fruta a solução de vitamina C recobrindo

totalmente a superfície.

- No prato 3 deixar as frutas in natura.

- Aguardar 20 minutos e seguir as análises do fenômeno.

RESPONDA:

1. O que aconteceu com as fatias que receberam cobertura de suco de limão, as que receberam a solução de vitamina C e as que não tiveram cobertura alguma?

2. Como se explica o fenômeno acontecido nos 3 casos?

Duração em Média: 30 minutos Ao professor: Neste experimento, conceitos sobre reações químicas de

oxirredução, enzimas e processos enzimáticos no organismo podem ser

abordados de forma simples e esclarecedoras.

43

A reação de escurecimento em frutas, vegetais e sucos de frutas é um

dos principais problemas na indústria de alimentos. A ação da polifenol

oxidase, enzima que provoca a oxidação dos compostos fenólicos naturais

presentes nos alimentos, causa à formação de pigmentos escuros,

freqüentemente acompanhados de mudanças indesejáveis na aparência e nas

propriedades organolépticas do produto, resultando na diminuição da vida útil e

do valor de mercado. Neste trabalho propõe-se um experimento didático para a

observação do escurecimento de frutas e a prevenção da oxidação enzimática

na presença de alguns agentes inibidores como ácido ascórbico e ácido cítrico.

A oxidação da superfície da maçã é devida à presença de oxigênio no

ar. Como deves ter verificado, a maçã sem sumo de limão foi ficando cada vez

mais escura quanto maior o tempo de exposição. Por sua vez, a maçã com

sumo de limão não sofreu grande oxidação. Este fato é devido à presença de

ácido ascórbico (vitamina C) no sumo de limão. O ácido ascórbico reage com o

oxigênio contido no ar, impedindo que este oxide a maçã. Sendo assim,

quando quiseres manter a cor de um fruto (maçã, pêra, banana), basta molhar

a superfície exposta em sumo de limão. O sumo de limão pode ser considerado

como um conservante.

44

Como é uma pilha? MATERIAIS:

- 1 pilha (sem metais pesados) - 1 filtro de papel

- 1bico de Bunsen - 1 tripé com tela de amianto

- 1 espátula - 1 baquete de vidro

- 1 erlenmeyer - 1 canivete

- 1 chave de fenda - 1 funil de plástico

45

PROCEDIMENTO:

- Com o canivete abra a pilha no local de emenda retirando a proteção de aço.

- Retirar o papelão ou plástico que se encontra abaixo do aço.

- O zinco é a seguinte camada, que seve ser retirada e lavada com água e

detergente e posta para secar.

- Finalmente retirar o bastão de carbono (grafite) central da pilha e igualmente

lavar.

- Transferir o resto da pilha para um Becker e acrescentar 50mL de água e

agitar bem.

- Filtrar a mistura e transferir o filtrado para um erlenmeyer que deve ser

aquecido para retirar o resto da água. Neste papel estará o dióxido de

manganês.

- O filtrado tem a mistura de cloreto de zinco e amônio.

RESPONDA:

1. Como a pilha funciona?

2. Quais as reações químicas estão envolvidas neste processo?

3. Pilha polui? Pesquise quais as conseqüências o descarte indevido

provoca no meio ambiente.

DURAÇÃO MÉDIA: 40 minutos de experimento. Ao professor: Com este experimento as compreensões do

funcionamento de uma pilha em função de suas partes constituintes

46

acompanham as explicações da conversão de energia química em energia

elétrica, o que são eletrodos e pode iniciar as discussões sobre os tipos de

pilhas.

A eletroquímica abrange todos processos químicos que envolvem

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 temo), este processo é denominado de eletrólise.

(Resumindo: pilha e bateria são processos químicos que ocorrem

espontaneamente e gera 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, pois ela possuia um tubo que ligava as duas

cubas, este tipo foi chamado de ponte salina. Esta pilha ficou conhecida como

pilha de Daniell.

