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QG – 107 – QUÍMICA I (BIOLOGIA)

10 SEMESTRE

2015

2 Apostila de QG‐107 ‐ Química I (Biologia) 1º semestre de 2015

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE CAMPINAS

INSTITUTO DE QUÍMICA

MANUAL DE LABORATÓRIO

QG ‐ 107 QUÍMICA I (BIOLOGIA)

1o Semestre de 2015

PROFESSORES RESPONSÁVEIS:

Laboratório:

Professor Roberto Rittner ‐ sala I‐200 ([email protected]) – Turmas A/B/C e D

Dr. Wagner Eduardo Richter (PED B) – sala H‐302 ([email protected])

Dr. Lucídio C. Fardelone (PED) – sala I‐217 ([email protected])

Stacy Ferlin (PAD) – ([email protected])

Bruno César do Amaral (PAD) ‐ ([email protected])

Auxiliares didáticos:

Michele Cristine dos Santos Pugini ([email protected]) – Turmas A e B

Nelson Aparecido Correa – Turmas C e D

Teoria:

Prof. Dr. Miguel Angel San Miguel Barrera (Coordenador) ‐ [email protected]

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Calendário Semestral de Atividades de Laboratório

TURMAS A / B

TERÇA‐FEIRA

TURMAS C / D

SEGUNDA‐FEIRA

Dia‐Mês Atividade Dia‐Mês Atividade

03/03 Apresentação 02/03 Apresentação

10/03 1 09/03 1

17/03 2 16/03 2

24/03 3 23/03 3

31/03 4 30/03 4

07/04 5 06/04 5

14/04 6 13/04 6

28/04 1ª Prova (exp. 1 a 6) 27/04 1ª Prova (exp. 1 a 6)

05/05 7 04/05 7

12/05 8 11/05 8

19/05 9 18/05 9

26/05 10 25/05 10

02/06 11 01/06 11

09/06 Não haverá aula 08/06 Não haverá aula

16/06 12 15/06 12

23/06 2ª Prova (exp. 7 a 12) 22/06 2ª Prova (exp. 7 a 12)

01/07 Semana de estudos 01/07 Semana de estudos

14/07 Exame 13/07 Exame

Aulas: Locais e horários conforme calendário do 1o semestre de 2015

Turmas A e B (diurno) Aulas: 3a feira

8h – 12h

Salas: Turma A: IQ06 (aula) e LQ04 Turma B: IQ06 (aula) e LQ05

Turmas C e D (noturno) Aulas: 2a feira 19h – 23h

Salas:

Turma C: IQ05 (aula) e LQ04 Turma D: IQ05 (aula) e LQ05


OBJETIVOS DA DISCIPLINA

Os experimentos selecionados para esta disciplina têm como objetivo a abordagem de conceitos

fundamentais de química e de técnicas básicas de trabalho em um laboratório químico, de forma a reforçar

conteúdos e fornecer conhecimento introdutório a outras disciplinas do curso. Entre os conceitos abordados,

podem ser citados: reações e ligações químicas, determinação de valores de pH, soluções tampão, preparação e

purificação de substâncias, reações de oxi‐redução, análise qualitativa e quantitativa, produto de solubilidade,

cinética e equilíbrio químico, entre outros.

1. GRUPOS

Os alunos deverão se dividir em grupos de dois para a aula experimental e fornecer aos docentes

responsáveis o nome e o RA dos integrantes do grupo no primeiro dia de aula. Todos os integrantes do grupo

devem estar matriculados na mesma turma e o grupo será mantido durante todo o semestre. É de

responsabilidade do aluno saber em que turma está matriculado.

2. ESQUEMA DE FUNCIONAMENTO DA DISCIPLINA

Cada aula consiste basicamente de 3 partes: aula introdutória, experimento e relatório. A nota relativa a

cada experimento tem uma contribuição de cada uma dessas partes.

No horário da aula (às 8 ou às 19 horas), os alunos deverão estar presentes nas salas de aula IQ‐06 (turmas

A e B de sexta) ou IQ‐05 (turmas C e D), onde haverá a breve aula introdutória para explicar e discutir conceitos

importantes para o experimento do dia. OS ALUNOS DEVEM SER PONTUAIS QUANTO AO HORÁRIO DAS AULAS. Os

alunos que chegarem depois de 15 min do início da aula não poderão participar do experimento e não poderão

fazer o relatório. Ficarão assim com falta e nota zero na avaliação do relatório. A lista deverá ser assinada antes

de deixar a sala de aula. É responsabilidade do aluno registrar sua presença.

Logo depois da aula, os alunos deverão se dirigir aos laboratórios localizados no bloco F (piso térreo) para a

realização do experimento: LQ‐04 (turmas A e C), LQ‐05 (turma B e D).

Durante a realização do experimento, os alunos deverão elaborar um relatório, o qual será entregue no

final da aula. Não é permitido se ausentar do laboratório durante o experimento ou antes de entregar o

relatório. A lista de presença será assinada duas vezes ao longo da aula: durante a aula/discussão inicial e durante

o experimento, no momento em que o professor julgar apropriado dentro do horário de aula.

3. CADERNO DE LABORATÓRIO

Cada aluno deve providenciar um caderno de laboratório, que será utilizado tanto na aula introdutória

como para fazer um registro claro e organizado dos dados experimentais obtidos. O registro deve incluir a data e o

título do experimento, tabelas com registro de dados, códigos (letras e/ou números) de amostras a serem

investigados, cálculos, e outras informações relevantes. O caderno deve ser apresentável e as informações

inteligíveis. Não use folhas soltas e rascunhos para registrar os dados e fazer os cálculos.


4. RELATÓRIOS

No início da aula, cada grupo receberá uma folha de relatório com questões relacionadas ao experimento

a ser realizado. Cada dupla de alunos entregará apenas um relatório. As questões devem ser respondidas e

entregues no final da aula. Não é preciso incluir introdução ou parte experimental no relatório. Algumas

informações ou dados necessários para a redação do relatório deverão ser obtidos na literatura antes do início do

experimento. Dessa forma, é imprescindível que os alunos leiam atentamente e com antecedência a apostila e

consultem a literatura indicada. Só é permitido deixar o laboratório depois de entregar o relatório ao professor.

Os alunos que não entregarem o relatório por qualquer razão ficarão com zero na avaliação do mesmo.

5. CRITÉRIOS DE AVALIAÇÃO

A avaliação dos alunos nesta disciplina será feita da seguinte forma:

a) Relatórios: Serão avaliados com notas de 0 a 10.

Em caso de ausência do aluno ou atraso por mais de 15 minutos, a nota no experimento e no relatório referente

será ZERO.

b) Provas escritas: haverá duas provas escritas com datas especificadas no calendário.

Cada prova consistirá dos tópicos vistos na teoria e no laboratório. A prova terá duração de 2 horas. A matéria não

é cumulativa, assim, a Prova 1 incluirá os experimentos de 1 a 6 e a Prova 2 incluirá os experimentos de 7 a 12. O

local de realização das provas será informado com antecedência pelos professores. Atenção: o local de prova pode

ser diferente do local das aulas.

Não haverá provas substitutivas ou reposição de experimentos.

c) Avaliação final: a média final será calculada de duas formas:

1º Caso ‐ Se a média das notas das provas for ≥ 5, a média final (MF) será calculada como:

MF = (0,6 MP + 0,4 MR )

Sendo que: MF = média final; MP = média de notas de provas (de 0 a 10); MR = média de notas de relatórios;

Se MF ≥ 5,0, o aluno será aprovado; e se MF <5,0, o aluno deverá fazer exame.

2º Caso ‐ Se a média das notas das provas for < 5, a média final (MF) será considerada igual à média de provas

(MP): MF = MP

e, consequentemente, o aluno deverá fazer o exame. A matéria do exame é cumulativa

Tanto para o 1º quanto para 2º caso, a média final após o exame (MFE) será:

MFE = (MF + NE) / 2

Sendo que: NE = nota de exame; MFE = média final após o exame.

Se MFE ≥ 5,0, o aluno será aprovado e se MFE < 5,0, o aluno será reprovado


6. REGRAIS GERAIS DO LABORATÓRIO: Segurança e organização

Para frequentar as aulas de laboratório no Instituto de Química, os alunos devem cumprir as normas de

segurança estabelecidas neste instituto. As normas estão disponíveis no endereço eletrônico

http://www.iqm.unicamp.br/csea e algumas delas são descritas a seguir:

• Não é permitido comer ou fumar no laboratório.

• É obrigatório o uso de avental de algodão, calça comprida, sapato fechado e óculos de proteção. SEM ESTES

REQUISITOS, O ALUNO NÃO PODERÁ ENTRAR NO LABORATÓRIO. Atenção: a calça deve ser de algodão e

não de tecido sintético como tactel, nylon, etc.

• Materiais como mochilas, bolsas, e outros objetos pessoais não devem ser trazidos para o laboratório. Utilize

para isto os armários pessoais, para os quais é necessário trazer cadeados.

• A capela de exaustão deve ser usada sempre que for recomendado.

• É importante localizar chuveiros, lava‐olhos, extintores e portas de segurança.

• Não é permitido o uso de telefones celulares ou outros aparelhos eletrônicos em sala de aula ou nos

laboratórios, durante as aulas teóricas ou práticas.

• Por determinação da Comissão de Segurança, todos os alunos deverão portar seu RA durante a aula.

• Os materiais necessários para os experimentos já estarão sobre as bancadas no início das aulas. Confira estes

materiais e comunique qualquer irregularidade aos técnicos do laboratório ou ao professor antes de iniciar o

experimento.

• Caso ocorra quebra de material ou danos em equipamentos durante a realização do experimento, este fato

deverá ser comunicado imediatamente ao professor.

• Se forem necessários materiais ou equipamentos extras para a realização dos experimentos, os mesmos

devem ser solicitados aos técnicos, mediante assinatura em um caderno. Qualquer equipamento extra só

pode ser utilizado com a aprovação do professor. Este material deve ser devolvido limpo, logo após a sua

utilização.

• A bancada deve ser mantida organizada durante os experimentos. Após o experimento, todos os materiais,

vidrarias e equipamentos utilizados devem estar limpos e colocados no lugar onde foram encontrados no

início da aula.

• Todos os reagentes e equipamentos devem ser utilizados com muito cuidado. Especial atenção deve ser dada

ao uso das balanças: limpe imediatamente qualquer derramamento de reagentes. Em caso de dúvida sobre

algum reagente ou equipamento, consulte um dos professores responsáveis.

• Danos e quebras de materiais pelo uso indevido, por desleixo ou por negligência serão cobrados

financeiramente. Isto não será aplicado aos casos acidentais ou por falta de experiência. O julgamento sobre o

motivo de quebras e danos será de exclusiva atribuição dos professores.

• Muito cuidado deve ser tomado no transporte e manipulação de solventes e reagentes concentrados, com a

vidraria e com os sistemas de aquecimento.

• Todos devem realizar o descarte de resíduos de forma correta, observando atentamente os frascos que estão

identificados e disponíveis no laboratório. Raramente o descarte é feito na pia. Em casos de dúvida, consulte

professores ou auxiliares didáticos ou técnicos do laboratório. Não hesite em buscar orientação.

http://www.iqm.unicamp.br/csea�


Experimento 1

Reações em Solução Aquosa e Análise Qualitativa

Introdução

Começaremos este curso experimental com um assunto que é central em química: a transformação de

substâncias por meio de reações químicas. Mais especificamente, trataremos de reações em meio aquoso, que

representam um conjunto muito abrangente e importante de reações ligadas a processos industriais e

bioquímicos.

