REGRAS BÁSICAS DE SEGURANÇA PARA UTILIZAÇÃO DO

LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

1-    Consulte a lista de segurança geral no item SEGURANÇA; 2 -    Use sempre o avental, de algodão e com mangas compridas;  3 -    Use calças e sapatos fechados; 4 -    Não use relógio, anéis ou pulseiras; 5 -    Em caso de acidente, mantenha a calma e chame o professor ou   técnico;    6 -    Não fume, não beba e não coma no laboratório;    7 -    Use a capela sempre que trabalhar com solventes voláteis, reações perigosas, explosivas ou tóxicas;    8 -    NUNCA jogue reagentes ou resíduos de reações na pia, localize os frascos apropriados para descarte;    9 -    Para trabalhar com produtos corrosivos, utilizar as luvas de proteção adequadas;  10 - Nas pissetas usar somente água destilada; 11 - Sempre identificar soluções preparadas com: Nome do reagente, data de preparo, concentração, nome do preparador e fornecedor; 12 - Sempre use equipamentos de proteção individual;

Segurança no laboratório

     A prática da Química, seja anível profissional ou de aprendizado, exige que regras de

segurança sejam rigorosamente seguidas para evitqar acidentes e prejuízos de ordem

humana ou material. Os acidentes podem, se tomadas as devidas precauções, serem

evitados, ou ao menos terem suas conseqüências minimizadas.

     A seguir estão relacionadas algumas regras de segurança que você deverá colocar em

prática para sua segurança e de seus colegas:

Use sempre o guarda-pó de algodão de mangas compridas, na altura dos joelhos e

fechados;

Use calçados fechados de couro ou similar;

Não use relógios, pulseiras, anéisou qualquer ornamentos durante o trabalho no

laboratório;

Não beba e não coma no laboratório;

Nunca use material de laboratório para beber ou comer;

É proibido fumar no laboratório ou em qualquer outro lugar que possa por em risco a

segurança ou saúde das pessoas;

Caminhe com atenção e nunca corra no laboratório;

Nunca teste amostras ou reagentes pelo sabor e os odores devem ser verificados com

muito cuidado;

Não leve a mão à boca ou aos olhos quando estiver manuseando produtos químicos;

Aventais de laboratório, luvas, óculos de proteção ou outras vestimentas não devem

ser usados fora do laboratório;

Em caso de acidentes, mantenha a calma e chame o professor ou técnico responsável;

Objetos pessoais como bolsas, blusas, etc, devem ser guardados em armários de

preferência em áreas externas aos laboratórios;

Brincadeiras são absolutamente proibidas nos laboratórios;

Use a capela sempre que trabalhar com solventes voláteis, tóxicos e reações

perigosas, explosivas ou tóxicas;

As substâncias inflamáveis devem ser manipuladas em locais distantes de fontes de

aquecimentos;

O uso de pipetadores é requerido em qualquer circunstância ao utilizar pipetas;

Lentes de contato não devem ser usadas em laboratórios, pois podem absorver

produtos químicos e causar lesões nos olhos;

Óculos protetores de segurança são requeridos durante todo o período de trabalho no

laboratório;

Nunca jogue reagentes ou resíduos de reações na pia, procure o frasco de descarte;

Ao final de cada aula, as vidrarias utilizadas durante o trabalho de laboratório devem

ser esvaziadas nos frascos de descarte e enxaguadas com água antes de serem enviadas

para limpeza;

Vidrarias trincadas, lascadas ou quebradas devem ser descartadas e o técnico ou

responsável deve ser avisado;

Antes de manipular qualquer reagente deve-se ter conhecimento de suas

características com relação à toxicidade, inflamabilidade e explosividade;

Deve-se tomar cuidados especiais quando manipular substâncias com potencial

carcinogênico;

Os reagentes e soluções devem ser claramente identificados e as soluções apresentar

data de preparo, validade e o nome do analista que a preparou;

Todo acidente com reagentes deve ser limpo imediatamente protegendo-se se

necessário. No caso de ácidos e bases devem ser neutralizados antes da limpeza;

Siga corretamente o roteiro de aula e não improvise, pois improvisações podem

causar acidentes, use sempre materiais e equipamentos adequados;

Todas as substâncias são tóxicas, dependendo de sua concentração. Nunca confie no

aspecto de uma droga, deve-se conhecer suas propriedades para manipulá-la;

Receber visitas apenas fora do laboratório, pois elas não conhecem as normas de

segurança e não estão adequadamente vestidas.

     Essas são algumas regras gerais que devemos seguir durante um trabalho no

Laboratório. Durante o curso, em cada experimento serão relacionadas outras mais

específicas, inclusive sobre os reagentes a serem manipulados.

 

VIDRARIAS

ALMOFARIZ   COM PISTILO                                                        

 Usado na trituração e pulverização de sólidos.