Fig. 1- Em uma célula eletroquímica, uma reação tem lugar em duas regiões separadas.

47

Catodo é o eletrodo positivo, é o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre

ganho de elétrons, já anodo é o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre

oxidação, ocorre perda de elétrons. Nesta pilha é possível verificar as semi-

equações da reação.

Cu2+ +2e- --> Cu(s)

O íon cobre (Cu2+) da solução é reduzido por 2 e- que vem da corrente elétrica.

Zn(s) --> Zn2+ + 2e-

O zinco é oxidado, formando íon zinco (Zn2+) e 2 e-. Estes elétrons serão os

responsáveis pela geração da corrente elétrica do sistema (pilha).

Cu2+ + 2e- --> Cu0

Zn0 --> Zn2+ + 2e-

________________

__

Zn0 + Cu2+ --> Zn2+

+ Cu0

Com o desenvolvimento da reação, ocorrerá formação de cobre metálico,

que se depositará na superfície do eletrodo de cobre, já o eletrodo de cobre

será corroído, pois o zinco está se transformando em íons que irão para a

solução de sulfato de zinco.

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 pode ser dado, de uma maneira simplificada por: E =

48

Emaior - Emenor , sendo Emaior e Emenor, os potenciais padrões de redução de cada

semi equação.

Potencial padrão é medido em relação ao hidrogênio, que teve por

convenção, a denominação de potencial padrão de Hidrogênio, que vale 0V. 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.

A partir disso é possível verificar alguns fatos que ocorrem no nosso dia-

a-dia e são explicados pelas reações eletroquímicas.

49

Qual o princípio de funcionamento e constituição de uma pilha? MATERIAIS: - 1 placa de cobre

- 1 placa de zinco

- 2 fios elétricos com “jacaré”

- 1 bocal de lâmpada

- 1 Béquer de 250mL

REAGENTES:

- Solução de ácido sulfúrico 20%

- Solução de permanganato de

potássio 0,25m.l-1 (recém preparada)

PROCEDIMENTO:

- Adicionar 100mL da solução de ácido sulfúrico e 100mL de solução de

permanganato de potássio em um Bécker de 250mL;

- Conectar o bocal com a lâmpada aos fios com jacarés;

50

- Conectar as placas de zinco e de cobre aos fios pelos jacarés;

- Introduzir as placas de zinco e de cobre na solução paralelas e próximas;

- Observar o que acontece.

RESPONDA:

1. Como a pilha funciona? 2. Quais as reações químicas estão envolvidas neste processo? 3. Por que a lâmpada acendeu?

DURAÇÃO MÉDIA: 40 minutos. Ao professor: com este experimento as compreensões do

funcionamento de uma pilha em função de suas partes constituintes acompanham as explicações da conversão de energia química em energia elétrica, o que são eletrodos e pode iniciar as discussões sobre os tipos de pilhas. Vide experimento 13.

51

Vamos analisa o fenômeno de velocidade de reações químicas e a

influência em relação à concentração, temperatura e área de exposição. MATERIAIS:

- 4 Bécker de 100mL

- 3 Tubos de ensaio

- 1 proveta de 10mL

- Padrão de pH

- 1 cronômetro

REAGENTES:

- 3 comprimidos efervescentes

- indicador universal

- água destilada

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PROCEDIMENTO:

- Numerar os três Becker. No primeiro Becker (1), colocar 80mL de água

gelada; no número 2, água a temperatura ambiente e, no 30, colocar água

quente;

- Ao mesmo tempo adicionar aos 3 béqueres os comprimidos efervescentes e

anotar o tempo necessário para a total dissolução de cada comprimido;

- Numerar os três tubos de ensaio e colocar em cada tubo 2 mL de solução de

cada Becker correspondente e 2 gotas de indicador universal. Anote com o

padrão o pH correspondente;

- Triture 3 comprimidos de efervescente e adicione-os aos béqueres. Anotar o

tempo necessário para a total dissolução de cada comprimido.