As reações químicas são processos em que uma ou mais substâncias, denominadas reagentes, são

convertidas em produtos. Quando os reagentes interagem entre si, ocorre um rearranjo de átomos, formando

novas substâncias com propriedades diferenciadas das dos reagentes inicias. A ocorrência de reações químicas

pode ser indicada por evidências que permitem distinguir os estados final e inicial de um sistema, tais como

formação de precipitado, mudança de cor, desprendimento de gases, liberação ou absorção de calor, entre outras.

O experimento de hoje tem como objetivo introduzir algumas técnicas de análise qualitativa e os tipos

mais comuns de reações em meio aquoso, incluindo reações de precipitação, reações ácido‐ base, reações com

desprendimento de gás e reações de oxi‐redução.

Procedimento

Sobre a bancada haverá vidrarias e soluções disponíveis para o seu grupo de trabalho. Toda a vidraria

deve ser lavada convenientemente antes e depois de ser utilizada. A lavagem deve ser feita com água e sabão,

seguida de enxague com água de torneira em abundância e depois com água destilada três vezes. A quantidade de

água tratada e de energia elétrica gastas para produzir água destilada é grande (cerca de 14 litros de água tratada

para 1 L de água destilada), portanto, utilize esse recurso conscientemente.

O conjunto de nove soluções encontrado sobre a bancada deve ser combinado, de duas a duas,

utilizando‐se um volume aproximado de 1 mL de cada. As soluções devem ser transferidas para os tubos de

ensaio, com o auxílio das pipetas que estão ao lado de cada frasco. Atenção para não misturar pipetas de

reagentes diferentes. Observe atentamente o que ocorre quando as soluções são misturadas, considerando as

evidências da ocorrência de reações químicas: formação e tipo de precipitado, absorção ou liberação de calor,

turvação, formação de gases, mudanças de cor, aparecimento de odores, etc. Anote adequadamente os

resultados observados na tabela a ser apresentada no relatório.

Além das soluções previamente identificadas, cada grupo receberá também uma amostra problema, que

deverá ser identificada com base nos testes anteriores, por comparação de resultados. O número da amostra

deverá constar do Relatório.

Bibliografia

1.Kotz, J. C.; Treichel Jr., P.; Química e Reações Químicas; LTC Editora, Rio de Janeiro, Vol. 1 e 2, 2002.

2. Baccan, N.; Godinho, O. E. S.; Aleixo, L. M.; Stein, E.; Introdução à Semi‐microanálise Qualitativa; Editora da

UNICAMP, Campinas; 1990.

3. Vogel, A. I.; Química Analítica Qualitativa, Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981.


Experimento 2

Identificação de um Metal e Determinação de sua Massa Molar

a Partir da Reação com Ácido Forte

Introdução

A reação de um metal (M) com ácido (H+) em meio aquoso, produzindo gás hidrogênio (H2) e o respectivo

cátion metálico (Mx+), pode ser genericamente expressa como:

M(s) + xH+(aq) Mx+

(aq) + x/2 H2 (g) Equação 1

em que x é um número inteiro que representa o estado de oxidação do cátion metálico.

Segundo a equação desta reação química, o número de mol de H2 liberado depende do estado de oxidação

do cátion metálico gerado como produto (Mx+). Sendo que o número de mol de H2 (nH2) pode ser determinado

usando‐se a equação dos gases ideais (Equação 2), desde que se conheça o volume de H2 gerado (VH2) na reação

com o metal e a pressão parcial (PH2) exercida por este volume de H2:

PH2 VH2 = nH2 R T Equação 2

em que R é a constante dos gases e T é a temperatura.

No experimento de hoje, iremos aprender uma forma de estimar a massa molar de um metal

desconhecido através da determinação de nH2 (obtido pela medida de VH2 e do cálculo da pressão parcial PH2) e do

número de oxidação x do cátion metálico Mx+ (que será determinado por tentativa e erro). O volume VH2 será

medido experimentalmente a partir da reação de uma massa definida de um metal desconhecido M(s) com uma

solução de ácido clorídrico (6 mol l‐1), utilizando‐se uma bureta

A pressão parcial PH2 será calculada pela Lei de Dalton, segundo a qual, a pressão total (PT) exercida por

uma mistura de gases (gás 1 + gás 2 + gás 3...) é igual à soma das pressões parciais (Pp) de cada gás que compõe a

mistura (Equação 3).

PT = Pp1 + Pp2 + Pp3... Equação 3

No caso desse experimento, à medida que o gás hidrogênio produzido borbulha na água, o mesmo

satura‐se com vapor de água, de modo que a pressão total (PT) da mistura de gases dentro da bureta é a soma das

pressões parciais do vapor de água (PH2O) e do hidrogênio produzido (PH2):

PT = PH2 + PH2O Equação 3

Conhecendo‐se a pressão parcial do vapor de água na temperatura do experimento (valor tabelado), é

possível determinar PH2, e com ele o valor de nH2, usando a Equação 2. Determinado o valor de nH2, é possível

atribuir arbitrariamente diferentes valores para x (por exemplo, x=1, x=2, x=3...) e substituir esses valores, um por

vez, na Equação 1 para estimar o número de mol de metal (nM) que reagiu com o ácido. Como a massa inicial de

metal que reagiu (mM) foi determinada, pode‐se estimar a massa molar (MM) do metal a partir da Equação 4:

nM = mM / MM Equação 4

Confrontando os valores de massa molar obtidos experimentalmente com os valores da tabela periódica,

poderemos identificar o metal que está envolvido na reação.


Experimental

Primeiramente, feche bem a torneira da bureta e teste se esta não apresenta vazamentos, preenchendo‐

a com água. Resolvido o problema de vazamento, esvazie a bureta e prenda a mesma no suporte de ferro usando

a garra fornecida. Coloque sob o bico da bureta um béquer de 600 mL, contendo aproximadamente 300 mL de

água, como esquematizado na Figura 1a.

Figura 1 – a) Representação esquemática do posicionamento inicial da bureta; b) Adição de água destilada com a

bureta inclinada para evitar mistura com a solução de ácido; c) Massa de metal entre 25 e 35 mg; d) Fixação da amostra

de metal no fio de cobre e na rolha de borracha; e) Ajuste da rolha com a amostra de metal pendurada pelo fio de

cobre na bureta completamente preenchida.

Com o auxílio do béquer de 100 mL, adicione cuidadosamente uma solução de ácido clorídrico (6 mol l‐1) à

bureta até que o nível da solução atinja a marca de 30 mL na graduação. Em seguida, retire a bureta da garra e,

com esta inclinada, adicione água destilada com uma pisseta, até preencher toda a bureta, como mostrado na

Figura 1b. Fixe novamente a bureta no suporte usando a garra.

Pese então entre 25 e 35 miligramas do metal desconhecido (Figura 1c) e enrole a mesma com o pedaço

de fio de cobre fornecido. Prenda o fio à rolha de borracha, deixando cerca de 5 cm do fio de cobre entre a

amostra e a rolha (Figura 1d). Coloque então a rolha de borracha com a amostra no topo da bureta, sem permitir a

formação de bolhas de ar (Figura 1e).


Dobre para baixo o pedaço de fio de cobre que está para fora da bureta e,

USANDO LUVAS, tape o orifício da rolha com um dos dedos. Inverta a bureta e introduza o

topo da bureta na água dentro do béquer de 600 mL. Quando o topo da bureta estiver

abaixo da superfície da água, retire o dedo do orifício da rolha e prenda a bureta invertida

no suporte, conforme esquematizado ao lado. Atenção: Nesta etapa é importante evitar a

entrada de ar na bureta através do orifício da rolha.

Como a densidade da solução de HCl é maior que da água, ao inverter a bureta, a

solução de HCl desce em direção ao metal e dá início à reação.

Durante a reação, ocorrerá consumo do metal, formação de bolhas e o nível da

solução ácida dentro da bureta descerá. Quando todo o metal tiver sido consumido, a

reação entre o ácido e o metal estará terminada. Uma forma prática de determinar o fim da reação, é observar o nível

da solução ácida, que pára de descer quando a reação termina. Espere cerca de 1 minuto para ter certeza de que o

nível da solução dentro da bureta estabilizou.

Quando o nível estiver estável, dê leves tapas na bureta para desprender eventuais bolhas de gás.

Usando luvas, tape novamente o orifício da rolha com a bureta ainda sob a água, retire a bureta da garra e mergulhe‐

a, ainda invertida, em uma proveta de 2000 mL contendo água da torneira (Figura 2a). Atenção: realize esta etapa

cuidadosamente, pois é importante evitar a entrada de ar na bureta. Segurando a bureta invertida, ajuste o nível da

solução na bureta com o nível da água na proveta, como mostrado na Figura 2b. Procure pensar por que esse

procedimento é necessário. Isto o ajudará a fazer os cálculos posteriores! Espere o volume dentro da bureta

estabilizar e anote este valor.

Figura 2 – a) Bureta invertida dentro da proveta com água; b) Nivelamento do menisco da solução na bureta com o nível de água na proveta.

Retire a bureta de dentro da proveta e descarte a solução ácida restante no frasco apropriado. Lave a bureta

com água destilada três vezes, descartando a água de lavagem sempre pelo topo da bureta. Não abra a torneira da

bureta.

Em seguida, adicione água destilada à bureta lavada até o nível que você mediu quando a bureta estava

invertida dentro da proveta. Transfira este volume de água para um béquer de 100 mL previamente pesado e seco.

Determine então a massa referente a este volume de água e obtenha o volume total de gás dentro da bureta após a

Figura 2a Figura 2b


reação, usando a densidade da água. Repita o procedimento de determinação do volume de gás utilizando mais uma

amostra do mesmo metal.

Após a determinação do volume, verifique no barômetro do laboratório a pressão atmosférica em mmHg e

anote este valor. Meça a temperatura da água e determine a pressão de vapor da água nessa temperatura (tabelada

no laboratório). Por fim, determine a pressão parcial do gás hidrogênio e, a partir dos dados obtidos

experimentalmente e dos valores calculados, calcule o número de mol de gás hidrogênio liberado na reação estudada.

Se julgar necessário, use R = 62,63 L mmHg K‐1 mol‐1.

Calcule a massa molar, utilizando valores experimentais obtidos e testando valores de número de

oxidação x=1, x=2 ou x=3. Para cada número de oxidação atribuído, será calculada uma massa molar, de modo

que três valores diferentes de massa molar serão obtidos. A identificação do metal utilizado na reação pode ser

feita através de uma simples comparação entre o valor de massa molar experimental e aqueles da tabela

periódica disponível no laboratório.

Bibliografia

1. Mahan, B.; Química – Um Curso Universitário, Ed. Edgar Blucher, São Paulo, 1972, p. 26‐37 e 207.

2. Kotz, J. C.; Purcell, K. F.; Chemistry and Chemical Reactivity, 2a ed., Saunders College Publishing,

Philadelphia, 1991, p. 455, 865 e 907.

3. Baccan, N.; Andrade, J.C.; Godinho, O.E.S.; Barone, J.S.; Química Analítica Quantitativa Elementar, 2a ed.,

Editora Edgard Blucher, 1985.

4. César, J.; Andrade, J. C., A determinação da massa molar de um metal, 2006. Disponível em

[http://chemkeys.com/br/2006/04/17/a‐determinacao‐da‐massa‐molar‐de‐um‐metal/]


Experimento 3

Síntese do Ácido Acetilsalicílico (ASPIRINA®)

Introdução

A aspirina® é o nome comercial, registrado pela Bayer, para o composto ácido acetilsalicílico, que é

utilizado como anti‐inflamatório, antipirético, analgésico e como inibidor da agregação das plaquetas sanguíneas.

Este fármaco é o analgésico mais consumido no mundo atualmente. Já muito antes de ser isolado pela primeira

vez (em 1763), dores de cabeças e febres eram curadas com o chá da casca de uma árvore, o salgueiro (Salix sp),

ou com um chá das flores de um arbusto (Spiria sp). Mais tarde, isolou‐se da casca do salgueiro, o glicosídeo do

ácido salicílico, que é a substância responsável pela ação terapêutica do chá.