 

 

 

BALÃO DE FUNDO CHATO                                            Utilizado como recipiente para conter líquidos ou soluções, ou mesmo, fazer reações com desprendimento de gases. Pode ser aquecido sobre o TRIPÉ com TELA DE AMIANTO. 

 

 

   

BALÃO DE FUNDO REDONDO                   

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

 

 

      

BALÃO VOLUMÉTRICO                                        

Possui volume definido e é utilizado para o preparo de soluções em laboratório.

 

 

  

BECKER                                                          

É de uso geral em laboratório. Serve para fazer reações entre soluções, dissolver substâncias sólidas, efetuar reações de precipitação e aquecer líquidos. Pode ser aquecido sobre a TELA DE AMIANTO.

 

 

BURETA                                                                    

         

Aparelho utilizado em análises volumétricas.  

 

 

CADINHO                                                              

Peça geralmente de porcelana cuja utilidade é aquecer substâncias a seco e com grande intensidade, por isto pode ser levado diretamente ao BICO DE BUNSEN.

 

 

CÁPSULA DE PORCELANA                                          

Peça de porcelana usada para evaporar líquidos das soluções.

 

 

        

CONDENSADOR                                            

Utilizado na destilação, tem como finalidade condensar vapores gerados pelo aquecimento de líquidos.

 

 

  

DESSECADOR                                                          

Usado para guardar substâncias em atmosfera com baixo índice de umidade.

 

 

ERLENMEYER                                                        

   

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

 

 

      

FUNIL DE BUCHNER                                     

Utilizado em filtrações a vácuo. Pode ser usado com a função de FILTRO em conjunto com o  KITASSATO.

 

 

       

FUNIL DE SEPARAÇÃO                                      

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

 

 

    

FUNIL DE HASTE LONGA                                                                                                       Usado na filtração e para retenção de partículas sólidas. Não deve ser aquecido. 

 

 

  

KITASSATO                                                   

Utilizado em conjunto com o FUNIL DE BUCHNER em FILTRAÇÕES  a vácuo. 

 

 

PIPETA GRADUADA                                     

Utilizada para medir pequenos volumes. Mede volumes

          

variáveis. Não pode ser aquecida. 

 

 

         

PIPETA VOLUMÉTRICA                               

Usada para medir e transferir volume de líquidos. Não pode ser aquecida pois possui grande precisão de medida.

 

 

       

PROVETA OU CILINDRO GRADUADO                                                     Serve para medir e transferir volumes de líquidos. Não pode ser aquecida. 

 

 

       

TUBO DE ENSAIO                                                  

Empregado para fazer reações em pequena escala, principalmente em testes de reação em geral. Pode ser aquecido com movimentos circulares e com cuidado diretamente sob a chama do BICO DE BÜNSEN. FOTO.

 

VIDRO DE RELÓGIO                            

Peça de Vidro de forma côncava, é usada em análises e evaporações. Não pode ser aquecida diretamente.

 

 

OUTROS EQUIPAMENTOS

ANEL OU ARGOLA                               

Usado como suporte do funil na filtração.

 

 

       

BALANÇA DIGITAL                                       

Para a medida de massa de sólidos  e líquidos não voláteis com grande precisão. FOTO.

 

 

             

BICO DE BÜNSEN                                        

É a fonte de aquecimento mais utilizada em laboratório. Mas contemporaneamente tem sido substituído pelas MANTAS E CHAPAS DE  AQUECIMENTO.  

 

              ESTANTE PARA TUBO DE ENSAIO                                                                               

É usada para suporte de os TUBOS DE ENSAIO. 

 

             

GARRA DE CONDENSADOR                

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

 

             

PINÇA DE MADEIRA                                  

Usada para prender o TUBO DE ENSAIO durante o aquecimento. 

 

              PINÇA METÁLICA                                     

Usada para manipular objetos aquecidos. 

 

 

PISSETA OU FRASCO LAVADOR                                        

Usada para lavagens de materiais ou recipientes através de jatos de água, álcool ou outros solventes.

       

SUPORTE UNIVERSAL                                 

Utilizado em operações como: Filtração, Suporte para Condensador, Bureta, Sistemas de Destilação etc. Serve também para sustentar peças em geral.

 

 

TELA DE AMIANTO                                   

Suporte para as peças a serem aquecidas. A função do amianto é distribuir uniformemente o calor recebido pelo BICO DE BUNSEN.

 

 

        TRIPÉ                                                              

Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto com a TELA DE AMIANTO. 

 

 

1- EXPERIMENTO

LEI DE GRAHAM DE DIFUSÃO E EFUSÃO, ESTIMATIVA DA DENSIDADE DO DIÓXIDO DE CARBONO (CO2)

INTRODUÇÃO:

LEI DE GRAHAN     

      DIFUSÃO:

    É o processo pela qual as moléculas gasosas movem-se através das paredes porosas ou em um outro meio. A velocidade de difusão é proporcional à velocidade molecular média. Graham encontrou que a velocidade de difusão de um gás através de um outro é inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade do gás.

