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Laboratório de Química – QUI126 2015

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Apresentação

Estamos iniciando mais uma etapa do seu Curso de Graduação.

Esta disciplina é oferecida para vários Cursos da área de Ciências Exatas e tem por objetivo realizar

investigações experimentais envolvendo conteúdos básicos da química. A teoria que fundamenta e elucida os

resultados que iremos encontrar foi estudada em disciplinas anteriores ou será abordada antes da realização do

experimento.

Para cada aula/tema foi elaborada uma auto-avaliação com o objetivo de levar você estudante a avaliar seu

progresso, auxiliando-o no desenvolvimento da sua autonomia, da sua responsabilidade com o estudo e da sua

independência intelectual. Espera-se que você adquira as competências e habilidades indicadas nos objetivos

propostos para cada atividade. Se elas não forem alcançadas você deverá estudar com mais empenho o tema

proposto e reorientar seus estudos, buscando ajuda com o professor ou com os tutores/monitores, visando atingir a

aprendizagem.

Para atingir a aprendizagem você deve REALIZAR todos os experimentos com bastante atenção, respeitando os procedimentos indicados neste roteiro, anotando todas as alterações observadas, ANALISAR os resultados de forma crítica, buscando relacioná-los com a teoria que o fundamenta, CONCEITUAR o tema que está sendo desenvolvido e EXEMPLIFICAR com fatos e coisas que possam mostrar sua aplicação, identificando portanto a importância do estudo de cada tema.

Por ser uma disciplina realizada em um laboratório de química todas as normas de segurança e

recomendações devem ser seguidas para evitar ou minimizar riscos.

Não pode haver bom resultado onde a dedicação não acompanha a execução. Procure ser cauteloso e agir

com responsabilidade no laboratório, seja qual for a atividade que você estiver executando.

O seu sucesso dependerá muito da sua dedicação aos estudos.

O roteiro de cada aula prática foi elaborado de forma a apresentar os OBJETIVOS que se pretende alcançar em cada experimento, uma INTRODUÇÃO de forma simplificada ou agregada a alguma questão prática que correlacione a importância dos temas, PARTE EXPERIMENTAL com detalhamento das experiências a serem realizadas, com espaço para apresentação dos RESULTADOS, BIBLIOGRAFIA e algumas QUESTÕES (auto-avaliação) para verificação do conhecimento adquirido. Apesar de recomendável, não foram descritos os materiais,

reagentes e vidrarias utilizados em cada aula, mas o aluno deverá relacioná-los sempre após cada aula como uma

forma de fixação deste conteúdo já abordado em outras disciplinas.


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Segurança Química

_______________________________________________________________________________________________ OBJETIVOS

▶ Explicar como se deve trabalhar no laboratório de química;

▶ Apresentar os perigos e as normas de segurança em um laboratório de química;

▶ Identificar a classificação padrão dos produtos químicos.

_______________________________________________________________________________________________

AULA 1

Para trabalhar em um

laboratório de Química, o

que devo saber?

Conhecer sobre descarte de reagentes:

resíduo e rejeito

Conhecer a indumentária apropriada

Identificar a classificação dos

produtos químicos

Conhecer os equipamentos e

vidrarias

Usar Jaleco (avental) Óculos de segurança

Conhecer as normas de segurança

Manusear adequadamente os reagentes: sólidos,

líquidos e gases


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Para tirar o máximo de proveito de um laboratório, você deve seguir alguns princípios básicos, principalmente porque isso resulta em segurança para você e para as pessoas que estão compartilhando este ambiente de trabalho. É necessário que todos os usuários conheçam e pratiquem determinadas regras, desde o primeiro instante que pretenderem permanecer em um laboratório. Indumentária Apropriada

• Avental de mangas compridas, longos até os joelhos, com fios de algodão na composição do tecido. • Calça comprida de tecido não inteiramente sintético. • Sapato fechado, de couro ou assemelhado. • Óculos de segurança. • Luvas

☞ Equipamentos de Proteção Individual (EPI) – avental, luvas, proteção facial/ocular e proteção respiratória.

Indumentária Proibida

• Bermuda ou short. • Sandália, Chinelo, Sapato aberto. • Uso de lente de contato. • Uso de braceletes, correntes ou outros adereços. • Avental de nylon ou 100% poliéster.

Faça no Laboratório

• Lave as mãos antes de iniciar seu trabalho. • Lave as mãos entre dois procedimentos. • Lave as mãos antes de sair do laboratório. • Certifique-se da localização do chuveiro de emergência, lava-olhos, e suas operacionalizações. • Conheça a localização e os tipos de extintores de incêndio no laboratório. • Conheça a localização das saídas de emergências.

Não Faça no Laboratório

• Fumar • Comer • Correr • Beber • Sentar ou debruçar na bancada • Sentar no chão • Não use cabelo comprido solto • Não (ou evite) trabalhar solitário no laboratório • Não manuseie sólidos e líquidos desconhecidos apenas por curiosidade


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Com os Ácidos

• Adicione sempre o ácido à água; nunca faça o inverso.

Com Bicos de Gás

• Feche completamente a válvula de regulagem de altura de chama. • Abra o registro do bloqueador da linha de alimentação. • Providencie uma chama piloto e aproxime do bico de gás. • Abra lentamente a válvula de regulagem de altura de chama até que o bico de gás ascenda. • Regule a chama.

Com Soluções

• Cerca de 80% das soluções químicas concentradas são nocivas aos organismos vivos, principalmente se ministradas por via oral.

• Não transporte soluções em recipientes de boca larga, se tiver que efetuá-lo por certa distância, triplique sua atenção durante o percurso e solicite a um colega que o acompanhe.

• Não leve à boca qualquer reagente químico, nem mesmo o mais diluído. • Certifique-se da concentração e da data de preparação de uma solução antes de usá-la. • Não pipete, aspirando com a boca, líquidos cáusticos, venenosos ou corantes, use pêra de segurança. • Não use o mesmo equipamento volumétrico para medir simultaneamente soluções diferentes. • Volumes de soluções padronizadas, tiradas dos recipientes de origem e não utilizadas, devem ser descartados

e não retornados ao recipiente de origem.

Com Sólidos e Líquidos

• O descarte deverá ser efetuado em recipientes apropriados separando-se o descarte de orgânicos de inorgânicos.

• Cuidados com Aquecimento, incluindo: Reação exotérmica, chama direta, resistência elétrica e banho-maria. • Não aqueça bruscamente qualquer substância. • Nunca dirija a abertura de tubos de ensaio ou frascos para si ou para outrem durante o aquecimento. • Não deixe sem o aviso "cuidado material aquecido", equipamento ou vidraria que tenha sido removida de sua

fonte de aquecimento, ainda quente e deixado repousar em lugar que possa ser tocado inadvertidamente. • Não utilize "chama exposta" em locais onde esteja ocorrendo manuseio de solventes voláteis, tais como

éteres, acetona, metanol, etanol, etc. • Não aqueça fora das capelas, substâncias que gerem vapores ou fumos tóxicos.

Manuseio e Cuidados com Frasco de Reagentes

• Leia cuidadosamente o rótulo do frasco antes de utilizá-lo, habitue-se a lê-lo, mais uma vez, ao pegá-lo, e novamente antes de usá-lo.

• Ao utilizar uma substância sólida ou líquida dos frascos de reagentes, pegue-o de modo que sua mão proteja o rótulo e incline-o de modo que o fluxo escoe do lado oposto ao rótulo.

• Muito cuidado com as tampas dos frascos, não permita que ele seja contaminada ou contamine-se. Se necessário use o auxílio de vidros de relógio, placas de Petri, etc. para evitar que isso aconteça.

• Ao acondicionar um reagente, certifique-se antes da compatibilidade com o frasco, por exemplo, substâncias sensíveis à luz, não podem ser acondicionadas em embalagens translúcidas.

• Não cheire diretamente frascos de nenhum produto químico, aprenda esta técnica e passe a utilizá-la de início,


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mesmo que o frasco contenha perfume. • Os cuidados com o descarte de frascos vazios de reagentes não devem ser menores que os cuidados com o

descarte de soluções que eles dão origem. • Cuidados com Aparelhagem, Equipamentos e Vidrarias Laboratoriais: Antes de iniciar a montagem, inspecione

a aparelhagem, certifique-se de que ela esteja completa, intacta e em condições de uso. • Não utilize material de vidro trincado, quebrado ou com arestas cortantes. • Não seque equipamentos volumétricos utilizando estufas aquecidas ou ar comprimido. • Não utilizes tubos de vidro, termômetros em rolha, sem antes lubrificá-los com vaselina e proteger as mãos

com luvas apropriadas ou toalha de pano.

Classificação dos Produtos Químicos

O Global Harmonization System - GHS é uma abordagem técnica desenvolvida para definir os perigos específicos de cada produto químico, para criar critérios de classificação utilizando dados disponíveis sobre os produtos químicos e seus perigos já definidos e para organizar e facilitar a comunicação da informação de perigo em rótulos e FISPQ´s (Fichas de Informação de Segurança para Produtos Químicos). No Brasil estas normas são regulamentadas pela NBR 14725.

As substâncias químicas podem ser agrupadas, portanto, segundo suas características de periculosidade. Porém é importante lembrar que é muito complexa a harmonização de classificação e rotulagem dos produtos químicos perigosos, ou seja, as substâncias que têm propriedades capazes de produzir danos à saúde ou danos materiais.

A classificação destas substâncias ou os símbolos de periculosidade são uma forma clara e rápida de identificar o perigo que elas representam.

As substâncias são agrupadas em nove classes de risco especificadas abaixo:

- CLASSE 1: Explosivos

- CLASSE 2: Gases

- CLASSE 3: Líquidos Inflamáveis

- CLASSE 4: Sólidos Inflamáveis

- CLASSE 5: Substâncias Oxidantes

- CLASSE 6: Substâncias Tóxicas e Substâncias Infectantes

- CLASSE 7: Materiais Radioativos

- CLASSE 8: Substâncias Corrosivas

- CLASSE 9: Substâncias e Perigosos Diversos

Uma substância pode se enquadrar em mais de uma classe de risco.


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CLASSE 1 - EXPLOSIVOS

Bomba explodindo em preto/fundo laranja

• Substâncias que podem explodir sob efeito de calor, choque ou fricção. As temperatura de detonação são muito variáveis. Ex: nitroglicerina (117ºC); isocianato de mercúrio (180ºC); trinitrotolueno (470ºC).

• Certas substâncias formam misturas explosivas com outras. Ex: cloratos com certos materiais combustíveis; tetrahidroresorcinol com metais.

• Outras substâncias tornam-se explosivas em determinadas concentrações. Ex; ácido perclórico a 50%.

CLASSE 2 - GASES

Chama em preto ou branco/fundo vermelho (inflamável) Cilindro para gás preto ou brnaco/fundo verde (não inflamável, não tóxico) Caveira em preto/fundo branco (gases tóxicos)

• Gás é dos estados da matéria. Nesse estado a substância move-se livremente, ou seja, independente do perigo apresentado pelo produto, seu estado físico representa por si só uma grande preocupação, uma vez que expandem-se indefinidamente. Assim, em caso de vazamento, os gases tendem a ocupar todo o ambiente mesmo quando possuem densidades diferentes à do ar.

Além do perigo inerente ao estado físico, os gases podem apresentar perigos adicionais, como por exemplo a inflamabilidade, toxicidade, poder de oxidação e corrosividade, entre outros.

• Os gases comprimidos são singulares, tendo em vista que representam tanto um risco químico, como um risco físico.

• Estes são armazenados em cilindros. Um vazamento no cilindro ou sistema de canalização cria um risco em potencial para uma intoxicação, um incêndio ou uma explosão. Os cilindros de gás são identificados pela cor, segundo NBR 12176:1999.


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CLASSE 3 - LÍQUIDOS INFLAMÁVEIS Chama em preto ou branco/fundo vermelho

A inflamabilidade depende dos seguintes parâmetros:

� Ponto de Ignição ou Ponto de Fulgor (flash point): temperatura acima da qual uma substância desprende suficiente vapor para produzir fogo quando em contato com o ar e uma fonte de ignição (centelha, chama aberta).

� Ponto de Autoignição: temperatura acima da qual uma substância desprende vapor suficiente para produzir fogo espontaneamente quando em contato com o ar.

• Os líquidos inflamáveis são classificados conforme abaixo representado:

Grupo de Risco Ponto de Fulgor Ponto de Ebulição I < 23º C < 35º C II < 23º C > 35º C III Entre 23º C e 60,5º C > 35º C

Exemplos:

1. Éter Etílico: Ponto de fulgor = -45º C; Ponto de Ebulição = 35º C (grupo de risco I) 2. Benzeno: Ponto de fulgor = -11º C; Ponto de Ebulição = 80º C (grupo de risco II) 3. Ácido Acético: Ponto de fulgor = 39º C; Ponto de Ebulição = 48º C (grupo de risco III)


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CLASSE 4 - SÓLIDOS INFLAMÁVEIS

Chama em preto/fundo branco com sete listras verticais em vermelho Chama em preto/fundo metade superior branca e metade inferior vermelha

(substâncias sujeitas a combustão espontânea) Chama em preto ou branco/fundo azul (substâncias que em contato com a água

emitem gases inflamáveis)

• Sólidos facilmente inflamáveis: Ex: hidretos metálicos

CLASSE 5 - SUBSTÂNCIAS OXIDANTES E PERÓXIDOS ORGÂNICOS

Chama sobre um círculo em preto/fundo amarelo

CLASSE 6 - SUBSTÂNCIAS TÓXICAS E INFECTANTES

Caveira em preto/fundo branco (substâncias venenosas) “X” sobre uma espiga de trigo com a inscrição NOCISO/fundo preto (substâncias venenosas)

Três meias-luas crescentes superpostas em um círculo em preto com a inscrição substância infectante/fundo branco (substância infectante)

• As substâncias tóxicas podem ser encontradas em diferentes estados físicos: gases e vapores, líquidos, sólidos e aerodispersóides (poeira, fumo, névoas e neblinas).


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• As principais vias de acesso de uma substância tóxica ao organismo são: inalação, absorção cutânea, ingestão e injeção.

• Os efeitos tóxicos podem ser classificados como: agudo, crônico ou cumulativo, local, sistêmico, ação combinada, antagonismo e tolerância.

• Nosologia das substâncias tóxicas: irritantes, corrosivas, asfixiantes, anestésicos, carcinógenos, mutagenos e teratogenos.

Definições importantes:

- Agente tóxico: substância que cause dano grave ou morte, através de uma interação físico-química com o tecido vivo.

- Toxicidade: é a capacidade que uma substância tem de produzir dano a um organismo vivo, quando entra em contato com o mesmo.

- DL50: é a dose única de uma substância química que causa a morte de 50% dos animais de uma dada população de organismos expostos, em condições experimentais definidas.

Parâmetros na classificação de toxicidade da União Européia

Categoria DL50 para ratazanas

(mg/kg massa corporal)

Muito tóxico menor que 25

Tóxico de 25 a 200

Nocivo de 200 a 2000

Valor da DL50 de algumas substâncias

Substância química DL50 para ratazanas,

via oral (mg/kg massa corporal)

Sacarose (açúcar de mesa) 29700

Ácido ascórbico (vitamina C) 11900

Etanol (álcool etílico) 7060

Cloreto de sódio (sal de mesa) 3000

Paracetamol (princípio ativo de diversos medicamentos analgésicos e antipiréticos) 1944

THC (princípio ativo da marijuana) 1270

Arsénico 763


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Cumarina 293

Ácido acetilsalicílico (princípio ativo da Aspirina) 200

Cafeína (princípio ativo do café) 192

Nicotina (princípio ativo do tabaco) 50

Estricnina 16

Fósforo branco 3,03

Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Dose_letal_mediana

- Limite de tolerância: é a concentração de uma determinada substância química, presente no ambiente de trabalho, sob o qual os trabalhadores podem ficar expostos durante toda sua vida laboral, sem sofrer efeitos adversos à sua saúde. Essa concentração é expressa em partes por milhão (ppm) ou miligramas por metro cúbico (mg/m3).