O ácido salicílico é uma substância que irrita a mucosa gástrica, então, em 1897, Félix Hoffmann, um

químico da Bayer, decidiu acetilar o ácido salicílico, produzindo a Aspirina® (a de acetil e spirin de Spiria).

Ao ser metabolizado pelo organismo, o ácido acetilsalicílico produz novamente o ácido salicílico como

metabólito. Ainda hoje, a síntese da aspirina é feita pela acetilação do ácido salicílico, que consiste na esterificação

do grupo fenol da molécula com anidrido acético, na presença de gotas de ácido sulfúrico como catalisador:

Ácido Salicílico Anidrido Acético Ácido Acetilsalicílico Ácido Acético

Esse experimento tem como objetivo introduzir técnicas de síntese e de purificação de substâncias

químicas, além de cálculos de rendimento e testes de pureza do material sintetizado.

Experimental

O procedimento experimental envolve diversas etapas (síntese, purificação e verificação da pureza no

material bruto e no purificado). Planeje seu trabalho e organize‐se em uma sequência adequada para obter a

maior quantidade de informações sobre todas as etapas, sem prejudicar o andamento do processo.

1. Síntese do ácido acetilsalicílico (AAS):

Pese 2,0 g (0,015 mol) de ácido salicílico e coloque em um erlenmeyer de 125 mL. Adicione 5 mL (0,05

mol) de anidrido acético, seguido por 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado (CUIDADO !!!) e agite o frasco

lentamente, até que o ácido salicílico dissolva‐se completamente. Aqueça o frasco levemente em um banho de

água a 40 oC por, pelo menos, 10 minutos. O banho de água deve ser preparado aquecendo‐se um béquer com

água da torneira sobre a chapa de aquecimento e sua temperatura deve ser monitorada com um termômetro

mergulhado na água.

Após esse tempo, deixe o frasco esfriar à temperatura ambiente. Com o resfriamento, o ácido

acetilsalicílico começará a cristalizar a partir da mistura reacional. Se isto não acontecer, raspe as paredes do

H2SO4

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/e/ef/Aspirin_synthesis.png�

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/e/ef/Aspirin_synthesis.png�


erlenmeyer com um bastão de vidro e resfrie a mistura em um banho de gelo até que ocorra a cristalização.

Quando a cristalização se completar adicione 15 mL de água gelada. Não adicione a água até que a formação dos

cristais seja completa. O produto deverá aparecer como uma massa sólida quando a cristalização se completar.

Colete o precipitado por filtração a vácuo, utilizando um funil de Büchner e a trompa d´agua, até que os

cristais estejam quase secos. Lave o precipitado com um pouco de água gelada e depois com 10 mL de álcool

gelado. Normalmente, o produto obtido contém resíduos de ácido salicílico e de polímeros. Não é necessário

pesar para calcular o rendimento bruto da reação.

2. Teste de pureza

Esse teste é usado para indicar a presença de ácido salicílico presente junto com o AAS sólido sintetizado.

O ácido pode ser residual, proveniente da reação incompleta de síntese ou da decomposição do AAS. Na presença

de umidade, o AAS é lentamente hidrolisado, liberando ácido salicílico e ácido acético. O ácido salicílico, como a

maioria dos fenóis, forma um complexo altamente colorido com Fe(III) e sua presença pode ser detectada pelo

aparecimento de uma coloração que vai de vermelho a violeta quando o produto é tratado com cloreto férrico

(FeCl3).

Em 4 tubos de ensaio separados, adicione: no tubo 1: 2 mL de solução de fenol (50 % m/m); no tubo 2:

alguns cristais de ácido salicílico + 1 mL de água; no tubo 3: uma pequena porção (ponta de espátula) de AAS

comercial (triturado na hora) + 1 mL de água e no tubo 4: alguns cristais do AAS sintetizado (não purificado) + 1 mL

de água. Junte cerca de 10 gotas de solução de FeCl3 a cada tubo e anote a cor. Observe e anote os resultados. Os

testes de pureza devem ser feitos com o produto bruto e o produto purificado.

3. Teste de solubilidade

Coloque pequenas quantidades (ponta de espátula) de comprimido comercial de AAS triturado em 3

tubos de ensaio e depois adicione: 10 mL de água no tubo 1; 10 mL de solução HCl no tubo 2 e 10 mL de solução

saturada de NaHCO3 no tubo 3. Anote os resultados. Repita o procedimento usando o produto sintetizado e anote

os resultados para comparação.

4. Purificação

No procedimento de síntese pode ser gerada uma pequena quantidade de produtos poliméricos

juntamente com o produto de interesse. O AAS bruto será então purificado por recristalização.

Transfira o produto bruto para um béquer de 150 mL e adicione 25 mL de uma solução que possa

dissolver o sólido. Para a escolha dessa solução, considere os resultados obtidos no item 3. Agite até que todos os

sinais da dissolução tenham cessado. Filtre a mistura com um funil de Büchner, para separar a solução contendo o

AAS dissolvido, de sólidos indesejáveis e insolúveis, como polímeros de AAS formados na preparação. Lave o

béquer e o funil com 5‐10 mL de água. O filtrado é o que interessa.

Agora é preciso fazer o AAS, que está dissolvido, voltar a formar um sólido (precipitar). Baseado nos

resultados do item 3, o que pode ser adicionado ao filtrado para que isto ocorra? Discuta com o professor em caso

de dúvidas.


Depois de realizar o procedimento de precipitação do sólido, resfrie a mistura em banho de gelo e filtre o

sólido em um funil de Büchner. É necessário pesar previamente o filtro de papel a ser utilizado na filtração. Lave os

cristais com água destilada gelada (duas porções de aproximadamente 5 mL) e coloque o papel de filtro sobre o

vidro de relógio para secagem. O sólido deverá permanecer na estufa a 80 oC até a secagem completa. Pese o

produto após a secagem para calcular o rendimento do processo. Lembre‐se que o rendimento de reação envolve

relação entre quantidades estequiométricas.

Teste a presença de AS e fenol no sólido seco, como descrito anteriormente. Compare com o resultado

obtido no teste do comprimido comercial.

Bibliografia:

1. Pavia, D. L.; Lapman, G. M.; Kriz, G. S.;Engel, R. G. Introduction to Organic Laboratory Techniques: a Microscale Approach. 4th ed., Thomson Brooks, USA, 2007.


Experimento 4

Determinação da Acidez Total e de Vitamina C em Sucos Naturais

Introdução

Uma técnica analítica usada rotineiramente nos laboratório para determinar a quantidade de uma

substância presente em uma amostra é a técnica de titulação. O princípio básico da titulação consiste em se fazer

reagir a substância que se deseja quantificar, chamada de titulado, com outra substância, o titulante, da qual são

conhecidas várias propriedades, como acidez ou basicidade, potenciais redox, grupos químicos presentes, etc.

Na prática, a titulação é realizada com o titulante e o titulado dissolvidos em frascos separados e em

solventes apropriados. Na solução do titulado, é adicionada uma quantidade muito pequena de uma terceira

substância, denominada indicador, que é sensível ao progresso da reação química entre o titulante e o titulado,

mas que não interfere na reação. Como o próprio nome sugere, esta substância indica o ponto da titulação onde

todo o titulado foi totalmente consumido pela reação com o titulante (chamado de ponto final). Normalmente,

uma forma simples e razoavelmente confiável de se determinar o ponto final da titulação é escolher um indicador

que mude de cor quando um pequeno excesso de titulante for adicionado ao titulado após o ponto final.

Desta forma, conhecendo‐se a concentração inicial da solução de titulante, a massa inicial do titulado e a

estequiometria da reação química entre eles, pode‐se quantificar o titulado presente na amostra, com base no

volume da solução de titulante necessária para atingir o ponto final da titulação.

Quando o titulado contém apenas uma substância que reage seletivamente com o titulante, a quantidade

de titulado é determinada diretamente através da medida do volume da solução de titulante adicionado até o

ponto final. No entanto, em amostras mais complexas, como em alimentos de forma geral ou em produtos

naturais, mais do que uma substância pode reagir com o titulante. Neste caso, o que se determina é a quantidade

total de substâncias presentes na amostra que reagem com o titulante.

Sucos naturais são exemplos importantes de amostras complexas analisadas rotineiramente em

laboratórios químicos. A quantidade total de ácidos presentes num determinado suco (acidez total) deve ser

determinada antes da comercialização. A acidez total de uma fruta diz respeito a todos os ácidos presentes, os

quais são majoritariamente representados pelo ácido cítrico e em pequena parte pelo ácido ascórbico (vitamina

C). Em particular, a vitamina C é uma importante substância na dieta humana, pois é um componente

fundamental do intricado sistema enzimático que controla as reações químicas em nossas células. Nestas reações

enzimáticas, a vitamina C facilita os processos de oxidação e redução dentro das nossas células, envolvidas na

produção de energia a partir do oxigênio proveniente da respiração.

No experimento de hoje, utilizaremos a técnica de titulação para determinar a acidez total e o teor de

vitamina C em amostras de suco de limão e também de vitamina C em medicamentos. Para a determinação da

acidez total do suco de limão, será realizada uma titulação ácido – base, com uma solução padrão de hidróxido de

sódio como titulante, e para a determinação de vitamina C, será realizada uma titulação redox.


Figura 2 – Imagens da coloração levemente roxa no ponto final da titulação, usando amido como indicador, e a coloração roxo escuro, quando um excesso de titulante é adicionado.

Figura 1 – Imagens mostrando a cor inicial da solução de titulado utilizando fenolftaleína como indicador, a coloração levemente rosa no ponto final da titulação e a coloração rosa escuro, quando um excesso de titulante é adicionado.

Início Final Excesso

Final Excesso

Experimental

Atenção: os experimentos serão divididos entre os grupos. Fique atento às tarefas que correspondem ao

seu grupo.

1. Padronização da solução de hidróxido de sódio (titulante para a titulação ácido base)

Apenas metade das equipes (grupos ímpares) fará essa determinação, enquanto a outra metade fará a

padronização do item 2, e os dados serão compartilhados.

Usando uma balança analítica pese, diretamente

em um erlenmeyer de 125 mL bem limpo e seco, uma massa

equivalente a 0,002‐0,003 mol de biftalato de potássio

previamente seco (fornecido). Adicione um pouco de água

destilada para dissolver todo o sólido. Acrescente três gotas

da solução fornecida de fenolftaleína (indicador) e titule

com a solução de hidróxido de sódio a ser padronizada até

atingir o ponto final da titulação. O ponto final será

indicado pelo aparecimento de uma leve coloração rosa

na solução (veja a Figura 1). Anote o volume de titulante e

calcule a concentração da solução de hidróxido de sódio.

2. Padronização da solução de iodato de potássio

Apenas os grupos pares farão essa determinação e os dados serão compartilhados.

Usando uma balança analítica, pese cerca de 15 mg

de ácido ascórbico diretamente em um erlenmeyer (de 125

mL) bem limpo. Adicione um pouco de água destilada até

dissolver todo o sólido. Em seguida, acrescente três mililitros

da solução fornecida de amido 3% (indicador) e acidule a

solução resultante com 5 mL da solução de ácido clorídrico 1

mol l‐1 fornecida. Então, adicione cerca de 1 grama de iodeto

de potássio (KI) e agite suavemente a mistura até dissolver

eventuais sólidos.

Com agitação constante da solução no erlenmeyer,

vá adicionando a solução fornecida de iodato de potássio

(KIO3) (~ 1,0 x 10‐3 mol l‐1), colocada previamente na bureta.

Enquanto houver ácido ascórbico (vitamina C) presente no

frasco reacional, o iodo (I2) liberado pela reação redox entre o


iodato (IO3–) e o iodeto (I–) será consumido. Nessa titulação, o ácido ascórbico atua como agente redutor e o I2

como agente oxidante.