- Compare os tempos obtidos usando os comprimidos inteiros e os triturados.

RESPONDA:

1. Por que a temperatura influenciou na velocidade da reação?

2. Qual dissolução ocorre mais rapidamente, a do comprimido inteiro ou

do triturado? Explique por quê.


Ao professor: Através da aplicação deste experimento todo o conteúdo

de cinética básica pode ser explicado, como conceitos de equilíbrio químico,

velocidade de reação e condições de que se ocorra uma reação química.

Uma reação química ocorre quando certas substâncias sofrem

transformações em relação ao seu estado inicial. Para que isso possa

53

acontecer, as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem

ser restabelecidas de outra maneira. Não existe uma velocidade geral para

todas as reações químicas, cada uma acontece em sua velocidade específica.

Algumas são lentas e outras são rápidas, como por exemplo: a oxidação

(ferrugem) de um pedaço de ferro é um processo lento, pois levará algumas

semanas para reagir com o oxigênio do ar. Já no caso de um palito de fósforo

que acendemos, a reação de combustão do oxigênio ocorre em segundos

gerando o fogo, sendo assim é uma reação rápida.

A velocidade das reações químicas depende de uma série de fatores: a

concentração das substâncias reagentes, a temperatura, a luz, a presença de

catalisadores, superfície de contato. Esses fatores nos permitem alterar a

velocidade natural de uma reação química, vejamos por que:

Concentração de reagentes: Quanto maior a concentração dos reagentes, mais

rápida será a reação química. Essa propriedade está relacionada com o

número de colisões entre as partículas. Exemplo: uma amostra de palha de aço

reage mais rápido com ácido clorídrico concentrado do que com ácido

clorídrico diluído.

Temperatura: De um modo geral, quanto maior a temperatura, mais

rapidamente se processa a reação. Podemos acelerar uma reação lenta,

submetendo os reagentes a uma temperatura mais elevada. Exemplo: se

cozinharmos um alimento em panela de pressão ele cozinhará bem mais

rápido, devido à elevação de temperatura em relação às panelas comuns.

Luz: Certas reações, as chamadas reações fotoquímicas, podem ser

favorecidas e aceleradas pela incidência de luz. Trata-se de uma reação de

fotólise, ou seja, da decomposição de uma substância pela ação da luz.

Podemos retardar a velocidade de uma reação diminuindo a quantidade de luz.

Exemplo: A fotossíntese, que é o processo pelo qual as plantas convertem a

energia solar em energia química, é uma reação fotoquímica.

Catalisadores: São substâncias capazes de acelerar uma reação.

Exemplo: alguns produtos de limpeza contêm enzimas para facilitar na

remoção de sujeiras. Essas enzimas facilitam a quebra das moléculas de

substâncias responsáveis pelas manchas nos tecidos.

Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato dos

reagentes, maior será a velocidade da reação. Exemplo: os antiácidos

54

efervescentes quando triturados se dissolvem mais rápido em água do que em

forma de comprimido inteiro, isto porque a superfície de contato fica maior para

reagir com a água.

55

Está muito lento? Vamos acelerar! MATERIAIS:

- Provetas;

- Espátula.

REAGENTES:

- Peróxido de Hidrogênio (água

oxigenada);

- Iodeto de Potássio;

- Anilina de diferentes cores;

- Detergente líquido comum.

PROCEDIMENTO:

- Coloque em cada proveta a mesma quantidade de água oxigenada e

detergente;

- Adicione gotas anilina de diferentes cores;

- Adicione, com a espátula, um pouco de iodeto de potássio em cada

56

uma das provetas;

- Observar o que ocorre.

RESPONDA: 1. O que é catálise? 2. O que é um processo de decomposição?