- Limite de tolerância – Média ponderada pelo tempo: representa a concentração média ponderada, existente durante a jornada de trabalho, ou seja, pode ter valores acima do limite fixado, desde que, sejam compensados por valores abaixo deste, acarretando uma média ponderada igual ou inferior ao limite de tolerância.

- Valor teto: é a concentração máxima, permitida no ar, de uma substância tóxica, não podendo ser ultrapassada em nenhum momento da jornada de trabalho.

CLASSE 7 - SUBSTÂNCIAS RADIOATIVAS

Trifólio em preto com a inscrição RADIOATIVO – barra vermelha após a palavra radioativo/fundo branco

Trifólio em preto com a inscrição RADIOATIVO – duas barras vermelhas após a palavra radioativo/fundo superior amarelo/fundo inferior branco (transporte)

• Radioatividade é a propriedade que alguns tipos de átomos instáveis apresentam de emitir energia e partículas subatômicas, o que se convenciona chamar de decaimento radioativo ou desintegração nuclear.

• A radioatividade tem três campos de aplicação para fins pacíficos: médico, quando se aproveita sua capacidade de penetração e perfeita definição do feixe emitido para o tratamento de tumores e diversas doenças da pele e dos tecidos em geral; industrial, nas áreas de obtenção de energia nuclear mediante procedimentos de fissão ou ruptura de átomos pesados; e científico, para o qual fornece, com mecanismos de bombardeamento de átomos e aceleração de partículas, meios de aperfeiçoar o conhecimento sobre a estrutura da matéria nos níveis de organização subatômica, atômica e molecular.


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CLASSE 8 - SUBSTÂNCIAS CORROSIVAS

Líquido pingando de dois recipientes de vidro e atacando uma mão e um pedaço de metal em preto/fundo superior branco e fundo inferior preto

• Substâncias que quando em contato com tecidos vivos ou materiais podem exercer sobre eles efeitos destrutivos.

O contato desses produtos com a pele e os olhos pode causar severas queimaduras, motivo pelo qual deverão ser utilizados equipamentos de

proteção individual compatíveis com o produto envolvido.

CLASSE 9 - SUBSTÂNCIAS PERIGOSAS DIVERSAS

Sete listras na metade superior em preto/fundo branco

DIAGRAMA DE HOMMEL

Nesta simbologia, cada um dos losangos expressa um tipo de risco, a que será atribuído um grau de risco variando

entre 0 e 4, conforme explicitado a seguir.


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Exemplo:

FIQUE ATENTO

• Explosivo: evitar choques, fricção, faíscas, fogo e calor. • Oxidantes: evitar todo contato com substâncias comburentes. • Inflamável: manter longe de chamas, faíscas e fontes de calor. • Tóxico: evitar qualquer contato com o corpo humano. Em caso de mal estar procurar imediatamente um

médico. No caso de substâncias cancerígenas e mutagênicas, ver indicações especiais. • Corrosivo: evitar contato com os olhos, pele e roupa mediante medidas protetoras especiais. Não inalar os

vapores. Em caso de acidente ou mal estar, procurar imediatamente um médico. • Irritante: evitar contato com os olhos e a pele. Não inalar os vapores.

RÓTULO DE UM REAGENTE QUÍMICO

Primeiros Socorros

Nome IUPAC

Fórmula Molecular

Massa Molecular

Símbolo de periculosidade


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INCÊNDIO

Para que haja fogo é necessário que existam os seguintes fatores:

O fogo é um processo químico que obedece rigorosamente a Lei das proporções Definitivas ou Lei de Proust.

Condições para a combustão:

De 0 a 8% de Oxigênio Não ocorre De 8 a 13% de Oxigênio Lenta De 13 a 21% de Oxigênio Viva

1. CUIDADOS PARA EVITAR INCÊNDIOS

• Assegurar o bom estado dos quadros da rede elétrica. • Assegurar o uso adequado das tomadas conforme recomendações especificadas em “normas básicas para

uso de equipamento elétrico”. • Armazenamento dos bujões de gás em local bem ventilado fora do prédio. Tolera-se o uso de bujões de até 13

kg no interior do prédio em áreas seguras. • Solventes químicos não podem ser armazenados próximos a fornos, estufas e locais aquecidos. • Os laboratórios devem ser fechados adequadamente, porém, permitindo o acesso à Brigada de Incêndio, visto

que o incêndio pode se alastrar e ameaçar a Instituição como um todo.

2. EQUIPAMENTOS PARA CONTROLAR INCÊNDIOS

• Extintores de incêndio para produtos químicos (extintores PQS de pó), eletricidade (extintores de CO2) e para papéis (extintores de água pressurizada) devem estar à disposição. Em instalações que utilizam muito equipamento elétrico, deve-se ter um maior número de extintores para eletricidade; em locais que contenham muitos produtos químicos, deverá haver mais extintores PQS. Os dois podem ser utilizados em ambos os casos, porém procurando sempre utilizar o mais adequado.

• Os extintores devem estar dentro do prazo de validade e fixados em locais de fácil acesso, como por exemplo, nos corredores. Em locais de maior periculosidade, recomenda-se que haja um extintor a cada 10m. Também


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se recomenda a colocação de um extintor dentro dos laboratórios que contenham muitos solventes ou equipamentos elétricos.

3. COMO PROCEDER EM CASO DE INCÊNDIO

• Se forem percebidos indícios de incêndios (fumaça, cheiro de queimado, estalidos, etc.), aproxime-se a uma distância segura para ver o que está queimando e a extensão do fogo.

• Dê o alarme pelo meio disponível aos responsáveis. • Se não souber combater o fogo, ou não puder dominá-lo, saia do local, fechando todas as portas e janelas

atrás de si, mas sem trancá-las, desligando a eletricidade, alertando os demais ocupantes do andar e informando os laboratórios vizinhos da ocorrência do incêndio.

• Não perca tempo tentando salvar objetos, salve sua vida. • Mantenha-se vestido, pois a roupa protege o corpo contra o calor e a desidratação. • Procure alcançar o térreo ou as saídas de emergência do prédio, sem correr. • Jamais use o elevador, pois a energia é normalmente cortada, e ele poderá ficar parado, sem contar que existe

o risco dele abrir justamente no andar em chamas. • É da responsabilidade de cada chefe de laboratório conhecer os disjuntores de suas instalações.

Classes de Incêndios:

• Classe “A”: Materiais que queimam em superfície e em profundidade. Exemplos: madeira, papel, tecido.

•••• Classe “B”: Os líquidos inflamáveis. Queimam na superfície. Exemplos: álcool, gasolina, querosene.

• Classe “C”: Equipamentos elétricos e eletrônicos energizados. Exemplos: computadores, televisores, motores.


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• Classe “D”: Materiais que requerem agentes extintores específicos. Exemplos: pó de zinco, sódio, magnésio.

Fonte: http://www.areaseg.com/bib/11%20-%20Fogo/apostila-02.pdf

Tipos de Extintores:

• Extintor de água pressurizada-gás:

Indicado com ótimo resultado para incêndios de Classe “A”. Contra-indicado para as Classes “B” e “C”.

Modo de usar: Rompa o lacre e aperte o gatilho, dirigindo o jato para a base do fogo.

Água-gás: Este tipo possui uma pequena ampola de ar comprimido. Abra o registro da ampola de gás e dirija o jato para a base do fogo.

Processo de extinção: Resfriamento.

• Extintor de espuma:

Indicado com ótimo resultado para incêndios de classe “B” e com bom resultado para a classe “A”. Contra indicado para a classe “C”.

Modo de usar: Aproxime-se com segurança do líquido em chamas, inverta a posição do extintor (posicione-o de cabeça para baixo) e dirija o jato para um anteparo, de modo que a espuma gerada cubra o líquido como uma manta.

Processo de extinção: Abafamento. Um processo secundário é o resfriamento (umidificação).

• Extintor de pó químico seco

Indicado com ótimo resultado para incêndios de classe “C” e sem grande eficiência para a classe “A”. Não possui contra-indicação.

Modo de usar: Rompa o lacre e aperte o gatilho, dirigindo o jato para base do fogo.

Processo de extinção: Abafamento.

• Extintor de gás-carbônico

Indicado para incêndios de classe “C” e sem grande eficiência para a classe “A”.

Não possui contra indicação.

Modo de usar: Rompa o lacre e aperte o gatilho, dirigindo o difusor para a base do fogo. Não toque no difusor, pois com a passagem de gás por ele, ele poderá gelar e agarrar a pele ao ser tocado.

Processo de extinção: Abafamento.


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Obs.: Incêndios de classe “D” requerem extintores específicos podendo, em alguns casos, ser utilizado o de gás carbônico (CO2) ou pó químico seco (PQS).

Extintor de Água Extintor de Espuma Extintor de CO2

Resíduos Químicos

Caracterizar e classificar um material residual significa identificar as propriedades ou características daquele material que possam causar danos ao homem e ao meio ambiente. Eta ação subsidia diretamente a tomada de decisões técnicas e econômicas em todas as fases do manejo do material. Assim materiais residuais caracterizados como perigosos devem sofre manuseio, estocagem, segregação, rotulagem e tratamento criteriosos, ao passo que materiais não perigosos podem ser manejados com menor grau de complexidade. Rejeitos considerados perigosos devem ser necessariamente tratados antes da disposição final, enquanto que rejeitos considerados não perigosos podem ser descartados no ambiente após a devida consideração da legislação ambiental vigente.

Definições:

� Material residual: termo usado para abranger, genericamente, qualquer resíduo ou rejeito produzido por uma

fonte geradora.

� Resíduo: é um material residual remanescente de alguma apropriação, processo ou atividade e que, em

princípio, possui um potencial de uso, para o próprio gerador ou não, com ou sem tratamento.

� Rejeito: é um material residual remanescente de alguma apropriação, processo ou atividade, porém,

inservível, já que não apresenta possibilidade técnica ou econômica de uso, com ou sem tratamento, devendo

ser tratado para descarte no meio ambiente.


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� Resíduo perigoso: material (substância ou mistura de substâncias) com potencial de causar danos a

organismos vivos, materiais, estruturas ou ao meio ambiente; ou ainda, que pode tornar-se perigoso por

interação com outros materiais

� Danos: explosão, fogo, corrosão, toxicidade a organismos ou outros efeitos deletérios.

Em laboratórios químicos os resíduos perigosos mais usuais compreendem:

• solventes orgânicos

• resíduos de reações

• reagentes contaminados, degradados ou fora do prazo de validade

• soluções-padrão

• fases móveis de cromatografia

CLASSIFICAÇÃO DO MATERIAL RESIDUAL

No Brasil, o processo para classificar um material residual como perigoso deve seguir o recomendado pela

ABNT NBR 10.004 e a consulta a seus oito anexos, apresentam, entre outros atos normativos, listagens de resíduos perigosos.

Segundo a NBR 10.004:2004 os resíduos são classificados em:

a) Classe I: Perigosos São aqueles que podem apresentar riscos à saúde pública ou ao meio ambie'l:e, em função de suas características de inflamabilidade, corrosividade, reatividade, toxicidade ou patogenicidade. b) Classe II: Não Perigosos .

• Classe II A: Não Inertes São resíduos que não apresentam periculosidade, porém, não são inertes e podem ter propriedades como combustibilidade, biodegradabilidade ou solubilidade em água .

• Classe II B: Inertes

São resíduos que, submetidos ao teste de solubilização, não apresentam nenhum de seus constituintes solubilizados em concentrações superiores aos padrões de potabilidade da água.

☞☞☞☞ Segregação de resíduos perigosos

Definição de grupos de resíduos: deverão ser definidos considerando-se, além das peculiaridades do inventário, as

características fisico-químicas, periculosidade, compatibilidade e o destino final dos resíduos.


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Classes de resíduos químicos que devem ser adotadas:

Inorgânicos

� soluções aquosas de metais pesados

� ácidos

� bases

� sulfetos

� cianetos

� mercúrio metálico (recuperação)

� sais de prata (recuperação)

Orgânicos

Para descarte (incineração/co-processamento):

� solventes não halogenados, < 5% água

� solventes não halogenados, > 5% água

� solventes halogenados

� peróxidos orgânicos

� pesticidas e outros de alta toxicidade aguda ou crônica

Para recuperação (se houver possibilidade de formação de misturas azeotrópicas, avaliar o custo/benefício da recuperação)

� solventes clorados

� acetatos e aldeídos

� hidrocarbonetos

� álcoois e cetonas


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TRATAMENTO DE MATERIAIS RESIDUAIS

Métodos de Tratamento

Tratamento químico • neutralização ácido-base

• precipitação química

• oxidação redução

• absorção em carvão ativado

• troca iônica Tratamento físico • remoção física: destilação, evaporação, extração

por solvente, extração por arraste a vapor, troca iônica, precipitação, cristalização, filtração, adsorção, osmose reversa

• microencapsulamento

• estabilização Tratamento térmico • incineração

• co-processamento

• combustão em caldeiras e fornos

• detonação

• vitrificação Tratamento biológico • bioremediação Disposição no solo • aterro industrial

SUBSTITUIÇÃO DE MÉTODOS E MATERIAIS

Processos químicos são tradicionalmente geradores de problemas ambientais devido ao manejo de substâncias reconhecidamente perigosas que, muitas vezes, são descartadas de forma inadequada no ambiente. Entretanto, a química verde surgiu como uma proposta de minimizar a geração de resíduos e é definida como “a criação, o desenvolvimento e a aplicação de produtos e processos químicos para reduzir ou eliminar o uso e a geração de substâncias tóxicas”.

A minimização de materiais residuais começa com decisões corretas na hora de planejar os experimentos e ensaios. É necessário avaliar previamente todo o potencial de periculosidade que envolve a adoção de um determinado experimento e, se prejudicial ao homem ou ao ambiente, pesquisar sobre métodos equivalentes alternativos, substituição de produtos por outros menos perigosos e mesmo verificar a possibilidade de reaproveitamento do material residual gerado. O planejamento de experimentos é uma das mais importantes estratégias de redução na fonte e deve ser incentivada em todo laboratório que faça uso de produtos químicos perigosos.


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QUEIMADURAS:

a) Queimaduras causadas por calor seco (chama ou objetos aquecidos):

Queimaduras leves, refrescar com água fria, secar e aplicar pomada de picrato de butesina. No caso de queimaduras graves, refrescar com água fria e cobrir com gase esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio 5 %. Contactar um médico imediatamente.

b) Queimaduras por ácidos:

Lavar imediatamente o local com água corrente em abundância durante cinco minutos. Em seguida, lavar com solução saturada de bicarbonato de sódio e novamente com água. Secar e aplicar mertiolate. OBS: No caso de a queimadura ser muito severa lavar apenas com bastante água e procurar um médico.

c) Queimaduras por álcalis:

Lavar a área atingida imediatamente com bastante água corrente durante cinco minutos. Tratar com solução aquosa de ácido acético 1 % e lavar novamente com água. Secar e aplicar mertiolate.

OBS: No caso de a queimadura ser grave lavar apenas com água e procurar um médico.

ÁLCALIS NOS OLHOS:

Lavar com água corrente em abundância durante quinze minutos.

Depois disso, aplicar solução aquosa de ácido bórico 1%.

INTOXIDAÇÃO POR INALAÇÃO DE GASES:

Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar.

INGESTÃO DE SUBSTÂNCIAS TÓXICAS:

Administrar o "antídoto universal", que possui a seguinte composição: 2 partes de carvão ativo, 1 parte de óxido de magnésio e 1 parte de ácido tânico (pirogalol). Essa mistura deve ser conservada seca até o momento de ser usada; na ocasião do emprego deve-se dissolver uma colher de sopa da mistura em meio copo de água morna.