Quando todo ácido ascórbico presente tiver sido consumido, a adição de qualquer volume extra da

solução de iodato de potássio irá produzir I2 no meio reacional. Este iodo em excesso irá reagir com o indicador

amido formando um complexo colorido (roxo claro), que indicará o ponto final da titulação. Portanto, ao primeiro

sinal de mudança de cor perceptível do meio reacional, pare a adição da solução de iodato de potássio e anote o

volume gasto. Observe as imagens da Figura 2 como referência. Calcule a concentração da solução de iodato de

potássio e compartilhe esses dados com outras equipes.

3. Determinação da acidez total do suco

Apenas os grupos ímpares farão essa determinação e os dados serão compartilhados.

Com auxílio de uma pipeta volumétrica, transfira 5 mL de suco limão previamente coado para um

erlenmeyer de 125 mL bem limpo. Acrescente aproximadamente 15 mL de água destilada para facilitar a

movimentação do líquido no erlenmeyer (não é preciso conhecer bem esse volume, pois ele não entrará nos

cálculos). Em seguida, adicione três gotas de fenolftaleína (indicador) e titule com a solução de hidróxido de sódio

padronizada previamente até atingir o ponto final da titulação. Anote o volume de titulante e calcule a

concentração total de ácidos no suco. O ponto final será indicado pela mudança de cor do indicador para um tom

levemente rosa (como indicado na Figura 1). Repita este procedimento mais uma vez.

4. Determinação de vitamina C no suco

Apenas os grupos pares farão essa determinação e os dados serão compartilhados.

Usando uma pipeta volumétrica, transfira para um erlenmeyer de 125 mL, um volume de 25 mL de suco

de limão previamente coado. Adicione 3 mL de solução de amido 3%, 1 grama de iodeto de potássio e 5 mL de

solução de HCl (concentração igual a 1 mol l‐1). Titule então a amostra com a solução de iodato, da mesma forma

como foi feito no item 2 do procedimento experimental e anote o volume de titulante utilizado. Calcule a

quantidade de ácido ascórbico (vitamina C) no suco. Repita o procedimento mais uma vez.

Informações adicionais necessárias para o relatório:

1. As fórmulas estruturais e as massas molares dos ácidos ascórbico e cítrico.

2. As equações das reações químicas a serem realizadas (padronizações e determinações).

Bibliografia

1. Stryer, L.; Biochemistry, W. H. Freeman and Company, Nova Iorque,1995.

2. Silva, C.R.; Simoni, J.A.; Collins, C.H. and Volpe, P.L.O., J. Chem. Educ., 1999, 76, 1421.

3. Baccan, N.; Andrade, J.C.; Godinho, O.E.S.; Barone, J.S.; Química Analítica Quantitativa Elementar, 2a ed.,

Editora Edgard Blucher, 1985


Experimento 5

Determinação de Valores de pH

Introdução

A água na natureza raramente é pura. Mesmo a água da chuva contém substâncias sólidas, líquidas ou

gasosas dissolvidas em concentrações variadas. Por exemplo, em algumas regiões, a água da chuva pode ter uma

acidez tão elevada que pode prejudicar plantações, deteriorar construções civis, acelerar processos de corrosão

em veículos, etc. Na verdade, toda a água de chuva tende a ter certo carácter ácido devido à presença do ácido

carbônico proveniente da dissolução do gás carbônico existente na atmosfera. No entanto, em condições

atmosféricas normais, a concentração de ácido carbônico na água da chuva é relativamente baixa e os efeitos

desta acidez são geralmente desprezíveis.

Por outo lado, água também é o solvente onde as reações bioquímicas que sustentam a vida ocorrem e

estas reações bioquímicas são extremamente sensíveis à acidez da água. Os seres vivos do nosso planeta tiveram,

portanto, que evoluir ao longo de milhões de anos para adaptar os seus processos bioquímicos à acidez da água de

seus habitats. Assim, pequenas variações na acidez podem resultar em uma modificação drástica no bioma de um

ambiente, levando à extinção de algumas espécies. Medidas da acidez da água (seja ela proveniente de atividades

humanas ou de fontes naturais), assim como o conhecimento de como outras substâncias eventualmente

dissolvidas ou adicionadas alteram esta propriedade, são de extrema importância do ponto de vista técnico e

serão objetos de estudo nesta aula.

De acordo com a definição proposta por Brønsted e por Lowry, um ácido é uma substância capaz de doar

prótons (H+) e uma base é uma substância capaz de receber prótons. Um exemplo familiar de um ácido de

Brønsted‐Lowry é o ácido clorídrico (HCl). Quando dissolvido em água, as moléculas de HCl doam os seus prótons

para as moléculas de água vizinhas, como representado pela equação química abaixo:

HCl(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl

–(aq) Equação 1

Analogamente, um exemplo de base de Brønsted‐Lowry é o gás amônia (NH3), o qual recebe os prótons

das moléculas de água quando dissolvido de acordo com a expressão química abaixo:

NH3(aq) + H2O(l) OH–(aq) + NH4

+(aq) Equação 2

Uma das implicações das definições de ácido e base de Brønsted‐Lowry é de que uma mesma substância

pode ser anfiprótica, ou seja, pode atuar como ácido ou como base. Como é possível notar nas Equações 1 e 2, a

água é anfiprótica, pois atua como base, recebendo prótons das moléculas de HCl e também como ácido, doando

prótons para as moléculas de NH3. Esta importante propriedade da água permite que a transferência de prótons

ocorra entre as moléculas da própria água mesmo em água pura. Esta transferência, denominada auto‐protólise

da água, pode ser representada pelo equilíbrio químico:

2H2O(l) H3O+(aq) + OH

–(aq) Equação 3

A este equilíbrio, associa‐se uma constante de equilíbrio (Kw) que, de forma simplificada, pode ser

expressa em função das concentrações molares (representadas pelos colchetes) das espécies envolvidas na

reação:


Kw = [H3O+] [OH–] Equação 4

Como toda constante de equilíbrio, KW também depende da temperatura. Em água pura a 25oC, as

concentrações molares de H3O+ e OH– são iguais e são conhecidas experimentalmente como sendo 1,0 x 10–7

mol/L, assim:

Kw = (1,0 x 10–7) x (1,0 x 10–7) = 1,0 x 10–14 Equação 5

Como Kw é uma constante, o produto das concentrações dos íons H3O+ e OH– é sempre igual ao seu valor

em uma determinada temperatura. Podemos aumentar a concentração de íons H3O+ pela adição de ácido à água,

e neste caso, a concentração de íons OH– deve diminuir para preservar o valor de Kw. Do mesmo modo, podemos

aumentar a concentração de OH– pela adição de base, mas então a concentração de íons H3O+ deve diminuir.

Como as concentrações molares de H3O+ e OH– variam em muitas ordens de grandeza, os químicos e

engenheiros evitam a dificuldade de lidar com uma gama extensa de valores pelo uso de logaritmos. Dessa forma,

o pH e o pOH de uma solução podem ser definidos como o negativo da concentração de H3O+ ou de OH‐,

respectivamente, e é possível expressar essas concentrações em termos de uma escala de pH e pOH:

pH = – log [H3O+] Equação 6

pOH = – log [OH–] Equação 7

Como sabemos que a 25oC, a concentração molar de H3O+ em água pura é 1,0 x 10–7 mol/L, temos:

pH = – log 1,0 x 10–7 = 7,0

O sinal negativo na definição de pH significa que quanto maior a concentração molar de H3O+, menor o

valor de pH. Assim, temos:

O pH da água pura é igual a 7.

O pH de uma solução aquosa ácida é menor que 7.

O pH de uma solução aquosa básica é maior que 7.

Como o pH é o negativo do logaritmo da concentração na base 10, uma mudança de uma unidade de pH

significa que a molaridade do íon H3O+ mudou por um fator de 10. Por exemplo, quando o pH diminui de 5 para 4,

a concentração molar de H3O+ cresce de 10‐5 mol/L para 10‐4 mol/L.

Um método simples, confiável e rápido para se determinar o pH de uma solução é usar um pHmetro, um

equipamento que possui um eletrodo especial de vidro (sensor), capaz de medir a concentração molar de H3O+ e

converter o resultado automaticamente para a escala de pH. Um técnica ainda mais simples, correntemente usada

para determinações rápidas de faixas de pH, é a adição de uma pequena quantidade de um indicador ácido‐base à

solução.

Um indicador ácido‐base nada mais é que um corante solúvel em água, cuja a cor depende do pH do

meio. Normalmente, a mudança de cor resulta do efeito de protonação do corante, o qual muda a estrutura

química da molécula e, portanto, a sua absorção de luz (cor) característica. Para entender a ação de um indicador

ácido‐base, precisamos saber que o mesmo tem uma cor quando protonado (forma ácida, representada por HIn,

em que In é o indicador) e outra quando na forma desprotonada (forma básica, representada por In‐). Quando

dissolvido em água, as formas HIn e In‐ do indicador entram em equilíbrio, segundo a equação química:


HIn(aq) + H2O(l) In‐(aq) + H3O

+(aq) Equação 8

Quando a concentração de HIn é muito maior do que a de In‐, predomina na solução a cor da forma ácida

(HIn) do indicador. Quando a concentração de In‐ é muito maior, predomina a cor da forma básica (In‐).

Dependendo da concentração de íons H3O+ em solução, uma forma ou outra do indicador prevalecerá e a cor da

solução será aquela característica desta forma. Um exemplo é o indicador ácido‐base fenolftaleína, cuja forma

ácida é incolor (Figura 1, a esquerda) e cuja forma básica é rosa (Figura 1, à direita). A transição da fenolftaleína de

incolor para rosa é perceptível em pH = 8,2, portanto em soluções ligeiramente básicas.

Figura 1 – Representações das formas ácida (à esquerda) e básica (à direita) da fenolftaleína. A forma ácida é

incolor, enquanto que a forma básica apresenta coloração rosa em solução aquosa.

Experimental

5. Verificação das cores dos indicadores em diferentes pHs

Nesta etapa da aula prática, as cores desenvolvidas por diferentes indicadores ácido‐base serão

analisadas em um intervalo de pH de 1 a 9. Para tal, coloque as nove soluções identificadas com os respectivos

valores de pH, em tubos de ensaio previamente lavados e etiquetados. Adicione em cada tubo de ensaio, três

gotas da solução do indicador A fornecida. Anote as diferentes cores obtidas para o indicador A em cada um dos

pHs de cada solução. Para facilitar a análise dos dados, anote os dados em uma tabela.

Repita exatamente o mesmo procedimento descrito acima substituindo o indicador A pelo B. Faça o

mesmo para o indicador C e, por fim, para o indicador D.

6. Determinação da cor de uma mistura de indicadores ácido‐base em diferentes pHs

Com base nos resultados obtidos na parte 1, pense sobre a seguinte questão: Imagine que as soluções

dos indicadores A, B, C e D fossem misturadas em proporções iguais. Se repetíssemos o procedimento descrito na

etapa 1, mas utilizando esta mistura de indicadores, quais seriam as cores desenvolvidas para cada valor de pH no

intervalo de 1 a 9? Discuta com os seus colegas e tente prever as cores para cada valor de pH no intervalo de 1 a 9.

Após a discussão, anote as cores previstas. Então realize o experimento com a mistura de indicadores,

procedendo exatamente como descrito na etapa 1. Anote as cores obtidas experimentalmente e compare com as

cores previstas. Discuta com os colegas as possíveis diferenças.