Duração média: 35 minutos de experimento. Ao professor: A velocidade de uma reação química depende de

numerosos fatores, como, por exemplo, das concentrações dos reagentes, da

temperatura, de catalisadores etc. Catálise é a modificação da velocidade de

uma reação química pela presença e atuação de uma dada substância

(catalisador) que não se altera quimicamente no processo. Os catalisadores

apresentam grande importância na indústria química, pois possibilitam ou

aceleram certas reações químicas. São também importantes nas reações

bioquímicas, pois, sem eles, as reações essenciais para o metabolismo

ocorreriam tão vagarosamente que o mundo, como nós o conhecemos, não

existiria.

Neste experimento observa-se o aumento da velocidade de formação de

espuma pela adição de um catalisador.

Na reação de decomposição da água oxigenada, segundo a reação:

ocorre a formação de um gás oxigênio. Em condições normais, o gás

oxigênio permanece disperso na água sob a forma de espuma, que é um tipo

de colóide onde bolhas de gás estão espalhadas em uma superfície liquida

com uma fina película de líquido separando as bolhas de gás entre si.

57

Formação de espuma pode ser facilitada pela presença de detergentes,

que, à semelhança dos sabões, formam colóides desse tipo. Esse é um efeito

físico.

Já no experimento descrito, além da formação de espuma devido à

presença de um detergente, a velocidade da reação química que ocorre é

grandemente acelerada por um catalisador, no caso, pelo iodeto de potássio,

através do íon iodato.

Neste caso, ocorrem as seguintes reações químicas:

1. O iodeto de potássio em solução aquosa (aq) está ionizado:

2. Em presença da água oxigenada, poderoso oxidante, o íon iodeto

passa a íon iodato:

3. Observe que íon iodeto se recompõe ao final:

58

Por que o leite tem qualidades diferentes? Onde está esta diferença?

MATERIAIS:

- 6 Pedaços de Pano Fino (40 cm2)

- 6 Béqueres de 250mL

- 1 Tela de amianto sobre tripé

- 1 Bico de gás

REAGENTES:

- 200mL de Leite Tipo A, B, C.

- 10mL de vinagre

PROCEDIMENTO:

- Aqueça os 200mL de leite até ficar morno, após adicione o vinagre

lentamente, até que se formem grumos de material branco. Esta massa é a

proteína chamada caseína.

- Filtre este material em um dos pedaços de pano.

- Leve novamente a leve aquecimento no soro extraído nesta etapa novos

grumos aparecerão. Esta massa é a proteína albumina.

- Filtre este material no pano que sobrou.

- Para cada tipo de leite repita este procedimento.

59

RESPONDA:

1. Em ordem crescente liste os tipos de leite de acordo com a maior concentração de caseína. Faça este mesmo exercício para a albumina.

2. Por que as quantidades de proteínas resultaram em valores diferentes?

3. Qual a importância do consumo destas duas proteínas para o ser

humano?

DURAÇÃO MÉDIA: 20 minutos de experimento. Ao professor: Com este experimento podem ser tratados conceitos

sobre a bioquímica e compostos orgânicos em relação às proteínas do leite,

métodos de separação de misturas, tipos de soluções.

O leite recebe, no comercio, diferentes classificações baseadas em

critérios que consideram desde a forma de ordenha até o transporte e o

processamento. A Tabela 1 resume alguns desses critérios. Até que ponto

essa classificação resulta em produtos uniformes? Ou seja, todos os leites do

mesmo tipo (A, B, C etc.) são semelhantes? Têm o mesmo teor de nutrientes?

Tabela 1: Alguns tipos de leite

Classificação do Leite Características

Tipo A Ordenha mecânica;. Pasteurização na própria granja leiteira

Tipo B Ordenha mecânica;transporte sob refrigeração; pasteurização na usina

Tipo C Ordenha manual ou mecânica; transporte sem refrigeração às usinas de pasteurização

Reconstituído Leite em pó ao qual de adicionou água

Leite em Pó Leite desidratado

Leite Longa Vida Esterilizado pelo processo UHT (Ultra High Temperature) pelo qual o leite é aquecido durante 4 a 6s à temperaturas próximas de 140º C

60

Tabela 2: Fraudes do leite

Materiais Função

Antibióticos Conservar o leite, evitando contaminação de microorganismos.