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Referências Bibliográficas: 1. Golgher, M.; Segurança em Laboratório, CRQ-MG, Belo Horizonte-MG, 2006. 2. Figueiredo, D.V.; Manual para Gestão de Resíduos Perigosos de Instituições de Ensino e Pesquisa; Conselho Regional de Química de Minas Gerais, Belo Horizonte, 2006. 3. http://pt.wikipedia.org/wiki/Dose_letal_mediana, acessado em 10/03/2014. 4. http://www.areaseg.com/bib/11%20-%20Fogo/apostila-02.pdf, acessado em 10/03/2014.

AUTO-AVALIAÇÃO

1. Construa o diagrama de Hommel para o ácido acético, álcool etílico e propanona.

2. Qual a diferença entre uma combustão lenta e a combustão viva?

3. Atenção especial deve ser dada na organização de um almoxarifado de produtos químicos. Cite três produtos químicos incompatíveis entre si e que, portanto, não podem ser armazenados próximos uns dos outros. Explique por quê.

4. Quais os extintores de incêndio devem estar disponíveis em um condomínio residencial? Onde eles devem estar alocados?

5. A dipirona sódica é encontrada no medicamento novalgina. Procure, na literatura, o valor da DL50 deste princípio ativo e compare com a DL50 do paracetamol apresentada neste roteiro. Qual composto é mais tóxico?


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Vidrarias, equipamentos e técnicas básicas

_______________________________________________________________________________________________

OBJETIVOS

▶ Identificar as principais vidrarias e equipamentos usados no laboratório de química;

▶ Apresentar técnicas básicas usadas no laboratório de química;

_______________________________________________________________________________________________

Antes de iniciar qualquer experimento em um laboratório químico, é importante familizar-se com os equipamentos disponíveis, conhecer seu funcionamento, indicação de uso e a maneira correta de manuseá-lo.

Grande maioria dos equipamentos utilizados nos laboratórios é de vidro, portanto é necessário muito cuidado ao manuseá-los. Estes podem ser de vidro comum, pirex ou de quartzo fundido.

A seguir apresentaremos alguns equipamentos básicos utilizados rotineiramente em laboratórios de química e suas funções.

VIDRARIAS

AULA 2

Tubo de ensaio: utilizado para realização de reações químicas em pequena escala, principalmente testes qualitativos. Podem ser aquecidos em movimentos circulares diretamente sob a chama do Bico de Busen.

Tubos de ensaio devem ser aquecidos de forma que a extremidade aberta não esteja virada para

uma pessoa.

Béquer: utilizado para dissolver uma substância em outra, preparar soluções em geral, aquecer líquidos, dissolver substâncias sólidas e realizar reações.

Erlenmeyer: devido ao seu gargalo estreito, é utilizado para dissolver substâncias, agitar soluções e aquecer líquidos sobre a tela de amianto. Integra várias montagens como filtrações, destilações e titulações.

Kitassato: frasco com saída lateral, utilizados em "filtrações a vácuo", ou seja, nas quais é provocado um vácuo parcial dentro dos recipiente para acelerar o processo de filtração.

Funil comum: utilizado em filtrações simples, com o auxílio de um papel de filtro, e transferir líquidos de um recipiente para outro.


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Balão de fundo chato: utilizado para aquecer brandamente líquidos ou soluções, realizar reações com desprendimentos de gás e armazenar líquidos ou soluções.

Balão de fundo redondo: utilizado para aquecer líquidos ou soluções e realizar reações em geral. É também utilizado em sistemas de refluxo e evaporação a vácuo, acoplado à Rotavapor.

Balão volumétrico: utilizado para preparar e diluir soluções com volumes precisos e prefixados. Não pode ser aquecido, pois possui grande precisão de medida. Equipamento calibrado.

Proveta: utilizada para medir volumes de líquidos sem grande precisão.

Vidro de relógio: utilizado normalmente na pesagem e no transporte de substâncias químicas. É também utilizado para cobrir, por exemplo, cápsula de porcela de modo a proteger os sólidos e evitar perda de reagentes.

Pipeta graduada: utilizada para medida de volumes variáveis de líquidos com boa precisão dentro de uma determinada escala. Não pode ser aquecida. Equipamento calibrado.

Pipeta volumétrica: utilizada para medir, com grande precisão, um volume fixo de líquidos. Não pode ser aquecida. Equipamento calibrado.

Bureta: utilizada para medida precisa de volume de líquidos. Permite o escoamento controlado de líquido através da torneira. Equipamento utilizado em titulações. Não pode ser aquecida. Equipamento calibrado.

Funil de separação/decantação: utilizado para separar líquidos imiscíveis e na extração líquido-líquido. Também é conhecido como funil de bromo.

Condensador: utilizado para condensar os vapores produzidos no processo de destilação ou aquecimento sob refluxo. Existem condensadores de Liebig ou de tubo reto, de bolas e de serpentina.

Bastão de vidro/baqueta: utilizado para agitação de soluções e de líquidos, na dissolução de sólidos, no auxílio para transferência de líquidos de um recipiente para outro, etc.

Placa de Petri: utilizada para secagem de substâncias. É um recipiente raso com tampa. Em Biologia são utilizadas para desenvolvimento de culturas de fungos ou bactérias.

Tubo de Thiele: utilizado na determinação do ponto de fusão das substâncias. Existem equipamentos eletrônicos para este fim.


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Dê o nome a cada uma das vidrarias abaixo:

Bolinha de vidro: utilizada em montagens de refluxo e destilação para evitar a superebulição (fenômeno em que um líquido ferve a uma temperatura maior que seu ponto de ebuilição). Pode também ser de porcelana.

Dessecador: utilizado para guardar substâncias em atmosfera com baixa umidade. Contém substâncias higroscópicas, ou seja, que absorvem a umidade do meio.


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UTENSÍLOS DE PORCELANA

Dê o nome a cada um dos utensílios abaixo:

Funil de Büüüüchner: utilizado em filtrações a vácuo em conjunto com o kitassato.

Cadinho: utilizado para calcinações de substâncias, no aquecimento e fusão de sólidos a altas temperaturas. Pode também ser constituído de ferro, prata ou platina.

Cápsula: utilizado na evaporação de líquidos. Pode ser aquecido diretamente na chama.

Almofariz e pistilo: utilizado para trituração e pulverização de sólidos. Pode também ser constituído de ágata.


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UTENSÍLOS GERAIS

Dê o nome a cada um dos utensílios abaixo:

Tela de amianto: tela metálica (de aço), com o centro recoberto em amianto ou cerâmica, utilizada para distribuir uniformemente o calor recebido da chama do bico de Busen para todo o recipiente.

Argola ou anel: utilizado para suporte de funil vidro em montagens de filtração, decantação, etc.

Garra metálica: utilizada para fixar os diversos equipamentos, mantendo a montagem estável.

Pinça de madeira: utilizada para segurar tubos de ensaio.

Suporte para tubos de ensaio: utilizado para sustentação de tubos de ensaio.

Tripé: utilizado para dar sustentação à tela de amianto ou ao triângulo de porcelana.

Suporte universal: utilizado para dar sustentação aos materiais de laboratório.

Pinça metálica: utilizado para segurar objetos aquecidos.

Piseta ou frasco lavador: utilizado para lavagem de diversos materiais. Normalmente contém água destilada, mas outros solventes podem também ser armazenados.

Espátula: utilizada para transferência de substâncias sólidas.

Trompa de vácuo: utilizada para reduzir a pressão no interior de um frasco, principalmente durante a filtração sob pressão reduzida.

Pipetador de borracha ou pêra: utilizado para encher pipetas por sucção, principalmente no caso de líquidos voláteis, irritantes ou tóxicos.


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EQUIPAMENTOS

Agitador magnético: utilizado para agitar soluções e líquidos. Podem ser só de agitação e/ou com aquecimento.

Manta aquecedora: utilizado para aquecimento de líquidos inflamáveis contidos em um balão de fundo redondo.

Balança: utilizado para determinação de massa. As balanças mecânicas mais precisas têm sua sensibilidade restrita a uma ordem de grandeza de 0,01g. As eletrônicas podem ter precisão de 0,0001g. Para boa utilização, devem estar niveladas e ter manutenção e calibração periódica.

Centrífuga: utilizado para separação de misturas imiscíveis do tipo sólido-líquido, quando o sólido se encontra finamente disperso no líquido.

Estufa: utilizado para secagem de materiais em geral, principalmente vidrarias.

Capela: utilizada para manusear substâncias gasosas, tóxicas, irritantes, etc.


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Dê o nome dos equipamentos abaixo:

O BICO DE BUNSEN

Possui na sua base um regulador de entrada de ar, a chama torna-se amarela e relativamente fria (com temperatura mais baixa). A esta temperatura a combustão é incompleta. Com o aumento da entrada de ar a chama torna-se azul, mais quente e forma um cone interior distinto, mais frio.

Bomba de vácuo: utilizada para reduzir a pressão no interior de um recipiente.

Bico de Bünsen: é utilizado como fonte de calor destinada ao aquecimento de materiais não inflamáveis. Possui como combustível normalmente o G.L.P (butano e propano) e como comburente o gás oxigênio do ar atmosférico que em proporção otimizada permite obter uma chama de alto poder energético.


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Zona neutra: é uma zona interna próxima da boca do tubo, limitada por uma "camada" azulada que contém os gases que ainda não sofreram combustão. É a região de menor temperatura da chama (300 ºC a 530 ºC).

Zona redutora: é uma zona intermediária, luminosa, que fica acima da zona neutra e forma um pequeno "cone", onde se inicia a combustão do gás. Nesta zona forma-se monóxido de carbono, que se decompõe por ação do calor dando origem a pequenas partículas de carbono, que, sendo incandescentes, dão luminosidade à chama e espalham-se sobre a tela de amianto na forma de "negro de fumo". Região da chama de temperatura intermediária (530 ºC a 1540 ºC).

Zona oxidante: zona externa de cor violeta-pálido, quase invisível, que compreende toda a região acima e ao redor da zona redutora. Os gases que são expostos ao ar sofrem combustão completa, formando gás carbônico e água. Região de maior temperatura (1540 ºC).

TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATÓRIO

Transferência de sólidos: não utilizar a mesma espátula para transferir amostras de substâncias diferentes. Este procedimento pode contaminar os reagentes. Transferência de líquidos: pode-se usar conta-gotas, bastão de vidro, funil de vidro e pipetas. Leitura do nível de um líquido - menisco: para ler corretamente o nível de um líquido, é importante olhar pela linha tangente ao menisco, que é côncavo, no caso de líquidos que aderem ao vidro, e convexo, no caso de líquidos que não aderem ao vidro (mercúrio). O menisco consiste na interface entre o ar e o liquido a ser medido. O seu ajuste deve ser feito de modo que o seu ponto inferior fique horizontalmente tangente ao plano superior da linha de referência ou traço de graduação, mantendo o plano de visão coincidente com esse mesmo plano.


30

Papel de filtro dobrado liso: é utilizado quando se deseja produzir uma filtração mais lenta e o líquido é o que mais interessa no processo. Papel de filtro pregueado: é utilizado quando se deseja produzir uma filtração mais rápida e o sólido é o que mais interessa no processo. Filtração simples e a vácuo: a filtração simples é o processo usado para a separação de uma mistura heterogênea sólido-líquido. Na filtração à vácuo de uma mistura sólido-líquido usa-se um funil chamado de funil de Buchner, cujo fundo é perfurado e sobre o qual se coloca o papel de filtro.

vácuo

Filtração Simples Filtração à Vácuo

Aumenta a superfície de contato entre a mistura e o papel


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Decantação: o processo de decantação é utilizado na separação de dois líquidos não miscíveis.

Centrifugação: é o processo utilizado para acelerar a sedimentação das fases. Destilação: é o processo utilizado para separação de misturas, podendo ser simples ou fracionada.

Fonte: http://www.quiprocura.net/separa_mistura2.htm


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PARTE PRÁTICA

Procedimento 1: Utilização da “pêra” para medidas de volume

• Com o auxílio de uma pipeta graduada e de uma pêra, meça 10 mL de água destilada contida no béquer e transfira para o erlenmeyer de volume apropriado.

• Utilizando uma garra, prenda uma bureta de 25 ou 50 mL a um suporte universal. Com o auxílio de um béquer, preencha uma bureta com água destilada. Tire a bolha e acerte o zero. Deixe escoar 12 mL de água para o erlenmeyer.

Procedimento 2: Utilização da balança para pesar sólidos

• Utilizando um almofariz com pistilo, triture bastões de giz até a completa pulverização do mesmo. • Utilizando uma balança e com o auxílio de um vidro de relógio e uma espátula, pese 0,3570 g do sólido

triturado. • Transfira o pó de giz pesado para um béquer e adicione, com o auxílio de uma proveta, 25 mL de água

destilada. Agite a mistura com um bastão de vidro. • Filtre a mistura, utilizando a técnica de filtração simples. Use o papel de filtro dobrado corretamente.

Procedimento 3: Aquecimento no bico de Busen

• Adicionar 4 mL de água destilada em um tubo de ensaio. • Segurar o tubo, próximo à boca, com pinça de madeira. • Aquecer a água, na chama, com pequena agitação, até a ebulição da água.

Procedimento 4: Realizando uma decantação

• Em um béquer com auxílio de uma proveta, prepare uma mistura contendo 10 mL de água e 10mL de óleo. • Transfira a mistura para o funil de decantação e realize a separação das fases.

Procedimento 5: Realizando uma calcinação

• Colocar uma pequena porção de sulfato de cobre pulverizado em um cadinho de porcelana, adaptado num triângulo de porcelana.

• Aqueça com a chama forte. • Observar depois de alguns minutos a mudança de cor do composto.


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1. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S.L.; Bispo, J.G. Química Básica Experimental, Editora Icone, São Paulo, SP, 1998. (ISBN: 85-274-0511-3).

Referência Bibliográfica:

AUTO-AVALIAÇÃO

1. Porque a maioria dos materiais usados em laboratórios químicos são feitos de vidro?

2. Cite duas substâncias higroscópicas que poderiam ser usadas em um dessecador.

3. Quando deve ser usada uma pipeta volumétrica? E uma pipeta graduada?

4. Qual a função da tela de amianto?

5. O que é calcinação?

6. Qual técnica você usaria para separar álcool da gasolina. Explique.

7. Cite duas vidrarias de alta precisão volumétrica.

8. Qual a precisão da pipeta graduada e da proveta usadas no laboratório?


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Reações químicas inorgânicas

_______________________________________________________________________________________________

OBJETIVOS

▶ Identificar as principais reações químicas inorgânicas;

▶ Representar através de equações, as principais reações químicas inorgânicas.

_______________________________________________________________________________________________

Dica para o acompanhamento desta aula. Procure recordar os conteúdos de nomenclatura dos

compostos inorgânicos (ácidos, bases, sais, óxidos), número de oxidação, fórmulas químicas (símbolo dos

elementos, ânions e cátions). As técnicas básicas de laboratório sempre serão utilizadas nas aulas de

química.

Reações

Químicas

Nomenclatura dos

compostos

Número de oxidação

Técnicas básicas de laboratório

Fórmulas químicas

AULA 3


35

Os químicos já investigaram centenas de milhares de reações e outras milhares esperam ser investigadas.

Reação química é uma transformação em que uma espécie de matéria, ou mais de uma, se transforma em uma nova espécie de matéria ou em diversas novas espécies de matéria. As mudanças que ocorrem em qualquer reação envolvem, simplesmente, a reorganização dos átomos (lei da conservação da massa - Lavoisier).

Podemos representá-la usando a equação química equilibrada, que mostra as quantidades relativas dos reagentes (substâncias que se combinam na reação) e dos produtos (substâncias que se formaram). Esta relação entre as quantidades dos reagentes e produtos é chamada de estequiometria, e os coeficientes das fórmulas, na equação equilibrada, são os coeficientes estequiométricos.

Numa equação química indicam-se os estados físicos dos reagentes e produtos. O símbolo (s) indica sólido, (g) indica gás e (l) líquido. As reações químicas podem ser divididas em dois grupos: a) reações químicas em que há transferência de elétrons e b) reações químicas em que não há transferência de elétrons. Conforme sua natureza, podem ainda ser classificadas como reações de: síntese, decomposição ou análise, deslocamento ou troca, dupla troca, oxidação-redução, exotérmicas e endotérmicas.