7. Determinação de valores de pH de soluções desconhecidas usando o pHmetro

Nesta etapa, serão determinados os valores de pH de várias soluções aquosas desconhecidas utilizando‐

se um instrumento medidor de pH chamado de pHmetro. Inicialmente, verifique se o pHmetro encontra‐se

calibrado e em “stand by”. Se estiver, lave o eletrodo de vidro (sensor de próton) do pHmetro com água destilada

e seque‐o gentilmente com um lenço de papel, evitando tocar o eletrodo com os dedos (o vidro que reveste o

eletrodo é bastante frágil).

Após a lavagem, agite manualmente uma das soluções fornecidas e mergulhe o eletrodo do pHmetro na

solução evitando o contato entre o eletrodo e as paredes ou o fundo do frasco. Uma vez que o valor de pH

mostrado no visor digital do aparelho estabilizar, anote este valor e remova cuidadosamente o eletrodo da

solução. Antes de realizar a medida para outra solução, lave o eletrodo com água destilada e seque‐o gentilmente

com um lenço de papel. Repita o processo de lavagem do eletrodo sempre entre uma medida e outra.

Dentre as soluções aquosas de concentração 0,1 mol l‐1 fornecidas encontram‐se: ácido clorídrico, ácido

láctico, carbonato ácido de sódio, cloreto de amônio, carbonato de sódio, hidróxido de sódio e cloreto de sódio.

Essas soluções não estão identificadas pelo nome, mas sim por números. Escreva as equações químicas dos

equilíbrios ácido‐base dessas substâncias em água, identificando‐as como ácidos ou bases fortes, ácidos ou bases

fracas e sais que podem sofrer reações de hidrólise. A partir dessas informações e dos valores de pH obtidos

experimentalmente, identifique qual dessas substâncias está dissolvida em cada uma das soluções fornecidas.

INFORMAÇÕES ADICIONAIS NECESSÁRIAS

1. Equilíbrios ácido‐base e conceito de pH

2. Indicadores ácido‐base

3. Propriedades ácido‐base (força ácido‐base, constantes de equilíbrio, etc.) dos compostos utilizados na etapa

2 do experimento.

Bibliografia:

1. Atkins, P. Jones, L. Princípios de Química. 3ª ed. Ed. Bookman. Porto Alegre, 2006.


Experimento 6

Avaliação da Capacidade Tamponante de Soluções‐tampão

Introdução

Todos os processos bioquímicos in vivo ocorrem em condições extremamente controladas. Essas

condições dizem respeito, essencialmente, ao controle da temperatura, da acidez e da concentração iônica.

Pequenas alterações nessas condições podem levar a consequências tão graves que podem, inclusive, fazer com

que processos vitais deixem de ocorrer. Por exemplo, os processos enzimáticos que controlam a maioria das

atividades vitais nos seres vivos são extremamente dependentes da acidez do meio. Mudanças no pH sanguíneo

da ordem de 0,2 unidades em relação ao valor normal, podem levar à morte de uma pessoa, se a mesma não for

tratada urgentemente com a administração de drogas que façam a correção do valor de pH. Nosso sangue é um

sistema tampão formado por diversos sub‐sistemas que garantem a manutenção do pH em valores ótimos.

As soluções tampão também desempenham um papel fundamental no controle de processos naturais

como a formação e a destruição de corais e de estalactites e são extremamente importantes em inúmeros

processos químicos presentes em vários segmentos industriais. Dessa forma, é importante conhecer um pouco

mais sobre esse assunto.

Uma solução‐tampão nada mais é que uma solução contendo quantidades apreciáveis de: 1) um ácido

fraco e um sal de sua base conjugada ou 2) uma solução de base‐fraca contendo um sal de seu ácido conjugado.

Uma importante propriedade das soluções‐tampão é que o pH destas soluções resiste quando ácidos ou bases são

adicionadas às mesmas.

Considere, por exemplo, uma solução aquosa contendo ácido acético (CH3COOH, um ácido fraco) e

acetato de sódio (o acetato, CH3COO–, é a base conjugada do ácido acético, portanto o acetato de sódio

(CH3COONa) é um sal da base conjugada do ácido acético). Nessa solução‐tampão, o ácido acético encontra‐se

parcialmente dissociado (equilíbrio ácido‐base representado pela Equação 1) e o sal acetato de sódio encontra‐se

totalmente dissociado (Equação 2). Dessa forma, temos presentes na solução‐tampão moléculas de ácido acético

não dissociadas (CH3COOH), assim como íons acetato (CH3COO–), hidrônio (H3O

+) e sódio (Na+).

CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO

–(aq) Equação 1

CH3COONa(aq) → Na+(aq) + CH3COO–(aq) Equação 2

Se a esse tampão fosse adicionada, por exemplo, uma pequena quantidade de ácido, o que ocorreria

com o sistema representado pelas equações acima? De modo semelhante, se fosse adicionada uma pequena

quantidade de base, o que iria ocorrer? Nesses dois casos, os valores de pH sofreriam mudanças significativas ou

não?

Como dito anteriormente, o valor de pH de uma solução‐tampão não muda significativamente quando

pequenas quantidades de ácido ou base são adicionadas a elas. Suponha que um ácido forte, como o ácido

clorídrico (HCl), seja adicionado à solução‐tampão CH3COOH/CH3COO–. O ácido forte se dissocia completamente

gerando íons H3O+ na solução‐tampão. Estes íons H3O

+ transferem prótons para os íons CH3COO–, para formar


moléculas de CH3COOH e H2O (como mostrado na Equação 3). Como resultado, a concentração de íons H3O+ em

solução permanece inalterada e também o seu pH.

CH3COO– (aq) + H3O

+(aq) H2O(l) + CH3COOH(aq) Equação 3

Se, ao contrário, uma pequena quantidade de base forte for adicionada, os íons OH– provenientes da

dissociação da base forte irão remover prótons das moléculas CH3COOH para produzir íons CH3COO– e H2O

(Equação 4). Como resultado, a concentração de íons OH– praticamente não se altera e o valor de pH da solução é

mantido constante.

CH3COOH (aq) + OH–(aq) H2O(l) + CH3COO

– (aq) Equação 4

O valor do pH dessa solução‐tampão é dado, simplificadamente, pela equação de Henderson‐Hasselbach:

pH = pKa + log [sal]_ [ácido]

Equação 5

onde [ ] é a concentração molar em mol l‐1 e o pKa = – log Ka é a constante do equilíbrio de dissociação

parcial do ácido fraco em água, representado na Equação 1.

A Equação 5 é bastante útil, pois ela permite preparar soluções‐tampão designadas para manter o pH

praticamente constante em um valor pré‐determinado. Para tal, basta escolher um ácido fraco com o valor de pKa

próximo ao valor de pH de interesse e adequar as concentrações do ácido e do sal para se obter o valor exato.

Para um determinado par ácido/sal, a Equação 5 também prevê que, quando as concentrações de ácido e sal

forem iguais, o efeito tamponante será máximo.

Da mesma forma, a Equação de Henderson‐Hasselbach pode ser utilizada para preparar uma solução‐

tampão com um par base fraca/sal do ácido conjugado. Neste caso, a equação toma a seguinte forma:

pOH = pKb + log [sal]_ [base]

Equação 6

onde, pKb é igual ao – log Kb e Kb é a constante de equilíbrio de dissociação parcial da base fraca.

Apesar destas propriedades interessantes das soluções‐tampão, a sua resistência à mudança de pH tem

limites. Quais são os limites para esta resistência? Esta é a pergunta que se pretende responder com os

experimentos que serão realizados nesta aula prática.

Experimental

Parte 1 ‐ Numere nove tubos de ensaio (limpos e secos) de 3 a 11 e adicione a cada um deles, individualmente, 5

mL das soluções fornecidas, que possuem valores de pH correspondentes aos números nos tubos. A seguir,


adicione 3 gotas do indicador misto de Yamada (fornecido) a cada um dos tubos de ensaio. Esse conjunto de cores,

as quais indicam aproximadamente o pH da solução, será utilizado como referência na segunda parte do

experimento.

Parte 2 ‐ Prepare 25 mL da solução que o seu professor indicou, respeitando o valor indicado de [NH3] / [NH4+] e

também das concentrações totais [NH3] + [NH4+], que devem ficar entre 0,10 a 0,40 mol L‐1. Utilize a equação de

Henderson‐Hasselbach (Equação 6) para o cálculo do pH esperado para as soluções‐tampão. A solução é

preparada a partir da diluição de soluções estoques de amônia (NH3(aq) ou NH4OH) e cloreto de amônio (NH4Cl).

Verifique os valores de concentrações nos respectivos rótulos.

Coloque uma alíquota de 5,0 mL desta solução em um tubo de ensaio, e adicione 5 gotas do indicador

misto de Yamada, juntamente com a barrinha de agitação. Preencha a seringa com a solução de HCl de

concentração conhecida e coloque a agulha na seringa. Adicione lentamente a solução de HCl às soluções‐tampão

contento o indicador de Yamada e observe eventuais mudanças de cores (use o conjunto de cores obtidos na

parte 1 desta aula prática como referência). A cada mudança de cor da solução‐tampão (sempre comparando

estas mudanças de cores ao conjunto de cores de referência) anote o volume de solução de HCl adicionado. Se,

eventualmente, a intensidade da cor da solução‐tampão no tubo diminuir em comparação com o conjunto de

cores de referência, adicione mais gotas do indicador de Yamada para ajustá‐la. Repita este mesmo procedimento

mais duas vezes, utilizando as mesmas soluções‐tampão preparadas previamente.

Bibliografia

1. Silva, C.R., Simoni, J.A., Química Nova 2000, 23(3), 405‐409.

2. Atkins, P. Jones, L. Princípios de Química. 3ª ed. Ed. Bookman. Porto Alegre, 2006.


Experimento 7

Equilíbrio de Solubilidade de Compostos dos Metais da Segunda Coluna

Introdução

As propriedades químicas dos elementos da segunda coluna da tabela periódica são muito semelhantes. Portanto,

separá‐los de uma mistura é muito difícil. Muitos dos seus compostos são pouco solúveis, mas é possível, a partir da

escolha do ânion apropriado, encontrar diferenças de solubilidade em uma mistura, induzindo a precipitação seletiva

dos cátions desses metais. A separação do precipitado e da solução inicial pode então ser feita por filtração ou

centrifugação do sólido resultante.

Neste experimento, será estudado o efeito da adição de ânions às soluções que contêm os cátions dos metais da

segunda coluna. Procure na tabela periódica os nomes e símbolos destes elementos. Depois de um estudo sistemático

das solubilidades relativas de seus carbonatos, cromatos, sulfatos, oxalatos, hidróxidos e hidrogenofosfatos (todos

ânions), você será capaz de prever uma sequencia de análise qualitativa para identificar esses cátions em uma solução

desconhecida.

Há uma sequência sistemática para identificação de todos os cátions que podem ser encontrados em uma

solução, a qual é conhecida como marcha analítica. Na marcha analítica, os ânions necessários à precipitação dos

cátions da segunda coluna são adicionados à solução depois que todos os outros cátions (exceto aqueles da primeira

coluna) foram precipitados e separados . A marcha analítica, de forma simplificada, consiste na precipitação seletiva de

determinado grupo de íons, os quais são separados dos outros por filtração ou centrifugação. Cada grupo desses tem

um agente precipitante determinado. Os sólidos separados são, então, redissolvidos em solventes apropriados de

modo que, ao final da marcha, todos os íons encontram‐se separados uns dos outros.