Formol Conservar o leite, evitando contaminação de microorganismos.

Urina “disfarçar” a adição de água ao leite, mantendo a densidade inicial

Amido “Disfarçar” a adição de água ao leite, mantendo a densidade inicial.

Ácido Salicílico e salicilatos Conservar o leite, evitando contaminação de microorganismos.

Ácido Bórico e Boratos Conservar o leite, evitando contaminação de microorganismos.

Bicarbonato de Sódio “Disfarçar” o aumento de acidez do leite observado quando ele está em estágio de deterioração.

61

Será que estamos tomando leite? MATERIAIS: - 1 Pedaços de Pano Fino (40 cm2) - 1 Béqueres de 250mL - 1 Tela de amianto sobre tripé - 1 Bico de gás - 3 Tubos de Ensaio grandes

REAGENTES: - 200mL de Leite. - 10mL de vinagre - 20mL de solução de Iodo - 20mL de solução de FeCl3 -Glicerina - Solução de NaOH -Fenolftaleína

PROCEDIMENTO: - Em um tubo de ensaio aqueça 10mL de leite levemente e adicione 5 a 7 gotas da solução de iodo. Este teste indica a existência de amidose a solução ficar azul,roxa ou preta. - Aqueça os 100mL de leite até ficar morno, após adicione o vinagre lentamente, até que se formem grumos de material branco. Filtre este material no pedaço de pano. Ao soro extraído acrescente de 15 a 20 gotas de percloreto de ferro (III). A coloração de rosa a violeta indica a presença de salicilato. - Em 20mL de leite adicione gotas da solução de hidróxido de sódio lentamente até o aparecimento da cor rosa. Acrescente então 4mL de glicerina. Se a cor rosa desaparecer indicará a presença de ácido H3BO3.

62

PESQUISAR:

1. Por que se adiciona formol ao leite? 2. Fraudes têm acontecido relatando adulteração de leite, a adição de

amido é uma delas. Mas, por quê se adiciona amido ao leite?

3. Formol, pode? DURAÇÃO MÉDIA: 45 minutos de experimentação contínua.

Ao professor: com este experimento podem ser tratados conceitos sobre a bioquímica e compostos orgânicos em relação às proteínas do leite, métodos de separação de misturas, tipos de soluções. Vide experimento 17.

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MATERIAIS:

- 1 Pedaços de Pano Fino (40 cm2)

- 1 Béqueres de 250mL

- 1 Tela de amianto sobre tripé

- 1 Bico de gás

REAGENTES:

- 100mL de Leite Integral

- 10mL de vinagre

- 50mL de formol

PROCEDIMENTO:

- Aqueça os 200mL de leite até ficar morno, após adicione o vinagre

lentamente, até que se formem grumos de material branco. Esta massa é a

proteína chamada caseína.

- Filtre este material no pedaço de pano e aperte até remover todo o soro.

- Molde um cubo com a massa de caseína.

- No Béquer restante, adicione o formol e mergulhe o cubo formado e deixe

em repouso por 5 dias.

- Após este tempo, retire o cubo do formol, lave bem e deixe secar ao sol.

Estando seco, pode ser lixado ou polido.

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RESPONDA:

1. O que é a caseína? 2. Para que o formol tem maior utilização? Como ele age? 3. No experimento foi formado um material plástico. O que são os

plásticos? A que tipo de compostos eles pertencem?

DURAÇÃO MÉDIA: 25 minutos de experimento, após só aguardar a formação do polímero.

Ao professor: com este experimento podem ser abordados conceitos sobre a

bioquímica e compostos orgânicos em relação às proteínas do leite, reações de

polimerização e tipos de polímeros.

Considerações sobre os principais constituintes do leite:

Água

É o constituinte quantitativamente mais importante, no qual estão

dissolvidos, dispersos ou emulsionados os demais componentes. A maior parte

encontra-se como água livre, embora haja água ligada a outros

componentes, como proteínas, lactose e substâncias minerais.