PARTE PRÁTICA

Procedimento 1:

• Colocar, no bico de Bunsen, um pedaço de fita de magnésio de aproximadamente 1 cm.

• Observar a formação de um pó branco. Represente, no quadro abaixo, a equação química completa da reação ocorrida no procedimento 1. Qual o nome IUPAC do composto branco formado na reação ocorrida no procedimento 1.

Classifique a reação química ocorrida.

Não olhar diretamente para a chama, pois a luz emitida

por esta reação é prejudicial aos olhos

Procedimento 2: Deve ser realizado na capela

• Adicionar 1 mL de ácido clorídrico

• Em outro tubo de ensaio adicionar a mesma

• Mergulhar a ponta de um bastão de vidroacima da superfície da solução de Represente, no quadro abaixo, a equação química completa da reação ocorrida no procedimento 2. Qual o nome IUPAC do composto formado na reação


Procedimento 3: Prática demonstrativa

Monte o esquema conforme representado na figura abaixo, de forma que a vara de de cal.

• Adicionar no tubo 1 aproximadamen

• Adicionar no tubo 2, solução de hidróxido de cálcio

• Fechar o sistema e aquecer lentamente o tubo 1 até que apareça uma

• Parar o aquecimento e imediatamente separar os dois tubos a fim de evitar que o líquido

Laboratório de Química –

na capela

ácido clorídrico concentrado em um tubo de ensaio. adicionar a mesma quantidade de hidróxido de amônio concentrado.

Mergulhar a ponta de um bastão de vidro no tubo que contém o ácido clorídrico. Aproximar acima da superfície da solução de hidróxido de amônio sem tocá-la. Observar.

Represente, no quadro abaixo, a equação química completa da reação ocorrida no procedimento 2.

Qual o nome IUPAC do composto formado na reação ocorrida no procedimento 2.


demonstrativa

Monte o esquema conforme representado na figura abaixo, de forma que a vara de

aproximadamente 2 g de carbonato de magnésio.

hidróxido de cálcio (conhecida como água de cal)

Fechar o sistema e aquecer lentamente o tubo 1 até que apareça uma turvação no tubo 2.

Parar o aquecimento e imediatamente separar os dois tubos a fim de evitar que o líquido

QUI126 2015

36

quantidade de hidróxido de amônio concentrado. no tubo que contém o ácido clorídrico. Aproximar esta ponta até 1 cm


Monte o esquema conforme representado na figura abaixo, de forma que a vara de vidro fique imersa na água

.

turvação no tubo 2.

Parar o aquecimento e imediatamente separar os dois tubos a fim de evitar que o líquido reflua para o tubo 1.


37

Represente, no quadro abaixo, a equação química completa da reação ocorrida no procedimento 3, TUBO 1. Qual o nome IUPAC dos compostos formados na reação ocorrida no TUBO 1.

Classifique a reação química ocorrida, no TUBO 1.

Represente, no quadro abaixo, a equação química completa da reação ocorrida no procedimento 3, TUBO 2. Qual o nome IUPAC do composto formado na reação ocorrida no TUBO 2.

Classifique a reação química ocorrida, no TUBO 2.

Procedimento 4:

• Adicionar, em um tubo de ensaio, aproximadamente de 1 mL de uma solução de ácido clorídrico 1 mol/L.

• Adicionar um pedaço de fita de magnésio de aproximadamente 0,5 cm ao tubo de ensaio contendo o ácido clorídrico. Observar.



38

Qual o nome IUPAC dos compostos formados na reação ocorrida no procedimento 4.

Classifique a reação química ocorrida. Procedimento 5:

• Adicionar, em um tubo de ensaio, 1 mL de solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L.

• Em seguida adicionar 2 gotas de solução de nitrato de prata 0,1 mol/L.

• Agitar e observar.

Represente, no quadro abaixo, a equação química completa da reação ocorrida no procedimento 5. Qual o nome IUPAC dos compostos formados na reação ocorrida no procedimento 5.


• Adicionar, em um tubo de ensaio, 1 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol/L.

• Meça a temperatura da solução.

• Com o termômetro ainda no interior do tubo, adicionar, com o auxílio de um conta-gotas, a mesma quantidade de solução de hidróxido de sódio 1 mol/L. Meça novamente a temperatura.

T inicial = T final =



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Qual o nome IUPAC dos compostos formados na reação ocorrida no procedimento 6.


• Adicionar, em um tubo de ensaio, 2 mL de água destilada.

• Meça a temperatura do meio

• Acrescentar, ao tubo de ensaio, aproximadamente 200 mg de cloreto de amônio. Meça novamente a temperatura.

T inicial = T final =

Represente, no quadro abaixo, a equação química completa do procedimento 7.



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Referências Bibliográficas:

1. Voguel, A . I; Química Analítica Qualitativa, 5ª Edição, Editora Mestre Jou, São Paulo,1981. 2. Lenzi, E. Favero, L.O.B.; Tanaka, A.S.; Filho, E.A.V.; Silva, M.B. Química Geral Experimental, Freitas Bastos

Editora, Rio de Janeiro, 2004 (ISBN: 85-353-0217-4)

1. Quais as evidências que indicam a ocorrência de reações químicas?

2. O que é um precipitado?

3. Quais das reações realizadas na parte prática podem ser classificadas como

de reações de oxi-redução? Identifique, nestas reações, a espécie oxidante e

a redutora.

4. A amônia é obtida pela decomposição do hidróxido de amônio. Represente a

equação química deste processo de decomposição.

5. Como você classifica o composto formado no procedimento 1 (ácido ou

básico). Explique.

6. Busque, na literatura, uma reação química que exemplifique cada um dos

tipos de reações apresentadas na aula de hoje.

AUTO-AVALIAÇÃO


41

Estequiometria de reações

químicas

_______________________________________________________________________________________________

OBJETIVOS

▶ Determinar a estequiometria de uma reação através dos métodos das variáveis contínuas;

▶ Determinar a fórmula mínima de um composto, através de reação química, usando o método das variáveis

contínuas.

_______________________________________________________________________________________________

AULA 4

Quando uma reação química é realizada em um laboratório, é necessário que se

conheça as quantidades de reagentes a serem utilizadas. Par isso torna-se essencial

o conhecimento estequiométrico, onde as equações balanceadas fornecem dados

que ajudam na determinação quantitativa dos reagentes e dos produtos.

Lei de

Lavoisier

Lei de

Proust


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A fórmula química de uma substância indica a espécie e o número relativo dos átomos que se combinam para

formar a substância, enquanto as equações químicas indicam as substâncias que reagem e as que são produzidas,

bem como a relação molar das mesmas na reação.

Em condições idênticas, uma reação química obedece sempre às mesmas relações ponderais, ou seja,

obedece a uma determinada estequiometria. A estequiometria, portanto, relaciona-se com as informações quantitativas

que podem ser tiradas de uma reação química. Havendo excesso de um dos reagentes, este excesso não reage,

podendo ser recuperado.

Um método simples para determinar a estequiometria de uma reação é o método das variáveis contínuas. Consideremos a sua aplicação no caso de 2 substâncias “A” e “B” (que podem ser moléculas ou íons) que reagem

formando o composto AxBy.

x A + y B AxBy

O problema consiste em determinar os valores de “x” e “y”. Para isso, devem ser efetuados diversos ensaios,

misturando-se quantidades variáveis de A e B, de tal modo que a soma das concentrações iniciais de A e B na mistura

seja sempre a mesma (mesmo número de mols total de A e B, para um mesmo volume final de mistura, em todos os

ensaios). A quantidade de produto que se forma em cada ensaio deve ser medida, por meio de algum processo

adequado.

O método consiste, portanto, em verificar em qual dos ensaios se obtém a maior quantidade de produto. A

relação entre os números de mols de A e B usados neste ensaio nos dá a relação entre x e y. No caso particular da

equação acima, este resultado nos fornece, também, a fórmula do composto AxBy.

O método das variáveis contínuas é de aplicação ampla, podendo ser usado para diferentes tipos de sistemas.

Assim, no caso em que se forma um produto gasoso, pode-se medir o volume de gás obtido; se a reação é exotérmica,

pode-se determinar a quantidade de calor liberada; em outros casos, pode-se utilizar uma série de métodos

instrumentais, em que mede a variação de alguma propriedade físico-química do sistema, por exemplo: medidas

calorimétricas, potenciométricas, condutométricas, etc.

Outro aspecto da estequiometria é a determinação de uma quantidade desconhecida de um reagente. Neste

caso, este reagente deve reagir totalmente com um outro, cuja quantidade gasta pode ser determinada. Através da

quantidade de reagente gasta pode-se, então determinar a quantidade do produto que se forma. As técnicas

frequentemente empregadas são: volumetria (titulação) e gravimetria (pesagem de sólidos, precipitados).


43

PARTE PRÁTICA

• Colocar, em uma bateria, cinco tubos de ensaio e numerá-los.

• Conforme tabela abaixo, adicionar em cada tubo de ensaio as quantidades respectivas das soluções “A” e “B”.

• Misturar as soluções adicionadas aos tubos de ensaio, com o auxílio de um bastão de vidro, e deixar decantar

por aproximadamente 20 minutos.

• Medir, com uma régua, a altura do precipitado em cada tubo.

Reagente

Tubos de Ensaio

1 2 3 4 5 Solução "A" (mL) 1 2 3 4 5

Solução "B" (mL) 5 4 3 2 1

Altura do ppt (cm) Construa um gráfico dos volumes das soluções “A” e “B” em função da altura dos precipitados formados, e com base nas observações e nesse gráfico, determine a fórmula mínima do composto formado na reação ocorrida entre as soluções “A” e “B”.

Como o produto formado é pouco solúvel, pode-se, também, filtrar os precipitados formados e pesá-los (para

isso é necessário antes da pesagem lavá-los com água destilada e álcool etílico e colocá-los na estufa à

temperatura de 100-110ºC durante 15 minutos).


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Referência Bibliográfica:

1. Atkins, P.; Jones, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª edição, Editora Bookman, 2006.

1. Cite as causas de erro que podem alterar o resultado da experiência. Que

procedimentos poderiam ser adotados para melhoria do resultado obtido?

2. Determine a estequiometria da reação química ocorrida.

3. Conhecendo os reagentes presentes na solução “A” e na solução “B” escreva

as equações químicas, completa e iônica, que representam a reação

ocorrida.

4. Qual é o nome do precipitado formado na reação química?

AUTO-AVALIAÇÃO


45

Preparo de soluções

_______________________________________________________________________________________________

OBJETIVOS

▶ Preparar soluções a partir de reagentes sólidos e líquidos;

▶ Fazer cálculos prévios da quantidade de reagentes sólidos ou líquidos necessários para o preparo de soluções com concentração pré-estabelecida;

▶ Reconhecer as vidrarias volumétricas utilizadas no preparo de soluções;

_______________________________________________________________________________________________

No nosso cotidiano vários dos produtos comercializados em supermercados e farmácias são soluções.

AULA 5

O vinagre é muito usado como condimento que proporciona gosto e aroma aos alimentos. Este produto também é utilizado para conservar vegetais e outras substâncias, além de apresentar ação antisséptica contra a cólera e também em relação à Salmonella spp. e outros patógenos do intestino que causam infecções e epidemias. Desta forma, antes do consumo, é recomendável que se lave as frutas e hortaliças com vinagre. O vinagre é uma solução aquosa diluída onde predomina o ácido acético.

Os alvejantes são soluções aquosas de hipoclorito de sódio (NaClO) e outras substâncias. As soluções de hipoclorito podem ter concentração variada, dependo do seu uso, e são encontradas comercialmente com o nome de água sanitária. O hipoclorito é uma espécie química que se decompõe com grande facilidade, principalmente na presença de luz, por isso essas soluções são comercializadas em recipientes opacos. Esse produto é usado no tratamento de água e desinfecção em geral pelo seu poder bactericida e por ser de baixo custo.


46

A grande maioria dos trabalhos experimentais em Química requer o emprego de soluções.

Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Nesta o componente que existir em

menor quantidade é chamada de soluto. Qualquer substância que forme um sistema homogêneo com a água, esta

será sempre considerada como solvente, mesmo que esteja em menor quantidade.

No preparo de soluções as vidrarias utilizadas são a pipeta volumétrica e o balão volumétrico, este possui

um traço de aferição situado no gargalo, que determina o limite da capacidade do mesmo. Quando o solvente atingir o

traço de aferição, observa-se a formação de um menisco.

LEITURA DO MENISCO

Para soluções translúcidas a leitura sempre se faz na parte inferior do menisco, enquanto para soluções não translúcidas a

leitura se faz na parte superior do menisco.


47

GRAU DE PUREZA DE UM REAGENTE

Nos rótulos dos reagentes, nem os de alto grau de pureza são 100% puros. Para cada aplicação específica existe

um reagente específico.

Primeiramente vou precisar calcular a quantidade de soluto (sólido ou líquido) que irei precisar para preparar uma solução de concentração definida.

37% em massa de ácido clorídrico

98% em massa de ácido sulfúrico


48

UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO MAIS UTILIZADAS

FÓRMULAS IMPORTANTES

FÓRMULA UNIDADE

Concentração comum g/mL

Número de mol mol

Molaridade mol/L

g.L-1

Representa a massa (em g) do soluto por litro de solução

mol.L-1

É o número de mols de uma substância por litro de solução

PercentualPorcentagem de um componente (soluto). Usualmente expressa como percentrual peso/peso (% p/p)

ppm ou ppbGramas de

substâncias por milhão ou bilhão de

gramas de solução ou mistura total

C = m V

n = m MM

M = m MM.V


49

O PREPARO DE SOLUÇÕES DEVE SEGUIR A SEGUINTE ORDEM (SÓLIDOS):

1. Pesar o soluto;

2. Dissolver o soluto em um béquer usando uma pequena quantidade de solvente;

3. Transferir quantitativamente para o balão volumétrico;

4. Completar o volume com o solvente;

5. Homogeneizar a solução;

6. Padronizar a solução padrão, quando necessário;

7. Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados.

O PREPARO DE SOLUÇÕES DEVE SEGUIR A SEGUINTE ORDEM (LÍQUIDOS):

1. Medir o volume do soluto;


3. Completar o volume com o solvente;


5. Padronizar a solução padrão, quando necessário;



50

Rotule o recipiente conforme indicação abaixo:

PARTE PRÁTICA

Procedimento 1: soluto sólido

▶▶▶▶ Preparação de 100 mL de solução de sulfato de cobre pentaidratado 0,01 mol/L

• Calcular a massa de CuSO4. 5H2O necessária para preparação da solução. • Pesar a quantidade calculada em um béquer de capacidade apropriada. • Adicionar 20 mL de água destilada ao béquer contendo o CuSO4. 5H2O e dissolver o sólido com o auxílio de

um bastão de vidro. • Transfirir esta solução para um balão volumétrico de 100 mL “quantitativamente”. • Efetuar pelo menos 3 lavagens do béquer e do bastão de vidro com, no máximo, 20mL de água destilada em

cada lavagem, transferindo sempre para o balão volumétrico. • Completar o volume do balão volumétrico com água destilada até o traço de aferição. • Agitar o balão volumétrico para homogeneizar a solução. • Guardar a solução, já rotulada, para uso posterior.

Apresente, abaixo, os cálculos necessários para determinação da massa de CUSO4. 5H2O a ser pesada.