Para um sal pouco solúvel (AxBy) em equilíbrio com seus íons em solução aquosa, o equilíbrio de

solubilidade é representado pela equação 1:

AxBy (s) x Ay+(aq) + y Bx‐(aq) Equação 1

A expressão da constante para esse equilíbrio é chamada de produto de solubilidade, Kps. Essa constante é

igual ao produto das atividades dos íons na solução saturada, elevadas aos coeficientes estequiométricos das

espécies na equação. Por simplificação, vamos utilizar as concentrações ao invés das atividades na expressão

da constante de equilíbrio

Kps = [Ay+]x [Bx‐]y (no equilibrio) Equação 2

Formação de precipitados

O quociente reacional (Qps) desse equilíbrio é o produto das concentrações dos íons presentes numa

solução, elevadas aos coeficientes estequiométricos de cada um, mas em uma condição fora do equilíbrio. Ele

pode ser representado, portanto, de forma semelhante ao produto de solubilidade da Equação 2, mas é válido

para qualquer condição do sistema, não apenas para o equilíbrio:

Qps = [Ay+]x [Bx‐]y Equação 2


Neste experimento, as concentrações utilizadas no cálculo de Qps já são conhecidas e correspondem à

concentração inicial de cátions em cada solução fornecida. Sabendo que para o cálculo de Kps usamos as

concentrações no equilíbrio, podemos prever se ocorrerá precipitação, e, consequentemente, a separação de

um determinado cátion, comparando‐se os valores de Qps com os de Kps. Logo, teremos:

• Se Qps > Kps – a solução está saturada e ocorrerá precipitação.

• Se Qps < Kps – a solução está insaturada e não há formação de precipitado.

Experimental

1. Solubilidades de alguns compostos dos metais alcalinos terrosos

Observe cada uma das soluções a serem usadas no experimento e anote suas propriedades (cor, transparência,

presença de material particulado, etc.) em uma tabela. Use tubos de ensaio limpos de 13 x 100 mm e teste 1 mL de

cada uma das soluções dos nitratos metálicos (Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+) com, até, 10 gotas de cada solução de reagente.

Adicione uma gota por vez, agite por cerca de cinco segundos e observe eventuais mudanças na coloração, formação

de precipitado, cor e tipo de precipitado, turvação, etc. Vá adicionando o reagente (ânion) gota a gota até que seja

possível observar a primeira turvação (que seria como colocar uma gota de leite em água). Para cada combinação anote

o número de gotas usadas até turvar a solução.

Se, após adicionar 10 gotas da solução reagente, ainda não for observada nenhuma turvação, pare a adição e

anote que não se forma sólido nesse caso. Nos casos onde a turvação ocorre com o mesmo número de gotas, compare

as quantidades de sólido formado e atribua escalas para essas quantidades.

Organize uma tabela para anotar os resultados obtidos quando cada solução que contém um cátion da segunda

coluna (são quatro no total) é testada com cada uma das soluções de reagentes da Tabela 1:

Tabela 1‐ Soluções de reagentes (procure as respectivas fórmulas para as substâncias e os ânions) para estudo das

solubilidades relativas:

Solução de reagente Ânion de interesse

Carbonato de amônio Carbonato

Cromato de potássio Cromato

Oxalato de amônio Oxalato

Sulfato de amônio Sulfato

Hidróxido de amônio Hidróxido

Hidrogeno fosfato de sódio Fosfato

2. Identificação da solução desconhecida

Na bancada há uma solução desconhecida contendo um dos cátions. Anote seu número. Estude

cuidadosamente sua tabela de dados da etapa anterior e estabeleça um esquema para identificar a solução

desconhecida. Use as soluções de reagentes fornecidas.


Bibliografia

1. Vogel, A.I. ; Química Analítica Qualitativa; Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981.

2. Alexéev, V.; Análise Qualitativa; cap. III, Edições Lopes da Silva, Porto; 1982.

3. Baccan, N.; Godinho, O. E. S.; Aleixo, L. M.; Stein, E.; Introdução à Semi‐microanálise Qualitativa; Editora

da UNICAMP, Campinas; 1990.

4. Hawkes, S.J, J. Chem. Educ., 1998, 75, 1179.

5. Clark, R.W.; Bonicamp, J. M., J. Chem. Educ., 1998, 75, 1182.


Experimento 8

Oxidação e Redução

Introdução

Reações de oxidação e de redução envolvem a transferência de elétrons entre as substâncias e ocorrem em

conjunto, ou seja, se uma substância é oxidada em uma reação, outra substância na mesma reação deve ser

reduzida.

Há um número incontável de fenômenos naturais nos quais as reações de oxidação‐redução desempenham o

papel principal. Por exemplo, a fotossíntese, o processo básico que sustenta a vida na Terra, é a reação de redução

do dióxido de carbono a glicose, um açúcar essencial à planta, acompanhada da reação de oxidação da água a gás

oxigênio. Os processos metabólicos que ocorrem nos animais são análogos ao inverso da fotossíntese. Neste caso,

os carboidratos e outros alimentos são oxidados a dióxido de carbono e água. Além de fazer parte dos fenômenos

naturais, as reações de oxidação‐redução também estão presentes no processo de corrosão, nas baterias e em

células de combustível. Um exemplo importante dessas reações é a redução do óxido de ferro com dióxido de

carbono para a produção industrial de ferro metálico.

Neste experimento, serão estudadas algumas reações de oxidação e redução envolvendo metais e também

halogênios. Isso permitirá estabelecer uma série eletroquímica simplificada para os metais e obter informações sobre o

poder oxidante relativo do cloro, do bromo e do iodo.

Experimental

1. Série eletroquímica para alguns metais e hidrogênio.

Use amostras dos metais: ferro, zinco, cobre e estanho e as soluções 0,1 mol l‐1 de seus íons em solução, além

de soluções de HCl 0,2 mol L‐1. Observe as possíveis reações de cada um desses metais com cada uma das soluções.

Para cada combinação, use 2 mL da solução e uma pequena porção limpa do metal. Algumas das reações de metais

com ácido são lentas. Nestes casos, aqueça o tubo num banho com água quente (~60 °C).

Faça uma tabela de todas as combinações e observe quais reações ocorreram. Baseado nos resultados, você

será capaz de ordená‐los quanto aos potenciais de redução. Compare com o esperado pela série eletroquímica. Discuta

possíveis diferenças e comente as possíveis fontes de erros.

2. Poder de oxidação dos halogênios

Coloque separadamente em tubos de ensaio, 2 mL de cada uma das três soluções dos halogênios: no primeiro,

água de cloro (cloro dissolvido em água); no segundo, água de bromo (bromo dissolvido em água) e no terceiro, solução

aquosa de iodo.

a) Adicione cerca de 1 mL do solvente orgânico em cada tubo, observe onde se localiza a fase orgânica e a água.

Agite vigorosamente. Anote a cor da fase orgânica que contém o halogênio dissolvido.

b) Em dois tubos de ensaio coloque, separadamente, 2 mL de solução de brometo 0,1 mol l‐1 e 2 mL de solução de

iodeto 0,1 mol l‐1. Adicione a cada tubo 1mL do solvente orgânico, agite o tubo e observe. Em seguida, adicione


1 mL de solução de água de cloro, agite e observe. Anote a cor da fase orgânica final nos dois testes e compare

com o que foi observado no item (a).

c) Repita o procedimento anterior usando soluções de cloreto e iodeto em cada tubo. Adicione 1 mL do solvente

orgânico e cerca de 1 mL de água de bromo em cada tubo. Agite vigorosamente e compare a coloração da fase

orgânica com a que foi observada no item (a).

d) Repita o procedimento usando as soluções de cloreto e de brometo em cada tubo. Adicione 1 mL do solvente

orgânico e 1 mL de solução de iodo. Agite vigorosamente e compare a coloração da fase orgânica com a que foi

observada no item (a). De forma análoga ao que foi feito na parte experimental A, faça um quadro com as

reações e tire conclusões sobre qual o melhor oxidante e qual o melhor redutor.

3. O par Fe3+ / Fe2+

Determine se o íon Fe3+ é um oxidante mais forte ou mais fraco que o iodo e o bromo em meio aquoso.

Adicione 1 mL de solução de Fe3+ a 2 mL de soluções de iodeto e brometo. A presença de Fe2+ poderá ser testada pela

adição de um pouco de solução de ferrocianeto de potássio, que originará uma cor azul profunda quando houver Fe2+

em solução. Insira seu par Fe3+/ Fe2+ na série eletroquímica já estabelecida para os halogênios

A partir dos resultados obtidos tente fazer uma tabela completa contendo a ordem de potenciais de redução

observada. Escreva todas as equações químicas balanceadas para todas as reações que ocorreram, tanto para as

oxidações e reduções como para os testes de identificação.

Procure em livros de química geral e de análise qualitativa como se faz para balancear equações iônicas de

oxidação e redução. São estas equações iônicas que devem ser apresentadas no relatório.

Atenção:

‐ Traga uma tabela de potenciais de oxidação e redução dos elementos químicos para o seu uso no relatório.

‐ NÃO JOGUE NENHUMA SOLUÇÃO NA PIA. Há frascos apropriados para descarte das soluções dos íons metálicos,

dos sólidos metálicos e das fases orgânicas.

Bibliografia

1. Kotz, J.C.; Treichel Jr., P.; Chemistry and Chemical Reactivity, 3rd edition, Saunders College Publishing. Londres;

1996.

2. Vogel, A.I. ; Química Analítica Qualitativa; Editora Mestre Jou, São Paulo; 1981.

3. Atkins, P; Jones, L. Princípios de Química. 3ª ed. Ed. Bookman. Porto Alegre, 2006.

4. Alexéev, V.; Análise Qualitativa; Edições Lopes da Silva, Porto; 1982.

5. Baccan, N.; Godinho, O. E. S.; Aleixo, L. M.; Stein, E.; Introdução à Semi‐microanálise Qualitativa; Editora da

UNICAMP, Campinas; 1990.

6. Mahan, B.H.; Química ‐ Um Curso Universitário, Editora Edgard Blucher Ltda., São Paulo; 1972.


Experimento 9

Cromatografia em papel Objetivo

Realizar a separação dos pigmentos que compõem uma determinada cor.

Teoria

A cromatografia é um método físico‐químico de separação. Ela está fundamentada na migração

diferencial dos componentes de uma mistura, que ocorre devido a diferentes interações, entre duas fases

imiscíveis, a fase móvel e a estacionária. A grande variedade de combinações entre fases móveis e estacionárias a

torna uma técnica extremamente versátil e de grande aplicação.

A cromatografia em papel é uma técnica de adsorção líquido–líquido. Onde a fase estacionária está

representada pela água que está retida na celulose do papel e a fase móvel é o solvente que será utilizado na

corrida.

A Figura 01 mostra um cromatograma obtido por cromatografia em camada delgada (fase estacionária é a

sílica) no qual se pode observar a diferença de afinidade das substâncias 1, 2 e 3 pela fase estacionária, sendo a

substância 1 a que possui maior afinidade pela fase estacionária, enquanto que, a substância 2 é a que possui

maior afinidade pela fase móvel. O parâmetro mais importante a ser considerado em cromatografia é o fator de

retenção (Rf), o qual é a razão entre a distância percorrida pela substância em questão e a distância percorrida

pela fase móvel.

Para o cálculo do valor de Rf mede‐se a distância que a substância deslocou a partir do ponto de aplicação

(1 cm da base), considerando‐se para efeito de medida o centro de gravidade da mancha, e divide‐se pela

distância percorrida por cada substância.

Figura 01: Determinação de Rf de três substâncias através do cromatograma em camada fina

Calculando o Rf da substância 2


Procedimento experimental

Parte 1

Corte o papel de filtro em tiras de 10,6 cm x 6 cm, trace uma linha acima da parte inferior do papel

cromatográfico (aproximadamente 1 cm da base menor). Com o hidrocor, faça uma aplicação rápida em cima

da linha, com as seguintes corres: verde, azul, amarelo, vermelho, laranja e marrom, respectivamente. Colocar

a tira de papel em um béquer contendo um pouco da solução saturada de NaCl, de forma que, o ponto feito

com hidrocor não entre em contato com esta solução. O papel deverá ficar suspenso por um clipe (Figura 02).