Gordura

A gordura no leite ocorre como pequenos glóbulos contendo

principalmente triacilgliceróis, envolvidos por uma membrana lipoproteica. O

leite de vaca possui aproximadamente 440 ésteres de ácidos graxos e os

principais são o ácido palmítico e o ácido oleico. A gordura é o constituinte que

mais sofre variações (Tabela 1) em razão de alimentação, raça, estação do ano

e período de lactação.

Vitaminas

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Tanto no leite humano como no leite bovino estão presentes todas as

vitaminas conhecidas. As vitaminas A, D, E e K estão a s s o c i a d a s aos

glóbulos de gordura e as demais ocorrem na fase

aquosa do leite. A concentração das vitaminas lipossolúveis depende da

alimentação do gado, exceto a da vitamina K. Esta, como as vitaminas

hidrossolúveis, é sintetizada no sistema digestivo dos ruminantes.

Proteínas

O leite bovino contém vários compostos nitrogenados, dos quais

aproximadamente 95 por cento ocorrem

como proteínas e 5 por cento como compostos nitrogenados não-proteicos. O

nitrogênio proteico do leite é constituído de cerca de 80 por cento de nitrogênio

caseínico e de 20 por cento de nitrogênio não-caseínico (albuminas e

globulinas). Diversos fatores influenciam na composição e na distribuição das

frações nitrogenadas do leite bovino, tais como temperatura ambiente, doenças

do animal, estágio de lactação, número de parições, raça, alimentação e teor

energético da alimentação.

Enzimas

Numerosas enzimas podem ser encontradas no leite, como lipases,

proteinases, óxido-redutases, fosfatases, catalase e peroxidase. O

desenvolvimento, intencional ou não, de microrganismos no leite

contribui para o complexo enzimático. A atividade dessas enzimas é

influenciada pelas condições do

meio (temperatura, pH, acesso ao substrato), sendo alteráveis pelo

processamento tecnológico.

Lactose

A lactose é o glucídio característico do leite, formado a partir da glicose e

da galactose, sendo o constituinte sólido predominante e menos variável.

Tratamentos térmicos ocasionam reações de escurecimento a partir da

lactose, particularmente a reação de Maillard (quadro), com uma diminuição

do valor nutricional diretamente proporcional à intensidade e o tempo de

aquecimento.

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Substâncias minerais

O leite contém teores consideráveis de cloro, fósforo, potássio, sódio,

cálcio e magnésio e baixos teores

de ferro, alumínio, bromo, zinco e manganês, formando sais orgânicos e

inorgânicos. A associação entre os

sais e as proteínas do leite é um fator determinante para a estabilidade das

caseínas ante diferentes agentes desnaturantes. O fosfato de cálcio,

particularmente, faz parte da estrutura das micelas de caseína.

Propriedades físico-químicas

Sabor e odor

O leite fresco, produzido sob condições ideais, apresenta sabor sui

generis pouco pronunciado, essencialmente devido à relação entre lactose e

cloretos, apresentando-se como doce e salgado, não ácido e não amargo,

podendo ser afetado em condições como a ocorrência de mamite (infecções

do úbere). Sabores e odores pronunciados em leite fresco devem-se

usualmente à alimentação (ração,

silagem) e ao ambiente de ordenha.

Cor

A cor branca do leite resulta da dispersão da luz refletida pelos glóbulos

de gordura e pelas partículas coloidais de caseína e de fosfato de cálcio. A

homogeneização torna o leite mais branco, pela maior dispersão da luz. A cor

amarelada provém do pigmento caroteno, que é lipossolúvel. Cores anormais

podem resultar de desenvolvimento microbiano, como a cor vermelha causada

pela bactéria

Serratia marcescens e a cor azul, pela bactéria do gênero Pseudomonas.