FÓRMULA QUÍMICA ____ ____CONCENTRAÇÃO

Nome do responsável/disciplina

DD/MM/ANO

NaOH 0,5 mol/L

MÔNICA/QUI126

20/03/2014

Massa (em gramas):

m =


51

▶▶▶▶ Preparação de 100 mL de solução de sacarose a 1%

• Calcular a massa de sacarose necessária para preparação da solução. • Pesar a quantidade calculada em um béquer de capacidade apropriada. • Adicionar 20 mL de água destilada ao béquer contendo a sacarose e dissolver o sólido com o auxílio de um

bastão de vidro. • Transferir esta solução para um balão volumétrico de 100 mL “quantitativamente”. • Efetuar pelo menos 3 lavagens do béquer e do bastão de vidro com, no máximo, 20mL de água destilada em

cada lavagem, transferindo sempre para o balão volumétrico. • Completar o volume do balão volumétrico com água destilada até o traço de aferição. • Agitar o balão volumétrico para homogeneizar a solução. • Guardar a solução, já rotulada, para uso posterior.

Apresente, abaixo, os cálculos necessários para determinação da massa de sacarose a ser pesada.

Massa (em gramas):

m =

PROPRIEDADES Fórmula química C12H22O11 Massa molar 342,24 g/mol Aparência cristais brancos Densidade 1,57 g/mL (30ºC) Ponto de fusão 160-192ºC decompõe-se Solubilidade em água 1970 g/mL a 20ºC

Qual a molaridade

da solução de

sacarose a 1%?

Procedimento 2: soluto líquido

▶▶▶▶ Preparação de 100 mL de solução de

• Calcular o volume de HCl concentrado• Com o auxílio de uma pipeta de volume apropriado, medir

volumétrico de 100 mL, já contendo um pouco de água• Adicionar, aos poucos, água de• Agitar o balão para homogeneizar a solução.• Guardar a solução, já rotulada, para uso posterior.

Nunca ponha água sobre o ácido.

Apresente, abaixo, os cálculos necessários para


Preparação de 100 mL de solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L

concentrado necessário para preparação da solução. ipeta de volume apropriado, medir o volume calculado e

já contendo um pouco de água. , aos poucos, água destilada até completar o volume até o traço de aferição.

o balão para homogeneizar a solução. a solução, já rotulada, para uso posterior.

Nunca ponha água sobre o ácido. Verta o ácido sobre a água lentamente e

sob agitação constante.

abaixo, os cálculos necessários para determinação do volume de HCl a ser medido.

Volume

V =

Densidade do HCl

QUI126 2015

52

o volume calculado e transferir para um balão

aferição.

Verta o ácido sobre a água lentamente e

a ser medido.

Volume (em mL):

Densidade do HCl

1,19 g/mL


53


1. Matos, R.C. Práticas de Análise Quantitativa, Departamento de Química, UFJF, Juiz de Fora, 2012.

2. Basset, J.; Denney, R. C.; Jeffery, G. H. e Mendham, J.; VOGEL – Análise Inorgânica Quantitativa,

Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro, 1981.

1. O que se entende por “concentração de uma solução”?

2. O que é uma substância higroscópica?

3. Por que não se deve completar o volume de solução, em um balão volumétrico,

antes da solução ser resfriada?

4. Quais devem ser as massas de hidróxido de potássio, a serem pesadas, para

preparar as seguintes soluções: a) 250 mL de solução 0,1 mol/L e b) 2 L de solução

0,25 mol/L.

5. Calcule o volume de uma solução de ácido sulfúrico 6 mol/L necessário para

preparar 500 mL de uma solução 0,5 mol/L.

6. Que volume de ácido nítrico concentrado deve ser utilizado para preparar 250 mL

de uma solução 0,1 mol/L.

Dados: HNO3 conc. = 65% p/p; d = 1,5 g/mL

7. Quais os cuidados que devem ser tomados na pipetagem de HCl concentrado?

8. Por que saem vapores do frasco de ácido clorídrico concentrado quando este é

aberto?

9. Por que não é conveniente pesar o HCl conc.?

10. Qual a molaridade de uma solução de HCl a 37,0% (p/p), sabendo-se que a

densidade do HCl é 1,19 g/mL?

11. A água do mar contém 2,7 g de sal (cloreto de sódio) por 100 mL. Qual a

molaridade de NaCl no oceano?

AUTO-AVALIAÇÃO


54

Diluição de soluções e pH

_______________________________________________________________________________________________

OBJETIVOS

▶Preparar e fazer cálculos prévios para o preparo de soluções diluídas a partir de soluções estoque;

▶Verificar o pH de soluções ácidas e básicas, concentradas e diluídas;

▶Entender os efeitos da diluição na concentração dos componentes.

_______________________________________________________________________________________________

Com freqüência é necessário preparar uma solução diluída a partir de uma solução mais concentrada.

Por exemplo, o rótulo da água sanitária abaixo, informa na composição (componente ativo: hipoclorito de

sódio – 2,0 a 2,5% de cloro ativo) e no modo de usar (lavagem de roupas brancas e remoção de manchas – coloque 1

copo (200 mL) de água sanitária em 20 L de água). Neste caso estamos fazendo uma diluição da solução estoque.

Soluções diluídas devem ser preparadas a partir de soluções concentradas.

AULA 6


55

Diluir uma solução significa adicionar a ela mais solvente, não alterando a massa do soluto. O princípio básico

da diluição é que o número de mol do soluto é o mesmo na alíquota da solução concentrada e na diluída.

Massa do soluto = ms Massa do soluto = ms

Concentração inicial = Ci Concentração final = Cf

Volume inicial = Vi Volume final = Vf

Ci = ms / vi Cf = ms / vf

ms = Ci . Vi ms = Cf . Vf

As substâncias podem ser classificadas como ácido ou base. Os ácidos e as bases são as duas funções mais

importantes da química e podem ser experimentalmente classificadas através da medida do pH das soluções na qual

estas substâncias estão presentes.Com tamanha frequência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e

bases tenham sido estudados por tantos séculos. Os próprios termos são medievais: "Ácido" vem da palavra latina

"acidus", que significa azedo. Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades

semelhantes passaram a ter esta denominação. "Álcali", outro termo para bases, vem da palavra arábica "alkali", que

significa cinzas.

ANOTE: Reveja as teorias ácido-base estudadas na disciplina de Química Fundamental

Solução Concentrada Solução Diluída

Ci . Vi = Cf . Vf

Fórmula de diluição

A DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES DEVE SEGUIR A SEGUINTE ORDEM:

1. Medir o volume da solução


3. Completar o volume



Diluição de soluções, concentração hidrogeniônica e indicadores de pH Conforme mencionado acima, a diluição de uma solução consiste em aumentar a

alterando a massa do soluto. Em outras palavras, a diluição de uma solução leva à diminuição da concentração do soluto. Quando o soluto é um ácido ou uma base forte (totalmente ionizados em água), a concentração da solução será igual à concentração de íons H+ (para soluções ácidas) e OHOH-pode ser expressa em termos de pH. dia: medimos e controlamoso pH da água de umsangue deve manter um pH entre os valoresvalor do pH do sangue pode ser fatal. Num laboratório químico o pH de em diversos procedimentos.

Produto Iônico da Água: pH e pOHReações de transferência de prótons (H

moléculas promove o equilíbrio conhecido como

H2O + H2O

A constante de equilíbrio para essa reação, à 25°C, é dada por:

Assim, define-se:

• Em água neutra a 25 °C, pH = pOH = 7,00.

• Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0

• Em soluções básicas, a [H+] < 1,0

• Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução.

Hlog[pH −=



Medir o volume da solução concentrada a ser diluída;

Transferir quantitativamente para o balão volumétrico;

Completar o volume com o solvente;

Homogeneizar a solução;

Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados.

oncentração hidrogeniônica e indicadores de pH

cionado acima, a diluição de uma solução consiste em aumentar a alterando a massa do soluto. Em outras palavras, a diluição de uma solução leva à diminuição da concentração do soluto. Quando o soluto é um ácido ou uma base forte (totalmente ionizados em água), a concentração da solução será

(para soluções ácidas) e OH- (para soluções básicas). A concentração de íons Hpressa em termos de pH. Medir e controlar o pH de substâncias são procedimentos comuns no dia

a água de uma piscina, da água de um aquário ou dovalores de 7,35 e 7,45. O equilíbrio é tão importante que a

valor do pH do sangue pode ser fatal. Num laboratório químico o pH de soluções deve ser constantemente controlado

: pH e pOH Reações de transferência de prótons (H+) ocorrem mesmo na água pura, quando o choque entre duas

moléculas promove o equilíbrio conhecido como auto-ionização da água:

H3O+ + OH-, também expresso por H2O H+ + OH

A constante de equilíbrio para essa reação, à 25°C, é dada por:

pH + pOH = 14 (à 25°C)

C, pH = pOH = 7,00.

] > 1,0 × 10-7, então o pH < 7,00.

] < 1,0 × 10-7, então o pH > 7,00.

Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução.

14-

3

-

3

2

2

2

2

-

3

100.1]OH][OH[

]OH][OH[]OH[

]OH[

]OH][OH[

−+

+

+

×==

=×

=

w

eq

eq

K

K

K

]OHlog[pOH ]Hlog[]OH -

3 −=−=++

QUI126 2015

56


cionado acima, a diluição de uma solução consiste em aumentar a quantidade do solvente, não alterando a massa do soluto. Em outras palavras, a diluição de uma solução leva à diminuição da concentração do soluto. Quando o soluto é um ácido ou uma base forte (totalmente ionizados em água), a concentração da solução será

(para soluções básicas). A concentração de íons H+ e de substâncias são procedimentos comuns no dia-a-

a piscina, da água de um aquário ou do solo. Até mesmo nosso de 7,35 e 7,45. O equilíbrio é tão importante que a variação de 0,4 no

soluções deve ser constantemente controlado

) ocorrem mesmo na água pura, quando o choque entre duas

+ OH-

Como a diluição de uma solução leva à diminuição da concentração do solutoconcentração dos íons H+ e OH- pode ser ex

Indicadores de pH Várias substâncias apresentam cores em solução aquosa. A

podem ser usadas como indicadores de pH, poisindicadores, dita teoria iônica dos indicadoresdissociação eletrolítica iônica dos indicadorescor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons.ácida (HIn) ou básica (InOH) não dissociada

No equilíbrio HIn

InOH Cor da forma não ionizada O comportamento destas moléculas pode ser resumido como: Indicadores Ácidos: possuem hidrogênio(s) ionizável(eis) na estrutura. Quando o meio está ácido (pH<7), a

molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum. Nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está bgrupos OH-(hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).

Indicadores Básicos: possuem o grupo ionizável OH

moléculas do indicador "são mantidas" nãomoléculas do indicador para a formação de água, neste processocoloração da molécula).

A teoria cromófora oferece uma explicação única para a formação das cores:

deve-se à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas nas molé

mudança de coloração dos indicadores como devida a um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio, que define o surgimento ou desaparecimento de ‘grupos cromóforos’

Alguns exemplos de indicadores


diluição de uma solução leva à diminuição da concentração do solutopode ser expressa em termos do valor de pH.

esentam cores em solução aquosa. Algumas substâncias, sadas como indicadores de pH, pois a cor varia com o pH da solução.

teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base adissociação eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo esta teoria, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja

dissociadas difere da cor dos respectivos íons. Pela teoria de Ostwald o indicador na forma não dissociada,teria uma cor diversa daquela que teriam seus íon

H+ + In- OH- + In+

Cor da forma não ionizada Cor da forma ionizada

O comportamento destas moléculas pode ser resumido como:

: possuem hidrogênio(s) ionizável(eis) na estrutura. Quando o meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum. Nesta situação a molécula está neutra. Quando o meio está básico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos

(hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem coloração diferente da coloração da molécula).

possuem o grupo ionizável OH- (hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH>7) as moléculas do indicador "são mantidas" não-ionizadas, e em meio ácido (pH<7) os grupos hidroxila são retirados das moléculas do indicador para a formação de água, neste processo são liberados os cátions (de coloração diferente da

oferece uma explicação única para a formação das cores: "Ase à presença de certos grupos de átomos ou ligações duplas nas moléculas". A teoria cromófora explica a

mudança de coloração dos indicadores como devida a um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio, que define o surgimento ou desaparecimento de ‘grupos cromóforos’

indicadores:

QUI126 2015

57

diluição de uma solução leva à diminuição da concentração do soluto, o efeito da diluição na

tâncias, além de apresentarem cor, a cor varia com o pH da solução. A primeira teoria sobre os

, é creditada a W. Ostwald (1894), tendo como base a teoria da , os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja Pela teoria de Ostwald o indicador na forma

teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons.

(Indicador ácido) (Indicador básico)

: possuem hidrogênio(s) ionizável(eis) na estrutura. Quando o meio está ácido (pH<7), a molécula de indicador é "forçada" a manter seus hidrogênios devido ao efeito do íon comum. Nesta situação a

ásico (pH>7), os hidrogênios do indicador são fortemente atraídos pelos (hidroxila) para formarem água, e neste processo são liberados os ânions do indicador (que possuem

(hidroxila), portanto, em meio alcalino (pH>7) as ionizadas, e em meio ácido (pH<7) os grupos hidroxila são retirados das

são liberados os cátions (de coloração diferente da

"A coloração das substâncias

. A teoria cromófora explica a mudança de coloração dos indicadores como devida a um reagrupamento molecular determinado pela variação das condições de pH do meio, que define o surgimento ou desaparecimento de ‘grupos cromóforos’

Existem muitos outros indicadores, tais como os mostrados na tabela abaixo com os seus respectivos valores de pH nos ‘pontos de viragem’:

Tabela 1: Faixa de viragem de cor de diferentes indicadores de pH, normalmente disponíveis

Soluções aquosas ou alcoólicas de indicadores podem ser utilizadas diretamente em uma pequena quantidade da solução a ser testada, caso esta seja incoloobtida. Em soluções coloridas, o uso de indicadores cromóforos pode ser prejudicado, sendo necessário então o uso de peagâmetros, num sistema com eletrodos sensíveis à concentração de íons H


Existem muitos outros indicadores, tais como os mostrados na tabela abaixo com os seus respectivos valores

viragem de cor de diferentes indicadores de pH, normalmente disponíveis em laboratórios de química.

Soluções aquosas ou alcoólicas de indicadores podem ser utilizadas diretamente em uma pequena quantidade da solução a ser testada, caso esta seja incolor, aplicando-se algumas poucas gotas e observandoobtida. Em soluções coloridas, o uso de indicadores cromóforos pode ser prejudicado, sendo necessário então o uso de peagâmetros, num sistema com eletrodos sensíveis à concentração de íons H+.

QUI126 2015

58

Existem muitos outros indicadores, tais como os mostrados na tabela abaixo com os seus respectivos valores

viragem de cor de diferentes indicadores de pH, normalmente disponíveis

Soluções aquosas ou alcoólicas de indicadores podem ser utilizadas diretamente em uma pequena quantidade se algumas poucas gotas e observando-se a coloração

obtida. Em soluções coloridas, o uso de indicadores cromóforos pode ser prejudicado, sendo necessário então o uso


59

Além disso, existem disponíveis no comércio papéis de teste de pH, que vêm impregnados com um ou mais

indicadores. Para se ter uma idéia aproximadado pH, coloca-se uma gota da solução a ser testada em uma tira do papel, e a cor resultante é comparada com um código de cores. Alguns papéis de teste são impregnados com diversos corantes, e trazem na embalagem uma escala de cores abrangendo toda a escala de pH, de 0 até 14. São os chamados papéis indicadores universais.

O papel de tornassol é muito usado para a avaliação qualitativa do pH de uma solução, indicando apenas se

a solução é ácida ou básica. Abaixo de pH 4,7 o tornassol é vermelho e acima de pH 8,3 o tornassol é azul (a transição da mudança de cor ocorre na faixa de pH entre 4,7 e 8,3, com o centro dessa mudança em aproximadamente pH 6,5, muito próximo do pH de uma solução neutra). Quando uma solução ácida é gotejada sobre um papel de tornassol azul, este torna-se vermelho (no papel vermelho nada acontece). Quando uma solução básica é gotejada sobre um papel de tornassol vermelho, este torna-se azul (no papel azul nada acontece).