Remova‐o quando o solvente estiver a 1 cm da parte superior do papel e deixe‐o em uma superfície limpa e

seca, preferencialmente em um papel toalha branco. Trace uma linha onde o solvente parou. Deixe o papel

secar. Determine o valor de Rf de cada mancha.

Figura 02: Procedimento para realizar uma corrida cromatográfica

Parte 2

Coloque cada uma das 6 pastilhas coloridas (verde, azul, amarelo, vermelho, laranja e marrom) de Confetti

em um tubo de ensaio e adicione 10 gotas de água a cada tudo. Agite o tubo até a camada colorida se dissolver e

os doces ficarem com uma cor branca. Isso acontecerá RAPIDAMENTE; portanto, tenha cuidado para não dissolver

nenhuma parte da camada branca abaixo da camada colorida ou do interior das pastilhas. Cuidadosamente, retire

o confete de dentro do tubo de ensaio, e mantenha apenas o corante que restou (Figura 03).

Figura 03: Tubos de ensaio com o corante após sua extração do doce Confetti

Realize a corrida cromatográfica da mesma forma descrita acima. É necessário cortar um novo papel de filtro

e realizar os procedimentos descritos acima, no entanto, é necessário utilizar uma pipeta para aplicar o corante no

papel. Determine o valor de Rf de cada mancha.

Referências

1. Degani, A. L. G.; Cass, Q. B.; Vieira, P. C., Quím. Nova Esc., 1988, 7, 21‐25.

2. Collins, C.H.; Braga, G.L. E Bonato, P.S. Introdução a métodos cromatográficos. 5ª ed. Campinas: Editora da

Unicamp, 1993.

3. Fraceto, L. F.; Lima, S. L. T., Quím. Nova Esc., 2003, 18, 46‐48.


Experimento 10

Estudo da Indução Fotoquímica de uma Reação Química

Introdução

Os filtros solares têm a função de evitar o contato dos raios UVA e UVB com a pele, formando uma barreira

química ou física sobre a mesma. Os raios UVA incidem desde o nascer até o pôr‐do‐sol, atingindo a pele

profundamente e tornando‐a ressecada e sem elasticidade, sendo, portanto, os principais responsáveis pelo

envelhecimento da pele. Os raios UVB têm maior incidência entre 10 h e 15 h, podendo provocar queimaduras e

manchas, além de serem os principais responsáveis pelo aparecimento de câncer de pele.

Os filtros de proteção química nada mais são que loções contendo substâncias fotoativas que absorvem os

raios UV antes deles atingirem a pele. Neste processo de absorção, as substâncias ativas no filtro solar sofrem

reações fotoquímicas e se degradam, o que torna necessário reaplicar o protetor após longa exposição ao sol.

Neste experimento será estudado o efeito da radiação luminosa na indução da reação de oxi‐redução

intrínseca do complexo inorgânico tris(oxalato)ferrato(III) de potássio, [K3Fe(C2O4)3], em meio ácido. Esta

substância, ao receber luz em solução aquosa ácida, sofre um processo de degradação fotoquímica, semelhante

ao que ocorre com as moléculas ativas presentes nos filtros solares. A reação de oxidação‐redução que ocorre com

o tris(oxalato)ferrato(III) de potássio em meio ácido pode ser representada pelas seguintes equações químicas:

Equação de dissociação do K3Fe(C2O4)3 em água:

K3Fe(C2O4)3(aq) → Fe3+(C2O4)(aq) + 3K+(aq) + 3(C2O4)

2–(aq) Equação 1

Semi‐reação de oxidação (perda de elétrons):

C2O42‐(aq) → 2 CO2(aq) + 2 e

– Equação 2

Semi‐reação de redução (ganho de elétrons):

2 Fe3+(aq) + 1 e– → 2 Fe2+(aq) Equação 3

Equação redox balanceada em meio ácido:

2 [K3Fe

3+(C2O4)3] → 2 Fe2+(C2O4)(s) + 2CO2(aq) + 3K2(C2O4)(aq) Equação 4

Em meio ácido, o íon Fe3+ está coordenado por um ligante oxalato (C2O4)– (Equação 1). Sob exposição de

luz, o ligante oxalato é oxidado à CO2 (Equação 2) e os íons Fe3+ são reduzidos a íons Fe2+ (Equação 3). Os íons Fe2+

são poucos solúveis no meio e precipitam na forma de um sólido amarelo de oxalato ferroso (Fe2+(C2O4)) (Equação

4). A formação deste precipitado amarelo é um sinal preliminar de que a reação redox está em progresso. No

entanto, uma determinação mais precisa da extensão da reação fotoquímica pode ser feita pela determinação

quantitativa do Fe2+ produzido, utilizando‐se técnicas de espectrofotometria e agentes complexantes de Fe2+.

Como agente complexante, utiliza‐se o composto 1,10‐fenantrolina que é um ligante com alta afinidade química

H3O+


pelos íons Fe2+. A 1,10 fenantrolina sequestra os íons Fe2+ em solução para formar complexos organometálicos

solúveis que apresentam uma absorção máxima de luz em um comprimento de onda em torno de 500 nm.

Utilizando‐se a lei de Lambert‐Beer, a qual relaciona a concentração da substância fotoativa em solução com a

intensidade da absorção de luz de um determinado comprimento onda, determina‐se o teor de Fe2+ presente em

solução.

Como em todo processo fotoquímico, o rendimento da foto‐reação desta aula prática depende do

comprimento de onda da luz utilizada no processo. Neste experimento, iremos utilizar papel celofane como

“filtro” de luz para isolar e identificar os comprimentos de onda ideais para a foto‐reação redox do complexo

[K3Fe(C2O4)3].

Experimental

Em um balão de vidro envolto em papel alumínio, dissolva 150 mg de K3[Fe(C2O4)3] em 100 mL de solução

0,05 mol l‐1 de H2SO4. Pegue cinco tubos de ensaio semelhantes e envolva completamente (desde o fundo até a

borda superior) cada um deles com papel celofane de uma determinada cor: verde, amarelo, vermelho ou azul.

Um dos tubos ficará sem celofane. O ideal é que o papel seja suficiente para dar três voltas completas no tubo.

Prenda os papéis no fundo e na borda superior dos tubos utilizando pequenas tiras de fita adesiva transparente.

Agora envolva completamente todos os tubos, inclusive aquele sem o papel celofane, em papel alumínio. Veja

fotos ilustrando essas etapas na Figura 1 abaixo.

Figura 1 – Fotos ilustrando os tubos de ensaio recobertos com celofane de diferentes cores e a solução de

K3[Fe(C2O4)3](aq) protegida da luz por papel alumínio (à esquerda) e todos os tubos recobertos com papel alumínio

(à direita).

Evitando ao máximo a incidência de luz ambiente, coloque 10 mL da solução preparada em cada tubo. Após

preencher todos os tubos, retire o papel alumínio que os cobre, tampe a boca do tubo com papel celofane da

mesma cor usada para recobrir o resto do tubo e prenda com fita adesiva transparente. Comece então a

cronometrar o tempo, deixando os tubos expostos à luz ambiente do laboratório, de maneira uniforme, durante

60 minutos.

Enquanto aguarda os 60 minutos de reação, faça o espectro de absorção de luz para os papéis celofane de

diferentes cores. Utilize uma cubeta vazia como branco no espectrofotômetro. Meça então as absorbâncias dos


papéis celofane em intervalos de 20 nm, na faixa entre 400 e 700 nm. Para isso, corte uma tira que encaixe

perfeitamente na parte interior de uma das paredes da cubeta. Cada grupo de 2 alunos deve fazer a medida para

uma cor de celofane. Compartilhe os resultados com os outros grupos para obter os dados das quatros cores.

Decorridos os 60 minutos de exposição à luz, envolva cada um dos tubos novamente com o papel alumínio,

adicione, com precisão, 2 mL de solução tampão ácido acético/acetato 2 mol l‐1 (pH= 4,5) e, 2,0 mL de solução de

1,10‐fenantrolina (1% m/v). Após a adição tampe os tubos com papel alumínio.

AGITE VIGOROSAMENTE os tubos e deixe‐os ao abrigo da luz por 15 min. Após este tempo, retire o papel

alumínio de cada tubo e meça a absorbância de cada solução em 510 nm. Retire o papel alumínio de cada tubo

apenas no instante anterior à medida, evitando assim, ao máximo, a sua exposição à luz. Lave bem a cubeta,

primeiramente com água destilada e depois com um pequeno volume da solução a ser medida. Preencha então a

cubeta com a solução, seque as suas paredes com lenço de papel e meça rapidamente a absorbância. Faça as

medidas de absorbância das soluções na seguinte sequência: vermelho, verde, amarelo, azul e sem papel.

Não jogue fora as soluções restantes em cada tubo. Retire todas as proteções dos tubos e observe as cores.

Em seguida, deixe estas soluções expostas à luz do laboratório ou à luz natural fora do laboratório e observe o que

ocorre com as mesmas, após um período de tempo.

Bibliografia

1. Simoni, D.A., Andrade, J.C., Faigle, J.F.G., Simoni, J.A. Química Nova 2002, 25(6), 1034‐1039.


Experimento 11

Destilação

Introdução

A destilação é um processo de separação de misturas homogêneas, incluindo soluções formadas por

sólidos dissolvidos em líquidos ou por dois ou mais líquidos com diferentes pontos de ebulição. Consiste,

basicamente, na vaporização de um líquido por aquecimento seguida da condensação do vapor formado. A Figura

1 mostra uma montagem típica de uma destilação simples. É importante lembrar que toda a aparelhagem para a

destilação deve ter uma abertura para a atmosfera, a fim de evitar aumento da pressão do sistema com o

aquecimento. Um detalhe a ser observado na condução do processo é a adequação da aparelhagem à quantidade

de material a ser destilado. Um balão muito cheio pode resultar em arraste mecânico do líquido a destilar. Um

balão excessivamente grande retarda o processo.

Figura 1. Esquema de um sistema de destilação simples.

Quando uma substância pura é destilada à pressão constante, a temperatura do vapor, quando o sistema

estabelece um equilíbrio, permanece constante durante toda a destilação. O mesmo comportamento é observado

com misturas contendo um líquido e uma impureza não volátil, uma vez que o material condensado será obtido

sem a impureza.

Experimental

Parte 1. Monte a vidraria com o objetivo de compor um sistema de destilação (semelhante à Figura

acima). Ligue as mangueiras de água no condensador e teste o fluxo de água antes de iniciar o processo. Adicione

40 mL de etanol (96 GL) no balão de destilação e 7 gotas do corante colocado em sua bancada. Agite para

homogeneizar a mistura.

Termômetro

Condensador

Manta

Saída

Entrada


Inicialmente, para se avaliar o volume a ser recolhido no balão do destilado, adicione 20 mL de água com

auxílio de uma proveta e faça uma linha horizontal, à caneta, no balão do destilado. Para evitar que este fique em

cima da bancada ou suspenso, coloque o copo de isopor embaixo do balão.

Recoloque o balão, agora vazio, no sistema, coloque algumas bolinhas de vidro e a solução a ser destilada.

Mas, antes de iniciar a destilação, verifique com algum professor se o sistema está montado corretamente. Em

seguida, inicie a destilação e acompanhe a variação de temperatura. Interrompa a destilação quando o volume

recolhido no balão do destilado atingir a marcação feita previamente.

Parte 2. Lave os balões e os conectores da destilação com um pouco de etanol e remonte o sistema. Não

é necessário lavar e desmontar a coluna de condensação.

Repita a destilação, substituindo a solução de corante por uma mistura de 20 mL de água e 20 mL de

etanol. Refaça a marcação no balão do destilado para o volume de 20 mL. Evite que a temperatura de destilação

ultrapasse 78°C.

Parte 3. Faça a análise do destilado da Parte 2 utilizando um refratômetro. Compare os seus resultados

com os da Tabela abaixo.