Acidez

O leite, logo após a ordenha, apresenta reação ácida com a

fenolftaleína, mesmo sem que

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nenhuma acidez, como ácido lático, tenha sido produzida por fermentações. A

acidez do leite fresco deve- se à presença de caseína, fosfatos, albumina,

dióxido de carbono e citratos. A acidez natural

do leite varia entre 0,13 e 0,17 por cento, expressa como ácido lático. A

elevação da acidez é determinada pela transformação da lactose por enzimas

microbianas, com formação de ácido lático, caracterizando a acidez

desenvolvida do leite. Tanto a acidez natural quanto a acidez desenvolvida

são quantificadas, simultaneamente, em titulações por soluções alcalinas.

PH

Para o leite proveniente de diversas fontes, após misturado, o pH varia

entre 6,6 e 6,8, com média de 6,7 a 20 °C ou 6,6 a 25 °C. No caso da secreção

após o parto (colostro), o pH varia de 6,25 no primeiro dia a 6,46 no terceiro. O

leite proveniente de animais com mamite é levemente alcalino, podendo atingir

pH 7,5. O leite apresenta considerável efeito tampão, especialmente em pH

entre 5 e 6, em razão da presença de dióxido de carbono, proteínas, citratos,

lactatos e fosfatos.

Densidade

A densidade do leite varia entre 1,023 g/mL e 1,040 g/mL a 15 °C; o

valor médio é 1,032 g/mL. Leite com

alto teor de gordura apresenta maior densidade em relação a leite com baixo

teor de gordura, em razão do aumento do extrato seco desengordurado que

acompanha o aumento no teor de gordura.

Ponto de congelamento

Em um leite contendo 12,5 por cento de extrato seco (4,75 por cento de

lactose e 0,1 por cento de cloretos), o ponto de congelamento aproximado será

-0,531 °C, em razão do abaixamento do ponto de congelamento causado pela

lactose (-0,296 °C), pelos sais (-0,119 °C) e por outros constituintes

dissolvidos (uréia, dióxido de carbono). Esses valores, entretanto, dependem

de diversos fatores

relacionados com o animal, o ambiente, o processamento industrial e as

técnicas crioscópicas.

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Ponto de ebulição

As substâncias dissolvidas no leite fazem com que o ponto de ebulição

seja levemente maior

que o da água. As temperaturas médias de ebulição, ao nível do mar, situam-

se entre 100 e 101 °C.

Calor específico

O conhecimento do calor específico do leite e dos produtos lácteos é

essencial à engenharia de processos

e ao dimensionamento de equipamentos. A 15 °C, o leite integral, o leite

desnatado e o creme de leite (30 por cento de gordura) apresentam calores

específicos de 3,93 kJ K-1 kg-1, 3,95 kJ K-1 kg-1 e 4,11 kJ K-1 kg-1,

respectivamente.

Tensão superficial

Os valores da tensão superficial do leite integral, do leite desnatado e do

creme de leite são 55,3 mN/m, 57,4 mN/m e 49,6 mN/m, respectivamente.

Aumento nos teores de constituintes tensoativos (proteínas, ácidos graxos

livres) ocasiona redução da tensão superficial do leite.

Viscosidade

O leite é mais viscoso que a água, em razão da presença de proteínas e

lipídios, podendo sofrer alterações

com o processamento industrial. O leite integral e o leite desnatado têm

viscosidades médias, a 20 °C, de

1,631 mPa s e 1,404 mPa s, respectivamente.

Condutividade elétrica

A presença de íons no leite,particularmente na forma de sais, possibilita

a passagem de corrente elétrica,

dependente da atividade desses íons. Em média, a condutividade do leite varia

entre 4,61 mS/cm a 4,92 mS/cm.

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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS • http://www.moderna.com.br/didaticos/em/atividades/quimica

• http://www.scielo.br

• http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt

• http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt

• http://www.cq.ufam.edu.br

• http://www.geocities.com/CollegePark/Bookstore

• http://ucsnews.ucs.br/ccet/defq/naeq/material_didatico

• http://www.brasilescola.com/geografia

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