Papéis de pH e indicador líquído de uso rotineiro

Fenolftaleína

pH > 8,2 pH < 8,2

Papel de Tornassol azul e vermelho


60

PARTE PRÁTICA

Procedimento 1: Diluição da solução de HCl 0,1 mol/L

• Medir, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, 1,00 mL da solução de HCl 0,1 mol/L, preparada na aula anterior.

• Transferir para um balão volumétrico de 100 mL. • Completar com água até o traço de aferição. • Agitar o balão para homogeneizar a solução.

Apresente, abaixo, os cálculos para determinação da concentração da solução de HClrecém preparada. Calcule o valor do pH das duas soluções (solução inicial e diluída)

Procedimento 2: Diluição da solução de NaOH 0,1 mol/L

• Medir, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, 1,00 mL da solução de NaOH 0,1 mol/L. • Transferir para um balão volumétrico de 100 mL. • Completar com água até o traço de aferição. • Agitar o balão para homogeneizar a solução.

Apresente, abaixo, os cálculos para determinação da concentração da solução de NaOH recém preparada. Calcule o valor do pH das duas soluções (solução inicial e diluída)

pH solução inicial (HCl 0,1M)

pH solução de HCl diluída

pH solução inicial (NaOH 0,1M)

pH solução de NaOH diluída


61

Procedimento 3: Determinação qualitativa do pH com papel de tornassol • Em uma bateria de 5 tubos de ensaio adicione, com o auxílio de uma pipeta de Pasteur, em cada tubo,

aproximadamente 1mL da solução de HCl0,1M (tubo 1), 1mL da solução de HCl diluída (tubo 2), 1mL de água destilada (tubo 3), 1mL da solução de NaOH 0,1M (tubo 4) e 1mL da solução de NaOH diluída (tubo 5);

• Mergulhe um bastão de vidro em cada tubo e faça o teste com papéis de tornassol azul e vermelho e preencha a tabela à seguir com a cor observada:

HCl 0,1M .

HCl ________M

H2O .

NaOH 0,1M

NaOH _______M

Tornassol vermelho

Tornassol azul

Procedimento 4: Determinação quantitativa do pH utilizando papel indicador universal

• Faça o mesmo teste do procedimento anterior, dessa fez utilizando um pedaço de papel indicador universal e preencha a tabela abaixo com o valor aproximado do pH obtido para cada solução:

HCl 0,1M .

HCl ________M

H2O .

NaOH 0,1M

NaOH _______M

pH

• Compare os valores obtidos experimentalmente com aqueles calculados nos procedimentos 1 e 2. Existe

alguma diferença apreciável? Você seria capaz de apontar alguma fonte do erro?

Procedimento 5: Determinação do pH utilizando o indicador violeta-de-metila (cristal violeta)

• Observe a faixa de viragem do indicador na Tabela 1; • Nos tubos 1, 2 e 3 adicionar 2 gotas do indicador violeta de metila e preencha a tabela abaixo com as cores

observadas:

HCl 0,1M .

HCl ________M

H2O . Cor

• Discuta o resultado obtido em função do pH esperado e da faixa de viragem do indicador.

Faixa de viragem do indicador: _____________________


62

Procedimento 6: Determinação do pH utilizando os indicadores alaranjado-de-metila e azul-de-bromotimol

• Observe a faixa de viragem dos indicadores na Tabela 1; • Organize uma bateria de 6 tubos de ensaio, de 3 em 3 (três tubos na fileira da frente e três tubos na fileira de

trás da estante. • Adicione, com o auxílio de uma pipeta de Pasteur, em cada tubo separadamente, aproximadamente 1mL da

solução de HCl 0,1M (tubo 1), 1mL de água destilada (tubo 2), 1mL da solução de NaOH 0,1M (tubo 3) – tais soluções serão testadas com alaranjado-de-metila.

• Repita a sequência nos tubos 4-6(HCl 0,1M; H2O e NaOH 0,1M) – tais soluções serão testadas com azul-de-bromotimol.

• Nos tubos 1-3 adicione 2 gotas de alaranjado-de-metila; • Nos tubos 4-6 adicione 2 gotas de azul de bromotimol; • Preencha a tabela abaixo com as cores observadas:

Faixa de viragem HCl 0,1M água destilada NaOH 0,1M alaranjado-de-metila (tubos 1-3)

azul-de-bromotimol (tubos 4-6)

• Discuta o resultado obtido em função do pH esperado e da faixa de viragem do indicador.

Referências Bibliográficas: 1. Lima, V.A.; Battaggia, M.; Guaracho, A.; Química Nova na Escola, 1995,V.1,33.

2. Ebbing, D.D.; Química Geral, vol. 1, LTC– Livros Técnicos e Científicos Editora S.A, Rio de Janeiro, RJ, 1998, p.90.

3. Brady, James E., Senese, F.; Química, a matéria e suas transformações, 5ª Ed. 2009, LTC.

4. http://www.ufpa.br/quimicanalitica/sindicador.htm


63

1. Relacione todas as vidrarias e utensílios utilizados na prática.

2. Certa substância presente no repolho roxo é responsável pela cor lilás de seu extrato, que pode ser utilizado como indicador de pH. Pesquise e descubra qual substância presente no repolho é responsável pela cor lilás e quais cores ela apresenta em função do pH.

3. O ácido muriático que é vendido no comércio para remoção de manchas resultantes da umidade em pisos, paredes de pedra, azulejos, tijolos possui qual valor aproximado de pH? Procure informações sobre a fórmula química deste ácido.

4. O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético. Usando os conhecimentos adquiridos na disciplina Química Fundamental, qual teoria ácido-base pode ser usada para definir a acidez deste composto. Represente a reação química de ionização do ácido acético.

5. Calcule o volume de uma solução de NaOH 0,1 mol/L a ser usado para o preparo de 50 mL de uma nova solução de concentração 0,02 mol/L.

AUTO-AVALIAÇÃO


60

Titulação ácido-base

_______________________________________________________________________________________________

OBJETIVOS

▶ Familiarizar com a técnica de titulação e sua funcionalidade;

▶ Escolher adequadamente as vidrarias volumétricas a serem utilizadas na titulação;

▶ Determinar quantitativamente a concentração de ácido acético e ácido clorídrico em amostras;

▶ Identificar o titulante e indicador adequados;

▶ Expressar corretamente a concentração de ácido acético no vinagre.

_______________________________________________________________________________________________

Corriqueiramente nos deparamos com informações tais como:

• O vinagre possui uma acidez de no mínimo 4% m/v de ácido acético e, no máximo 1% v/v de álcool

(Fonte: Ministério da Agricultura – Portaria nº 745 de 24 de outubro de 1977).

• O soro fisiológico contém 0,9% m/v de cloreto de sódio.

• No Brasil, a portaria Ministério da Saúde N.º 2.914 de 14 de dezembro de 2011, estabelece o limite

máximo de 500mg de CaCO3 por litro para que a água seja admitida como potável.

Como podemos verificar se estas concentrações estão sendo rigorosamente cumpridas?

Veja os respectivos rótulos abaixo, na qual consta, dentre outras informações, a concentração

exigida pela legislação.

AULA 7


61

O soro fisiológico possui os seguintes usos:

• Higienização nasal: o soro fisiológico ajuda não só na limpeza e hidratação do nariz, mas também na prevenção de resfriados, gripes e nos sintomas alérgicos. A solução pode ser feita de forma caseira, com meio copo de água e uma colher de sal aplicados em um conta-gotas no nariz.

• Desidratação: para reposição de íons de sódio e cloro. • Limpeza de ferimentos. • Enxágue de lentes de contato. • Em preparados para microscopia. • Para nebulização para asma.

A determinação quantitativa de substâncias químicas em uma amostra pode ser feita através de várias

técnicas analíticas, uma delas é a chamada

Titulação é uma técnica comum de laboratório em análise química quantitativa, usado para determinar a

concentração de um reagente conhecido.

Existem vários tipos de titulação:

A titulação volumétrica, que será abor

conhecido de uma amostra (analito) com um volume determinado de um reagente de natureza e concentração

conhecida (solução padrão). A técnica é baseada em uma reação entre o analito (titulado

solução padrão (titulante). Através da quantidade de titulante

estará presente numa amostra.

Na titulação volumétrica destaca

precipitação e titulação de complexação.

A titulação ácido-base baseia-se na reação de um ácido com uma base. O fator de controle da realização e

finalização da reação é o pH, que representa a

Nesta aula vamos trabalhar

O pH é o símbolo para a grandeza físico

ou alcalinidade de uma solução aquosa.

O pH de uma solução pode ser calculado através da expressão matemática

pOH = - log [OH-] e pH + pOH = 14.

O pH aproximado de uma solução pode ser determinado experimentalmente usando

corantes ou indicadores, enquanto o pH

(peagâmetro).



técnicas analíticas, uma delas é a chamada titulação.

é uma técnica comum de laboratório em análise química quantitativa, usado para determinar a

concentração de um reagente conhecido.

a volumétrica, a gravimétrica e a colorimétrica.

, que será abordada na aula de hoje, consiste em reagir completamente um volume

com um volume determinado de um reagente de natureza e concentração

A técnica é baseada em uma reação entre o analito (titulado

quantidade de titulante usada podemos calcular a quantidade de analito

destaca-se a titulação ácido-base, titulação de oxidação

.

se na reação de um ácido com uma base. O fator de controle da realização e

, que representa a quantidade de íons hidrogênio [H+] ainda presente no meio reacional.

Nesta aula vamos trabalhar apenas com a titulação volumétrica ácido

é o símbolo para a grandeza físico-química potencial hidrogeniônico, que indica a acidez, neutralidade

ou alcalinidade de uma solução aquosa. Os ácidos produzem os íons hidrogênio [H+], em solução aquosa.

de uma solução pode ser calculado através da expressão matemática pH =

de uma solução pode ser determinado experimentalmente usando

corantes ou indicadores, enquanto o pH correto é medido através do equipamento chamado pHmetro

QUI126 2015

62


é uma técnica comum de laboratório em análise química quantitativa, usado para determinar a

consiste em reagir completamente um volume

com um volume determinado de um reagente de natureza e concentração

A técnica é baseada em uma reação entre o analito (titulado ou solução problema) e a

podemos calcular a quantidade de analito que

titulação de oxidação-redução, titulação de

se na reação de um ácido com uma base. O fator de controle da realização e

ainda presente no meio reacional.

com a titulação volumétrica ácido-base

, que indica a acidez, neutralidade

], em solução aquosa.

pH = - log [H+], sendo que

de uma solução pode ser determinado experimentalmente usando-se uma variedade de

é medido através do equipamento chamado pHmetro


63

Fonte: KOTZ, V.1, 2009.

Escala de pH:

Na escala de pH, as substâncias cujo pH é menor que 7 são classificadas como ácidas, aquelas que

apresentam pH maior que 7 são classificadas como básicas, e aquelas que apresentam pH 7 são consideradas

neutras.

pH --------------------------------------------------------

Titulação volumétrica ácido-base:

A reação entre um ácido e uma base leva a formação de um sal e água. Porém dependo da força do ácido e

da base o pH final desta reação poderá ser ácido, neutro ou básico. A reação que se verifica é denominada de

neutralização.

Segundo Arrhenius esta neutralização pode ser representada como:

H3O+ + OH- ⇆⇆⇆⇆ 2 H2O

Nesse processo de titulação faz-se reagir um ácido com uma base até que se atinja o ponto de equivalência.

O ponto de equivalência, em geral, ocorre sem nenhuma mudança visual no sistema. Por isso, para se verificar o ponto

de equivalência, adiciona-se ao sistema um reagente auxiliar denominado indicador.

À medida que é adicionado o titulante ao titulado, o pH da solução (titulante+titulado) vai variar, sendo possível

construir um gráfico desta variação, ao qual se dá o nome de curva de titulação.

pH do vinagre = -log [1,6 x 10-3

M] = -(-2,80) = 2,80

pH da água pura (250C)= -log [1,0 x 10

-7 M] = -(-7,00) = 7,00

pH do sangue = -log [4,0 x 10-8

M] = -(-7,40) = 7,40

pH da amônia = -log [1,0 x 10-11

M] = -(-11,00) = 11,00

7 14 0 acidez crescente basicidade crescente

neutro

Titulante

Titulado


A curva de titulação é um gráfico de pH em função do volume do titulante adicionado. A forma da curva varia em função da força dos ácidos e bases que irão reagir.

Porque construir a curva de titulação?

A curva de titulação é usada pdeterminar o pH no ponto de equivalência para poder escolher o indicador adequado.

QUI126 2015

64

rva de titulação é um gráfico de pH em função do volume do titulante adicionado. A forma da curva varia em função da força dos ácidos e bases

titulação é usada para determinar o pH no ponto de equivalência para poder escolher o indicador adequado.


65

Exemplos de Curva de titulação

• Ácido forte x Base forte: 100 mL de HCl 0,1 mol/L com NaOH 0,1 mol/L

• Ácido fraco x Base forte: 100 mL de CH3COOH 0,1 mol/L com NaOH 0,1 mol/L

Ponto de equivalência

Ponto de equivalência


66

Indicadores ácido-base:

Os indicadores ácido-base são substâncias de caráter fracamente ácido ou básico que sofrem mudanças

visíveis (mudança de cor) devido às variações de [H+] nas proximidades do ponto de equivalência. O ponto em que

ocorre esta mudança de cor denomina-se ponto final da titulação. Assim podemos dizer que um indicador ácido-base

é uma substância que apresenta uma variação de cor dentro de uma região determinada de pH, conhecida como zona

de viragem ou zona de transição. O ponto final não coincide necessariamente com o ponto de equivalência. A diferença

entre estes dois pontos constitue o erro da titulação. Esse erro é tanto menor quanto mais o ponto final se aproxima do

ponto de equivalência. A proximidade entre o ponto final e o ponto de equivalência depende do indicador utilizado. Por

esta razão é de grande importância para precisão do método titulométrico a escolha conveniente do indicador. A

escolha adequada do indicador é feita através das curvas de titulação.

Abaixo estão representados vários indicadores ácido-base e as respectivas faixas de pH em que ocorre a mudança de cor.


67

Esquema usado em uma titulação:


68

PARTE PRÁTICA

Procedimento 1: Determinação da concentração exata da solução de HCl 0,1 mol/L preparada na aula 5

• Lavar uma bureta de 25 mL com água destilada e, em seguida, duas vezes com pequenas porções de

aproximadamente 3 mL de uma solução padrão de NaOH 0,1 mol/L (concentração conhecida – solução

padrão). Desprezar as lavagens. Prender a bureta a um suporte apropriado.

• Com o auxílio de um funil, encher a bureta com a solução de NaOH 0,1 mol/L até um pouco acima do traço

que indica zero mL. Retirar as bolhas de ar que possam ter ficado no bico da bureta ou aderidas às suas

paredes internas. Abrindo a torneira da bureta, deixe escoar a solução até que a parte inferior do menisco

coincida com a referência do zero mL.

• Colocar em um erlenmeyer de 125 mL, 10 mL de uma solução de HCl 0,1 mol/L preparada em aula anterior

(concentração aproximada).

• Adicionar à solução do erlenmeyer 3 gotas de solução alcoólica a 1% de fenolftaleína e agitar em seguida.

• Deixar escoar, lentamente, a solução da bureta sobre a solução do erlenmeyer, agitando-o sempre, até que

persista uma coloração levemente rósea. Anotar o volume de NaOH 0,1 mol/L adicionado e calcular a

concentração exata da solução de HCl utilizada.

OBS: normalmente este procedimento é feito em triplicata e a média dos volumes do titulante, nas 3 titulações, é a

que é usada nos cálculos da concentração exata.

Apresente, abaixo, o cálculo da concentração exata da solução de HCl 0,1 mol/L preparada na aula 5.

Procedimento 2: Determinação da concentração de ácido acético em uma amostra de vinagre

• Utilizar a bureta de 25 mL usada no experimento anterior.

• Lavar a bureta com água destilada e, em seguida, duas vezes com pequenas porções de

aproximadamente 3 mL de uma solução padrão de NaOH 1 mol/L (concentração conhecida – solução

padrão). Desprezar as lavagens. Prender a bureta a um suporte apropriado.