Índice de Refração do Sistema Água‐Álcool

Concentração

de Álcool

Densidades

Relativas (20°C, kg/L)

Índice de Refração em relação ao ar, a

20°C (lâmpada de sódio)

0% 1) 0.9982 1.3333 10% 0.9819 1.3395 20% 0.9687 1.3469 30% 0.9539 1.3535 40% 0.9352 1.3583 46% 0.9227 1.3604 50% 0.9139 1.3616 60% 0.8911 1.3638 70% 0.8676 1.3652 80% 0.8436 1.3658 90% 0.8180 1.3650

100% 2) 0.7893 1.3614 1) Água pura 2) Álcool puro

Bibliografia: 1. Sartori, E.R.; Batista, E.F.; Santos, V. B.; Fatibello‐Filho, O., Química Nova na Escola 2009, 31 (1), 55‐57. 2. Peruzzo, F.M.; Canto, E.L., Química na Abordagem do Cotidiano, vol. 1, pp. 62‐63. Ed. Moderna, São

Paulo, 2006.


Experimento 12

Experimentando um Pouco da Primeira Lei da Termodinâmica

Introdução

A energia é uma das grandezas fundamentais em nosso Universo. A energia presente no universo não

pode ser criada nem destruída, apenas transformada. O estudo destas transformações de energia é chamado de

termodinâmica. Em química, a termodinâmica explica porque as reações ocorrem e é, portanto, essencial nos

estudos de transformações químicas. Por exemplo, a termodinâmica nos permite predizer o calor (que é uma

forma de energia) requerido ou produzido pelas reações químicas. A produção de calor é parte essencial na

avaliação do aproveitamento de matérias‐primas, alimentos e combustíveis.

O calor é um termo usado comumente no cotidiano, mas uma definição mais técnica encerra que o calor

é a energia transferida como resultado de uma diferença de temperatura. O calor flui de uma região de

temperatura mais alta para uma região de temperatura mais baixa. As reações químicas podem liberar ou

absorver calor do meio. Quando uma reação que libera calor para o meio acontece em um frasco reacional, este

começa a ficar quente com o desenrolar da reação. No caso das reações em que é necessário fornecer calor para

que a reação aconteça, o frasco reacional fica mais frio com o progresso da reação. As reações químicas que

liberam calor são chamadas de exotérmicas, enquanto as que consomem calor são chamadas de endotérmicas.

As transferências de energia na forma de calor são medidas com um calorímetro. O calorímetro é um

dispositivo onde as variações de energia como calor são monitoradas, observando‐se mudanças na temperatura

do sistema. Um calorímetro simples consiste em um recipiente isolado termicamente, contendo água, dentro da

qual outro recipiente contendo a mistura reacional é mergulhado. A temperatura da água nesse sistema pode ser

monitorada com um termômetro, Se a reação é exotérmica, a energia transferida como calor ao calorímetro

resulta em um aumento na temperatura da água que é observada no termômetro. Se a reação é endotérmica, a

energia absorvida pela reação resulta em uma diminuição na temperatura da água, monitorada termômetro.

A variação de temperatura em um calorímetro (ΔT) é proporcional à energia transferida (cedida ou

recebida) como calor (qcal) pela reação em estudo e a constante de proporcionalidade é chamada de capacidade

calorífica do calorímetro (Ccal):

qcal = Ccal x ΔT Equação 1

Através do fornecimento de uma quantidade conhecida de energia como calor, pode‐se medir a variação

de temperatura do calorímetro com o termômetro e calibrar sua capacidade calorífica Ccal. A Ccal é, portanto, uma

grandeza obtida experimentalmente. A importância da capacidade calorífica reside no fato de que ela nos permite

determinar a quantidade de energia transferida como calor em um processo a partir da variação de temperatura,

que é uma grandeza facilmente medida.

A capacidade calorífica também pode ser determinada para substâncias puras, não somente para

calorímetros. Por exemplo, podemos determinar a capacidade calorífica da água ou do cobre usando um

calorímetro com Ccal conhecida. Como mais calor é necessário para aumentar a temperatura de uma amostra

grande de água ou de cobre do que é necessário para uma amostra pequena, a capacidade calorífica de uma

substância é uma propriedade extensiva. Ou seja, quanto maior a amostra, maior a sua capacidade calorífica. É


comum, portanto, apresentar a capacidade calorífica específica Cs, que é a capacidade calorífica da amostra (C)

dividida pela sua massa (m):

CS = C / m Equação 2

Quanto maior a capacidade calorífica específica de uma substância, maior é a quantidade de energia

fornecida como calor necessária para elevar sua temperatura. A capacidade calorífica específica de uma

substância é normalmente fornecida em unidades de Joules por Kelvin por grama (J K‐1 g‐1). No entanto, ela

também pode ser expressa em Joules por grau Celsius por grama (J °C‐1 g‐1), uma vez que a unidade é a mesma nas

duas escalas (1 C° = 1K). O calor específico da água líquida a 25°C é 4,184 J °C‐1 g‐1, que corresponde a um valor

relativamente alto quando comparado a outras substâncias do cotidiano.

Este valor relativamente alto de Cs da água, nos ajuda a explicar, por exemplo, porque regiões

circunvizinhas a lagos e mares são menos afetadas pelas variações de temperatura durante o ano. Como a água é

capaz de armazenar energia sem aumentar significativamente a sua temperatura, estas regiões com umidade

relativa do ar elevada, possuem uma espécie de reservatório térmico. Quando mais calor é fornecido pelo Sol no

verão, o vapor de água presente na atmosfera armazena parcialmente esta energia térmica e a temperatura local

não aumenta significativamente. Por outro lado, quando o inverno chega e a quantidade de calor fornecida pelo

Sol diminui, o vapor de água presente na atmosfera retorna a energia armazenada em suas moléculas para o

ambiente em forma de calor e a temperatura local não diminui drasticamente.

Também é importante destacar que o vapor de água na atmosfera tem papel fundamental na absorção

da radiação infravermelha refletida pela Terra, ajudando, portanto, a manter a temperatura média do planeta em

torno de 15 °C. Do contrário, a Terra seria muito mais fria, e sua temperatura média seria ao redor de ‐18 °C, o que

poderia comprometer ou inviabilizar diversas formas de vida no planeta. A sua alta capacidade calorífica também

torna a água um potencial veículo de transporte energético, sendo largamente utilizada em sistemas de

aquecimento/resfriamento residenciais ou em processos industriais.

Na aula de hoje iremos estudar as trocas de calor entre dois corpos iguais e dois corpos diferentes, assim

como verificar experimentalmente os princípios termodinâmicos que regem estas trocas. Em uma primeira etapa,

iremos misturar duas porções de água com diferentes temperaturas e verificar como a troca de calor entre essas

porções afeta a temperatura e a massa delas. Numa segunda etapa, iremos investigar a troca de calor entre um

pedaço de metal aquecido e a água. Na terceira etapa, iremos determinar a entalpia de sublimação do gás

carbônico, ou seja, o quanto de calor é absorvido ou liberado pelo processo físico de sublimação desse gás a

pressão constante.

Experimental

1‐ Contato entre dois corpos a temperaturas diferentes

Para esta etapa, cada grupo presente em uma mesma bancada deverá investigar uma combinação de

temperatura e massa inicial de água e os dados devem ser compartilhados entre os grupos da bancada. As

combinações de temperatura e massa inicial serão as seguintes:

Experimento 1: as duas massas iniciais de água serão de 50 gramas e a temperatura da água quente

aproximadamente 10°C superior a da água em temperatura ambiente.


Experimento 2: as duas massas iniciais de água serão de 50 gramas e a temperatura da água quente

aproximadamente 15°C superior a da água em temperatura ambiente.

Experimento 3: a massa de água em temperatura ambiente será de 25 gramas, enquanto que a massa inicial de

água quente será de 50 gramas. A temperatura da água quente será 10°C superior a da água em temperatura

ambiente.

Experimento 4: a massa de água em temperatura ambiente será de 50 gramas, enquanto que a massa inicial de

água quente será de 25 gramas. A temperatura da água quente será 10°C superior a da água em temperatura

ambiente.

Em uma balança analítica previamente zerada, coloque o copo plástico fornecido e anote a sua massa. Pese,

em seguida, 50 gramas de água no copo plástico e transfira o conjunto copo + água para o recipiente de “isopor”

fornecido. Meça a temperatura da água colocando o termômetro no centro do copo‐plástico.

Aqueça outros 50 gramas de água em um béquer de vidro até uma temperatura em torno de 10°C acima

daquela que você mediu anteriormente no copo de plástico. Quando a temperatura atingir este valor, desligue o

aquecimento e agite cuidadosamente a água quente com auxílio do termômetro. Anote então a temperatura

indicada pelo termômetro e coloque o mesmo dentro da água contida no copo plástico, dentro do “isopor”.

Adicione, de uma só vez, o conteúdo total de água quente do béquer no copo plástico dentro do “isopor”. Agite

lentamente a mistura com o termômetro e meça a temperatura final quando esta estiver aproximadamente

estabilizada. Após esta medida, verifique a massa final da mistura pesando o copo plástico na balança analítica.

Conclusões: Procure encontrar correlações entre as variações de temperatura observadas, tomando como base as

próprias diferenças de temperatura e as variações de massa experimentadas. Use somente os dados

experimentais para tal.

2‐ Contato entre dois corpos de materiais e temperaturas diferentes

No experimento anterior verificou‐se o comportamento térmico da mistura de duas amostras de água a

diferentes temperaturas. O que será que ocorre quando se misturam dois materiais diferentes a diferentes

temperaturas? Para verificar esse fenômeno proceda da seguinte forma:

Pese a amostra metálica fornecida em uma balança analítica. Pese uma massa igual de água em um copo

plástico e meça sua temperatura com um termômetro. Amarre um barbante na amostra metálica e mergulhe‐a

em um recipiente contendo água em ebulição e deixe por cinco minutos. Retire então a amostra de metal e, o

mais rápido possível, mergulhe‐a no copo de plástico contendo água. Vá lendo a temperatura no termômetro e

anote o seu valor máximo. Repita o experimento mais uma vez trocando a água do copo. Veja se os resultados são

diferentes dos resultados obtidos na etapa 1 desta aula prática. Qual a diferença quantitativa? Como seria possível

equacionar essas diferenças?


3‐ Entalpia de sublimação do gás carbônico (CO2).

O objetivo desta parte é a determinação da entalpia de sublimação do gás carbônico, ou seja, da variação de

energia na forma de calor envolvida nessa transformação sob pressão constante do processo. Antes de começar o

experimento, escreva no seu caderno de anotações a equação de sublimação do gás carbônico e a notação

matemática da respectiva grandeza que será medida (entalpia).

Coloque 100 g de água (medida com precisão de 0,01 g) em um copo plástico Insira o copo com água

dentro do recipiente de “isopor”. Adapte o termômetro à tampa do “isopor” de modo que o seu bulbo fique bem

no centro do copo com água. Leia a temperatura da água e anote.

Leve esse conjunto para próximo da balança. Pese com a mesma precisão anterior uma massa de 5

gramas de gelo seco, utilizando como recipiente um copinho plástico para café. Imediatamente após à pesagem,

adicione o gelo seco ao copo de plástico com água dentro do “isopor”. Anote a temperatura a cada 60 segundos,

até que todo o gelo seco tenha sublimado. Continue anotando a temperatura por cerca de 5 minutos além deste

tempo.

Repita o procedimento.

Pergunta: Sem destapar o frasco, como se poderia inferir que o gelo seco já sublimou por completo?

Bibliografia

1 ‐ Simoni, J.A. , Química Nova 1989, 12(4), 376‐378.

2 ‐ Burgstahler, A.W., Bricker, C.E., J. Chem. Educ. 1991, 68, 332.

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