• Com o auxílio de um funil, encher a bureta com a solução de NaOH 1 mol/L.


69

• Transferir uma alíquota de 10 mL da amostra de vinagre para um erlenmeyer de 125 mL, com o auxílio de

uma pipeta volumétrica de 10 mL.

• Adicionar à solução do erlenmeyer 3 gotas de solução alcoólica a 1% de fenolftaleína e agitar em seguida.

• Titular com solução padrão de NaOH 1 mol/L até o aparecimento de uma leve coloração rósea, que

persista por 30 segundos. Anotar o volume.

• Fazer a determinação em duplicata.

CH3COOH (aq) + NaOH (aq) ⇆ CH3COONa (aq) + H2O (l)

Apresente, abaixo, o cálculo da concentração de ácido acético na uma amostra de vinagre.

Cálculo em mol/L (valor teórico): Cálculo em mol/L (valor experimental ):

Cálculo em % m/v:

O ácido acético é um líquido incolor, de cheiro penetrante e sabor azedo. Este apresenta ponto de ebulição igual a 118 ºC e é solúvel em água, éter e álcool. Quando puro e anidro, o ácido acético congela a 16,5 ºC, tomando o aspecto de gelo. Por esta razão o ácido acético puro é conhecido como ácido acético glacial (d = 1,053 g/cm3 e 99,8 % m/m).

Consulte o rótulo:

Marca do vinagre:

Teor de acidez:


70


1. Kotz, J.C.; Treichel, P.Jr.; Química e Reações Químicas, 3ª Edição, LTC Editora, Rio de Janeiro - RJ, V.2, 1998.

2. Kotz, J.C.; Treichel, P.M.; Química Geral e Reações Químicas, Tradução da 6ª edição norte-americana, Cengage Learning, V.1, 2009,

3. http://www.ufjf.br/nupis/files/2011/04/aula-4-Volumetria-de-Neutraliza%C3%A7%C3%A3o-alunos-2011.12.pdf (acessado em 20/05/2014)

1. Relacione as vidrarias utilizadas na técnica de titulação volumétrica.

2. Qual outro indicador poderia se usar na determinação de ácido acético em vinagre?

3. A figura abaixo representa o esquema de uma titulação ácido-base.

De acordo com as informações apresentadas, calcule:

a. A concentração do ácido presente no erlenmeyer.

b. O pH da solução contida na bureta.

4. Cerca de 10 mL de ácido clorídrico concentrado foram transferidos para um recipiente com

capacidade de 1,0 L. Completou-se o volume do recipiente com água destilada. Quando

essa solução foi utilizada para titular uma amostra de carbonato de sódio puro de massa

0,3054 g, gastou-se 35,09 mL para a sua completa neutralização.Tendo em vista o que foi

informado acima, pede-se:

a) escreva a equação química balanceada representativa da reação;

b) calcule a molaridade da solução do HCl.

AUTO-AVALIAÇÃO


71

Equílibrio iônico em solução

_______________________________________________________________________________________________

OBJETIVOS

▶ Compreender o conceito de estado de equilíbrio químico;

▶ Compreender a constante de equilíbrio, sua expressão matemática e seu significado;

▶ Empregar o Princípio de Le Châtelier no deslocamento do equilíbrio em reações químicas;

▶ Conhecer os principais fatores que atuam sobre o estado de equilíbrio;

▶ Conhecer aplicações práticas sobre equilíbrios químicos.

_______________________________________________________________________________________________

Que a formação dos estalactites e estalagmites nas cavernas é um exemplo interessante de deslocamento dos equilíbrios químicos?

AULA 8


72

Quando uma reação química começa a ocorrer, os reagentes começam a desaparecer com uma certa velocidade (v1) e começa a aparecer o(s) produto(s). No momento em que começa a aparecer o(s) produto(s), num sistema fechado, estes começam a reagir entre si com um velocidade (v2) muito pequena (no início v2 = zero) no sentido de formar os reagentes que os originaram. Quando a velocidade v1 tende a diminuir, a velocidade v2 tende a crescer. Quando as duas velocidades forem iguais, isto é v1 = v2, alcançamos o estado de equilíbrio. Este estado de equilíbrio é expresso por uma constante de equilíbrio, que estabelece quando v1 = v2.

Vamos analisar o seguinte exemplo:

Misturamos hidrogênio (H2) e iodo (I2) os quais vão reagir e produzir o produto ácido iodídrico (HI). Na hora da mistura (t=0) dá-se início à reação com velocidade v1 (máxima) e diretamente proporcional à concentração dos dois reagentes. Ou seja:

v1 ∝ [H2].[I2]

Para tirar a proporcionalidade temos que introduzir a constante de proporcionalidade k1, denominada de constante de velocidade, então v1 = k1. [H2].[I2].

No momento em que começa a formar o produto HI, inicia o processo de reação para formar (H2) e (I2) com uma velocidade v2. De forma semelhante:

v2 ∝ [HI]2, então v2 = k2. [HI]2

Quando alcançado o estado de equilíbrio, v1 = v2

k1. [H2].[I2] = k2. [HI]2

k1 = K = [HI]2

k2 [H2].[I2]

K = constante de equilíbrio

O estado de equilíbrio é um estado dinâmico e não estático, estabelecido entre produtos e reagentes, no qual não havendo mudanças ele se mantém constante e é expresso pela constante de equilíbrio


73

Existem dois tipos de equilíbrio químico, o homogêneo e o heterogêneo. O equilíbrio químico no qual todas as

substâncias que fazem parte são de mesma fase ou estado físico é chamado de equilíbrio homogêneo. O equilíbrio heterogêneo é aquele no qual uma substância, no mínimo, está em uma fase diferente das outras.

Uma reação reversível é aquela que ocorre nos dois sentidos, isto é, dos reagentes para os produtos e dos produtos para os reagentes de forma significativa, pois todas as reações químicas tendem ao equilíbrio e como tal, sempre tem o caráter da reversibilidade, porém, nem sempre de forma visível.

O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações da temperatura, pressão e concentração dos reagentes. Essa alteração pode ser prevista pelo Princípio de Le Châtelier: “Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o equilíbrio se desloca no sentido de contrabalançar esta ação”.

No exemplo da página anterior ao adicionar iodo no sistema em equilíbrio, a velocidade no sentido direto (v1)

será aumentada. Quando o novo equilíbrio é restabelecido, [I2] e [HI] serão mais elevadas e [H2] será mais baixa, porém K terá o mesmo valor.

A síntese de amônia pelo processo Haber, a partir de nitrogênio e hidrogênio, ilustra muito bem um equilíbrio homogêneo. A decomposição térmica do CaCO3 ilustra o equilíbrio heterogêneo.

Henri Louis Le Châtelier (1850 - 1936)

Químico e metalurgista francês nascido em Paris, contribuiu significativamente para o desenvolvimento da termodinâmica e foi conhecido pela descoberta da lei do equilíbrio químico (1888). Formado na École Polytechnique e na École des Mines em Paris, ensinou química sucessivamente na École des Mines, no Collège de France e na Sorbonne (1878-1925) e tornou-se inspetor geral de minas (1907). Formulou o denominado Princípio de Le Châtelier (1888), sobre relações entre variações de temperatura e pressão. Também trabalhou com calor específico em gases a altas temperaturas e métodos de medição de temperaturas. Promoveu a aplicação de química na indústria francesa, especialmente na produção de gás amônia, cimento, aço e cerâmica. Entre seus livros destacaram-se Science and Industry (1925) e Method in the Experimental Sciences (1936). Morreu em Miribel-les-Eschelles, Isère, França, e além das contribuições para a metalurgia e cerâmica, desenvolveu ainda equipamentos para linhas férreas, um pirômetro óptico.

Fonte: http://www.dec.ufcg.edu.br/biografias/HenriLou.html


74

PARTE PRÁTICA

Procedimento 1: Caracterização do estado de equilíbrio no sistema 1

• Separar dois tubos de ensaio e acrescentar as seguintes soluções:

o Tubo 1: 2 mL de solução de cromato de potássio 0,05 mol/L

o Tubo 2: 2 mL de solução de dicromato de potássio 0,05 mol/L

Estes tubos serão utilizados como padrão de cor, por isso observar bem a cor da solução de cada tubo.

• Adicionar, em outro tubo de ensaio, 1 mL de solução de cromato de potássio 0,05 mol/L e adicionar, em

seguida, aproximadamente 10 gotas de solução de ácido clorídrico 1 mol/L. Comparar a cor desta solução com

as dos tubos 1 e 2.

• Adicionar, ao mesmo tubo de ensaio do item anterior, 2 mL de solução de hidróxido de sódio 1 mol/L (gota a

gota). Homogeneizar a mistura e comparar novamente a cor da solução com os tubos 1 e 2. Levar em

consideração a diluição ocorrida.


• Em um tubo de ensaio, adicionar 2 mL de solução de ácido acético 0,5 mol/L e verificar o pH com papel

indicador universal.

• Em seguida, adicionar ao sistema uma pequena quantidade de acetato de sódio sólido. Verificar novamente o

pH.

Sistema 1

Explique o que ocorreu em termos do deslocamento do equilíbrio.

Sistema 2

pH inicial =

pH final =


75


• Em um tubo de ensaio, adicionar 2 mL de solução de amônia 0,5 mol/L e verificar o pH com papel indicador

universal.

• Em seguida, adicionar ao sistema uma pequena quantidade de cloreto de amônio. Verificar novamente o pH.

Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já existam no

sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu comportamento será como na adição de

qualquer substância que já existe na reação. Se for adicionada alguma espécie que não possui no sistema e ela reagir

com alguma presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da diminuição da concentração desta segunda

substância. Se a substância adicionada não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não modificará o sistema.

Explique o que ocorreu baseado no Princípio de Le Châtelier.

Sistema 3

pH inicial =

pH final =



76


• Em um tubo de ensaio, adicionar 2 mL de solução de cromato de potássio 0,5 mol/L e em seguida 1 mL de

solução de nitrato de prata 0,1 mol/L. Observar a coloração do precipitado formado.

• Em seguida, ao mesmo tubo de ensaio, adicionar algumas gotas de solução de cloreto de sódio até que

alguma mudança macroscópica aconteça no sistema.

Represente as equações químicas das reações ocorridas.


Sistema 4


77


1. Lenzi, E. [et al], Química Geral Experimental, Freitas Bastos Editora, Rio de Janeiro, RJ, 2004. ISBN: 85-353-0217-4.

2. Giesbrecht, E., Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de Ensino de Química, Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, SP, 1979.

1. Escreva as expressões das constantes de equilíbrio para as reações:

2. Qual a cor da solução contendo íons cromato se diminuirmos o pH para 2? 3. Qual o efeito da concentração de cada substância nos sistemas indicados a seguir,

quando são adicionados os reagentes?

4. Os cálculos renais, popularmente chamado pedras nos rins, são agregados cristalinos compostos por alguns diversos sais e outras substâncias, dentre eles o Ca3(PO4)2, que se forma na reação entre os íons presentes no sangue, conforme reação abaixo.

3 Ca3+ (aq) + 2 PO43-(aq) ⇆ Ca3(PO4)2(s)

Explique como a formação das “pedras nos rins” é favorecida.

AUTO-AVALIAÇÃO


78

Determinação da entalpia de dissolução de sais

_______________________________________________________________________________________________

OBJETIVOS

▶ Compreender o conceito entalpia;

▶ Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro;

▶ Determinar a entalpia de dissolução de alguns sais.

_______________________________________________________________________________________________

Vocês se lembram das aulas da disciplina de Laboratório de Ciências? Em algumas delas foi realizado experimentos que mostravam as variações energéticas ocorridas a partir de reações químicas. Retorne ao roteiro de prática e reveja estes experimentos que tem relação com a aula de hoje.

Todos os processos físicos e químicos envolvem, além das transformações químicas, mudanças de estados

físicos e variações energéticas. Desta maneira, um enfoque que é dado pela calorimetria se baseia justamente em

medir as variações energéticas que acompanham os processos físicos e químicos. A parte da calorimetria que trata

especificamente das variações de temperatura é conhecida como Termoquímica. O conceito da calorimetria envolve a

aplicação da primeira lei da Termodinâmica que estabelece que a energia é conservada nas transformações.

As reações químicas sempre estão acompanhadas de uma liberação ou absorção de energia. Se a energia

dos produtos for menor que a energia dos reagentes, então o sistema libera energia na forma de calor (reação

exotérmica), causando aumento na temperatura do meio. Por outro lado, se a energia dos produtos for maior que a

energia dos reagentes, o sistema absorve energia durante a reação (reação endotérmica), retirando calor do meio e

conseqüentemente diminuindo a temperatura do sistema.

AULA 9


79

Só existe transferência de calor quando há uma diferença de temperatura entre dois sistemas.

A energia de qualquer sistema pode ser expressa em termos de seu equivalente em calor, entalpia (H).

Quando a reação é conduzida sob pressão constante, a variação de entalpia, designada por ∆H, é dada

simplesmente pela diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes, como representado pela expressão

abaixo.

∆∆∆∆H = ∑∑∑∑Hf (produtos) - ∑∑∑∑Hf (reagentes)

Hf = entalpia de formação das substâncias ∆H = expressos em Joule (J)

Para medir as entalpias de reação empregam-se geralmente calorímetros, que consistem usualmente de uma

câmara de reação que contém um termômetro e um agitador. Os calorímetros são projetados para manter a

transferência de calor entre o interior e as vizinhanças ao mínimo valor absoluto. A variação de entalpia para alguns

tipos de reações tem nome especial como, por exemplo, na dissolução de um soluto em um solvente, essa variação é

conhecida como entalpia de dissolução, ∆Hdiss. (ou entalpia de solução).

TEMPERATURA ≠ CALOR

Temperatura - grandeza física utilizada para medir o grau de agitação ou a energia cinética das moléculas.

Calor - Energia térmica que flui de um corpo para outro em virtude da diferença de temperatura entre eles.

Equação 1


80

Para calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a reação de dissolução, é necessário

conhecer a capacidade calorífica do interior do calorímetro. Esse conceito baseia-se na quantidade de calor necessária

para elevar a temperatura do sistema de 1 ºC. A determinação da capacidade calorífica de um calorímetro é feita

utilizando-se água. O calor cedido/ganho pela água deve ser igual ao calor ganho/cedido pelo calorímetro, isto é:

q cal = - q água

sendo:

q cal = C.∆T (calor liberado/absorvido pelo calorímetro);

C = capacidade calorífica do calorímetro e ∆T = variação da temperatura;

q água = m.c.∆T (calor absorvido/liberado pela água) m = massa da água e c = calor específico da água Substituindo-se estes valores na equação 2, tem-se:

C cal .(Tf -T2) = - [m água.c água.(Tf – T1)]

C cal = - [m água.c água.(Tf – T1)]/ (Tf -T2)

OBS: Tf é a temperatura final do calorímetro, após dissolução do sal; T2 é a temperatura do calorímetro vazio e T1 é a temperatura da H2O dentro do calorímetro.

Conhecendo-se a capacidade calorífica do calorímetro, é possível determinar experimentalmente a entalpia de

dissolução de uma substância contida no calorímetro de acordo com as equações 4 e 5:

qreação = qdissolução + qcalorímetro

sendo:

Equação 2

Equação 4

Equação 3


81

qreação = calor liberado na reação;

qsolvente = mágua . cágua . ∆T

qdissolução = qsolvente + qsoluto (calor absorvido pela solução) qsoluto = msal . csal . ∆T

qcalorímetro = C . ∆T (calor absorvido pelo calorímetro)

∆H = qreação/n

onde:

n = quantidade de matéria que dissolveu (número de mols)

Substituindo-se a equação 4 na equação 5 obtém-se:

Equação 5

Equação 6

∆H = [mágua . cágua . (Tf – T1) + msal . csal . (Tf – Tsal) + Ccal (Tf – T2)] / nsal

Material Calor Específico J/gºC cal/g.ºC

Ouro 0,129 0,031

Prata 0,235 0,056

Cobre 0,385 0,092

Aço 0,435 0,104

Ferro 0,448 0,107

Vidro 0,670 0,160

Cimento (bloco) 0,780 0,186

Lã de vidro 0,800 0,190

Tijolo 0,835 0,199

Areia 0,840 0,200

Alumínio 0,903 0,216

Papel 1,340 0,320

Gelo 2,093 0,500

Água 4,186 1,000

Atribuir sinal (+) para processo endotérmico e sinal (-) para processo exotérmico.


82

PARTE PRÁTICA

Procedimento 1: Determinação da capacidade calorífica de um calorímetro de copo de isopor

• Monte o calorímetro conforme figura abaixo. Use um suporte universal e uma garra de argola para apoiar o

mesmo.

• Medir a temperatura inicial do calorímetro vazio, lembrando-se que este deverá estar tampado.

• Aquecer, em um béquer, 50 mL de água destilada a 50ºC, com uso do bico de bunsen.

• Em seguida, adicionar rapidamente a água aquecida no calorímetro e medir a temperatura do conjunto

(calorímetro + água) após a estabilização da mesma. Aguardar aproximadamante 3 minutos.

• Efetuar os cálculos para determinação da capacidade calorífica do calorímetro.

Determinação da capacidade calorífica do calorímetro, conforme equação 3.

T1 = 50ºC

Tf =

OBS: Tomar bastante cuidado com o termômetro para não quebrar. Ele deverá estar imerso no líquido. A agitação deverá ser manual. Todo experimento que envolve variação de temperatura deve ser feito com muito rigor.

T2 =

Especificamente nesta aula, os grupos deverão ser formados por 5 alunos.


83

Procedimento 2: Determinação da entalpia de dissolução dos sais NaCl e NaHCO3

• Pesar as seguintes massas dos respectivos sais: 2,92 g de NaCl e 4,20 g de NaHCO3;

• Medir a temperatura inicial do calorímetro vazio (T2), lembrando-se que este deverá estar tampado.

• Adicionar, com uso de uma proveta, 50 mL de água no calorímetro e medir a temperatura T1.

• Adicionar, em seguida, o sal cloreto de sódio, quantitativamente.

• Fechar rapidamente o sistema e agitar manualmente para dissolução total do sal. Verificar a variação da

temperatura e anotar o valor da mesma quando esta atingir um valor constante (Tf). Aguardar

aproximadamante 3 minutos.

• Repetir os mesmos procedimentos acima para o sal bicarbonato de sódio, lembrando-se de lavar o calorímetro

e o termômetro.

Anote as temperaturas observadas no quadro abaixo:

T(ºC) SAL NaCl NaHCO3

T1

T2

Tf

Tsal*

*Tsal = temperatura do calorímetro vazio, ou seja, T2

Represente, no espaço abaixo, a equação química de dissolução dos sais. Com base na variação da temperatura, classifique a dissolução de cada sal quanto à transferência de calor. Use os dados abaixo de calor específico dos sais

Dissolução do NaCl:

Dissolução do NaHCO3:

Utilize os espaços abaixo para o calculo do

SAL

∆∆∆∆H dissolução (experimental)(KJ/mol)

NaCl

NaHCO3

* o sinal algébrico indica se a reação é endotérmica (+) ou exotérmica (

NaCl

• 0,722 J/gºC

∆∆∆∆H dissolução do NaCl, conforme equação 6

∆∆∆∆H dissolução do NaHCO3, conforme equação 6


Utilize os espaços abaixo para o calculo do ∆H de dissolução dos sais e compare-os com os dados teóricos.

(experimental) (KJ/mol)

∆∆∆∆H dissolução (teórico) (KJ/mol)

+ 3,88

+ 17,15

* o sinal algébrico indica se a reação é endotérmica (+) ou exotérmica (-)

NaHCO3

• 1,015 J/gºC

conforme equação 6.

conforme equação 6.

QUI126 2015

84

os com os dados teóricos.

Erro experimental


85


1. Wolf, L.D.; Assumpção, M.H.M.T.; Madi, A.A.; Bonifácio, V.G.; Fartibello-Filho, O. Ecl. Quím., São Paulo, 36, 2011.

2. Brown, T.L.; LeMay, E.; Bursten, B.R.; Burdge, J.R. Química, a Ciência Central, 9ª Edição, Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005.

1. Calcule:

a. A quantidade de calor necessária para aquecer 250 g de água

(aproximadamente um copo) de 22ºC até aproximadamente seu ponto

de ebulição, 98ºC.

b. A capacidade calorífica molar da água.

2. Ao receber 6000 cal, um corpo de 250 g aumenta sua temperatura em

40°C, sem mudar de fase. Qual o calor específico do material desse corpo?

3. Um bloco de vidro de massa m = 300g está inicialmente á temperatura

Ti=25°C. Sabendo que o calor especifico do vidro é c = 0,20cal/g°C,

calcule a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura do

bloco até Tf=40°C.

AUTO-AVALIAÇÃO


86

Verificação da Lei de Hess

_______________________________________________________________________________________________

OBJETIVOS

▶ Determinar o calor envolvido em uma reação química;

▶ Verificar a aplicação da Lei de Hess.

_______________________________________________________________________________________________

Esta aula tem relação com a aula da semana anterior, na qual discutimos a função termodinâmica,

entalpia. Por isso é muito importante que você tenha entendido este conceito aplicado às reações químicas.

Função de estado:

“Apesar de normalmente não haver um meio de saber o valor preciso da energia interna de um sistema, há um valor

fixo para certo quadro de condições. As condições que influenciam a energia interna incluem a temperatura e a

pressão. Além disso, a energia interna total de um sistema é proporcional à quantidade total de matéria, no sistema,

uma vez que a energia é uma propriedade extensiva.” (BROWN, 2005). Veja o exemplo abaixo:

Suponha que o sistema definido seja aquele em que temos 50g de água a 25ºC. O sistema poderia ter chegado a esse

estado através do resfriamento de 50g de água a 100ºC ou pela fusão de 50g de gelo e, subseqüente aquecimento da

AULA 10


87

água a 25ºC. A energia interna da água a 25ºC é a mesma em ambos os casos. Ou seja, a energia interna, uma função

de estado, depende apenas do estado atual do sistema, e não do caminho pelo qual o sistema chegou àquele estado.

Sistema e vizinhança:

Em se tratando de uma reação química que se processa num frasco o sistema provavelmente será o conjunto de

reagentes mais produtos. O frasco é considerado como parte da vizinhança.

A entalpia, que é uma função de estado, responde pelo fluxo de calor nas mudanças químicas que ocorrem à

pressão constante quando nenhuma forma de trabalho é realizada a não ser trabalho PV. A entalpia é igual a energia

interna mais o produto da pressão pelo volume do sistema, conforme expressão abaixo:

H = E + PV

Suponhamos que a mudança ocorra à pressão constante, então a equação acima pode ser escrita da seguinte

forma:

∆H = ∆E + P∆V

Quando um sistema sofre qualquer mudança física ou química, a variação obtida em sua energia interna (∆E)

é dada pelo calor absorvido ou liberado do sistema (q), mais o trabalho realizado pelo ou no sistema (ω), ou seja:

∆E = q + ω

Substituindo o valor de ∆E e sabendo que o trabalho de expansão de um gás é dado pela expressão

ω = P ∆V, temos:

∆H = q (a pressão constante)


88

Como a maioria das reações químicas usuais são realizadas em condições de pressão constante podemos

concluir que a variação da entalpia (∆H) corresponde ao calor liberado ou absorvido em um sistema.

Em virtude da variação da entalpia ser uma função de estado, o processo químico de transformação de uma

substância A em uma substância B não depende da seqüência de reações em que a transformação é feita, nem se

existem uma ou mais etapas, unicamente da quantidade de substância que sofre a variação, da natureza dos estados

inicial e final dos reagentes e produtos.

Além disso, se equações descrevendo reações químicas são combinadas de modo a originar a equação de

uma nova reação, pode-se, da mesma forma, combinar os ∆H’s das reações originais para obter-se o ∆H da nova

reação. Esse é o enunciado da Lei de Hess.

Veja o exemplo abaixo de combustão do metano. Se uma reação é executada em uma série de etapas, o ∆H

para a reação será igual à soma das variações de entalpia para as etapas individuais.

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = -802 KJ

2H2O(g) → 2H2O(l) ∆H = -88 KJ

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -890 KJ

Germain Henri Hess

Químico russo, nasceu em Genebra, na Suíça, em 7 de

agosto de 1802, e faleceu em São Petersburgo, na

Rússia, em 30 de novembro de 1850.

Hess tornou-se importante pelos estudos realizados na

área da termodinâmica, sendo considerado um dos

fundadores desta ciência. Esses estudos iniciaram-se no

ano de 1839 enquanto professor de Química em São

Petersburgo.

Em 1840, Hess formulou uma lei empírica, a lei de Hess,

Esta lei foi a precursora de uma das leis mais completas

sobre a conservação de energia. Muitos químicos fizeram

grande uso desta lei ao estabelecer os calores de

formação dos compostos que não eram facilmente

formados a partir dos seus constituintes elementares.

Fonte: http://www.infopedia.pt/$germain-henri-hess

Procedimento 1: Determinação do calor de dissolução do NaOH

• Pesar um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa.

• Com o auxílio de uma proveta, medir 50 mL de água destilada e transferir para o erlenmeyer. Verificar a

temperatura do sistema. Anotar o valor.

• Pesar 0,50g de NaOH sólido. Lembre

por ele ser higroscópico.

• Transferir o NaOH sólido para o

Anotar a temperatura máxima atingida.

0,98 cal/gºC

1,01 g/mL

0,16 cal/gºC

Calcule a quantidade de calor liberadabaixo apresentados. Com base na variação da temperatura, classifique a dissolução dquanto à transferência de calor.


PARTE PRÁTICA

Determinação do calor de dissolução do NaOH (Q1)

um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa.

proveta, medir 50 mL de água destilada e transferir para o erlenmeyer. Verificar a

temperatura do sistema. Anotar o valor.

Pesar 0,50g de NaOH sólido. Lembre-se que a pesagem do NaOH deve ser efetuada o mais rápido possível,

o erlenmeyer contendo a água e agitar com o auxílio de um bastão de vidro.

atingida.

• Calor específico da solução de NaOH 0,25 mol/L

• Densidade da solução de NaOH 0,25 mol/L

• Calor específico do vidro

de calor liberado (Q1) na dissolução do NaOH, consideranCom base na variação da temperatura, classifique a dissolução d

m1 erl =

T1 =

T2 =

QUI126 2015

89

proveta, medir 50 mL de água destilada e transferir para o erlenmeyer. Verificar a

do NaOH deve ser efetuada o mais rápido possível,

erlenmeyer contendo a água e agitar com o auxílio de um bastão de vidro.

Calor específico da solução de NaOH 0,25 mol/L

Densidade da solução de NaOH 0,25 mol/L

considerando os dados Com base na variação da temperatura, classifique a dissolução do NaOH

Procedimento 2: Determinação do calor de neutralização entre uma solução de NaOH e uma solução

de HCl (Q2)


• Com o auxílio de uma proveta, medir 50 mL de uma

erlenmeyer. Verificar a temperatura do sistema. Anotar o valor.

• Com o auxílio de outra proveta, medir 50 mL de uma solução de

erlenmeyer contendo a solução de ácido clorídrico. A

temperatura máxima atingida.

1,00 cal/gºC

1,00 g/mL

0,16 cal/gºC

Calcule a quantidade de calor liberadconsiderando os dados abaixo apresentados.


Determinação do calor de neutralização entre uma solução de NaOH e uma solução

Pesar um erlenmeyer limpo e seco e anotar a sua massa.

Com o auxílio de uma proveta, medir 50 mL de uma solução de ácido clorídrico 0,25 mol/L e transferir para o


Com o auxílio de outra proveta, medir 50 mL de uma solução de NaOH 0,25 mol/L e transferir

solução de ácido clorídrico. Agitar com o auxílio de um bastão de vidro. Anotar a

• Calor específico da solução de NaCl formada

• Densidade da solução de NaCl formada

• Calor específico do vidro

T1 =

T2 =

m2 erl =

Calcule a quantidade de calor liberado (Q2) na reação de neutralização entre odo os dados abaixo apresentados.

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90

Determinação do calor de neutralização entre uma solução de NaOH e uma solução

solução de ácido clorídrico 0,25 mol/L e transferir para o

0,25 mol/L e transferir para o

gitar com o auxílio de um bastão de vidro. Anotar a

Calor específico da solução de NaCl formada

Densidade da solução de NaCl formada

entre o NaOH e o HCl,


91

Procedimento 3: Determinação do calor de reação entre o NaOH sólido e uma solução de HCl (Q3)


• Com o auxílio de uma proveta, medir 50 mL de uma solução de ácido clorídrico 0,25 mol/L e transferir para o


• Pesar 0,50g de NaOH sólido e transferir para o erlenmeyer contendo a solução de HCl. Agitar com o auxílio de

um bastão de vidro. Anotar a temperatura máxima atingida.

T1 =

T2 =

m3 erl =

Calcule a quantidade de calor liberado (Q3) na reação de neutralização entre o NaOH e o HCl, considerando os dados acima apresentados.

Escreva as equações químicas que representam os procedimentos 1, 2 e 3 acima realizados.


92

Calcule os valores de variação de entalpia (∆H1, ∆H2 e ∆H3) através da equação 5 apresentada na aula anterior. Expresse os valores encontrados em J/mol. Não se esqueça de atribuir o sinal ao valor de ∆H.

Verifique se a Lei de Hess foi constatada no experimento realizado.


93


1. Giesbrecht, E.; “Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de Ensino de Química”, Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, São Paulo,1979.

2. Barros, H. L. de C.; “Química Inorgânica, Uma Introdução”, Ed. UFMG, Belo Horizonte, Minas Gerais,1992. 3. Brown, T.L.; LeMay, E.; Bursten, B.R.; Burdge, J.R. Química, a Ciência Central, 9ª Edição, Pearson Prentice

Hall, São Paulo, 2005.

1. Quais são as possíveis causas de erro nos valores obtidos no

experimento?

2. Que modificações poderiam ser feitas para melhorar os resultados

experimentais?

3. Determine a entalpia de combustão do metanol líquido, a 25ºC e 1 atm, em

KJ/mol, sendo dados:

• C(graf.) + 2H2(g) + ½O2(g) � CH3OH(l) ∆H = -239 KJ/mol

• H2(g) + ½O2(g) � H2O(l) ∆H = -286 KJ/mol

• C(graf.) + O2(g) � CO2(g) ∆H = -393 KJ/mol

Resolva o exercício também pelo método do calor de formação.

AUTO-AVALIAÇÃO

UNIVERSIDADE FEDERAL DE JUIZ DE FORA

INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

CONCEITUAR

ANALISAR

REALIZAR

EXEMPLIFICAR

ROTEIRO DE AULAS PRÁTICAS DA DISCIPLINA

LABORATÓRIO DE QUÍMICA – QUI126

VERSÃO 2015.1


Sumário

Apresentação .............................................................................................................. 1

Aula 1 – Segurança química ......................................................................................... 2

Aula 2 – Vidrarias, equipamentos e técnicas básicas .................................................. 22

Aula 3 – Reações químicas inorgânicas ...................................................................... 34

Aula 4 – Estequiometria de reações químicas ..............................................................41

Aula 5 – Preparo de soluções ...................................................................................... 45

Aula 6 – Diluição de soluções e indicador ácido-base de produto natural ................... 54

Aula 7 – Titulação ácido-base ...................................................................................... 60

Aula 8 – Equilíbrio iônico em solução ........................................................................... 71

Aula 9 – Determinação da entalpia de dissolução de sais ........................................... 78

Aula 10 – Verificação da Lei de Hess .......................................................................... 86

Anexo – Tabela Periódica dos Elementos ..................................................................103


103

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