             (1)

    Para gases A e B temos que:

 

       

(Lei da difusão de gases)    (2)

   

Para uma dada temperatura e pressão:

 

       

   

        

(3)

 

    Substituindo (3) em (2)

   

 

    EFUSÃO: 

    É a passagem de um gás através de uma abertura de um orifício. A velocidade de efusão de uma gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade ou de sua massa molar.

       

 

    A velocidade de efusão é inversamente proporcional ao tempo que uma dada quantidade de gás requer para escapar.

       

 

    Para gases A e B temos que:

   

    

 

A simples expressão acima explica porque plantas de separação de isótopo usada para enriquecer uranio para reator nuclear são tão grandes. Geração de energia nuclear depende da habilidade de separar urânio-235 a partir do urânio 238, mais abundante. Um processo usa uma série de reações para converter o urânio em um sólido volátil, hexafluoreto de urânio. O vapor de UF6 experimenta então a efusão através de uma série debarreiras porosas. As moléculas de UF6 contendo urânio-235, que é mais leve que aquelas contendo urânio-238, experimentam a efusão mais rapidamente podendo assim ser separado do resto. Entretanto, a razão entre o tempo que a mesma quantidade de 235UF6 e 238UF6 requerido para efusão é somente 1,004, assim uma separação muito pequena ocorre. Para melhorar a separação, o vapor é passado através de vários estágios de efusão, conseqüentemente, a planta deve ser muito grande. A planta original de Oak Ridge, Tennessee, usa 4000 estágios e cobre uma área de 43 acres. Você pode ver porque tais plantas, vitais para defesa nuclear e geração de energia nuclear, são difíceis de se esconder das forças estrangeiras que querem monitorar capacidade nuclear alheios.

        MATERIAL UTILIZADO:

-    Papel de pesagem.-    Provetas de 50 e 250 mL.-    Erlenmeyer de 125 mL.-    Carbonato de Sódio NaCO3.-    HCl 1 mol/L.-    Becker de 250 mL.-    Conexão.-    Tubo de ensaio.-    Bico de Bünsen.

   

PROCEDIMENTO:

  1 -    Preparar um tubo de vidro de  de 70 cm de comprimento por 8 mm de diâmetro colocando-o num suporte contendo medidas;

2 -    Preparar duas porções de algodão que caibam dentro do tubo e duas tampas com tamanho adequado para fechar as extremidades do tubo;

3 -    Identificar  ou marcar as extremidades (amônia e HCl) com uma caneta para retroprojetor;

4 -    Embeber uma das porções de algodão com amônia líquida e a outra com solução de HCl, ambas de maneira que não formem poças de solução quando colocadas no interior dos tubos;

5 -    Colocar os algodões dos tubos  nas extremidades identificadas no item 3 e tampar. Acionar imediatamente o cronômetro;

6 -    Deixar os gases difundirem ao longo do tubo;

7 -    Ao observar a formação de um anel branco, marcar o tempo e o ponto que se formou;

8 -    Calcular a relação de massa molar das duas substâncias e comparar com o valor teórico. Calcular, também, a razão entre velocidades de difusão e efusão.

  

 2- EXPERIMENTO:

DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DO DIÓXIDO DE CARBONO

    PROCEDIMENTO:

1 -    Montar o sistema de coleta de gases.  

FIGURA 1 - Sistema de Coleta de Gases.

2 -    Pesar com precisão (± 0,1mg) entre 1,0000 e 1,1000g de carbonato de sódio, anotar a massa do papel mais o carbonato e dobrar o papel de pesagem sem tocar diretamente com as mãos. Esta massa de carbonato é suficiente para colher o CO2 numa proveta de 250mL. Caso queira usar outra proveta de volume menor ou maior, testar qual massa apresentará os melhores resultados.

3 -    Medir numa proveta cerca de 30 mL de HCl 1mol/L e transferir para um

erlenmeyer de 125mL.

4 -    Pesar o Erlenmeyer com HCl e anotar a massa.

5 -    Introduzir o papel com o carbonato no Erlenmeyer com HCl, tampar,

imediatamente, e agitar evitanto tocar o erlenmeyer diretamente com as mãos. Anotar o

volume de CO2 produzido e pesar todo conjunto após a evolução do gás. 

FIGURA 2 - Animação do Experimento.

6 -    Consultar os valores de pressão atmosférica e temperatura no dia e hora da

experiência. Anotar os resultados. Comparar o valor da densidade do CO2 com o da

literatura.

7 -    Descartar a solução final.

        QUESTÕES:

1 -)   Escrever a fórmula estrutural do CO2. Esta molécula é polar?

2 -)   Escrever a fórmula estrutural do ácido carbônico.

3 -)   Escrever as equações de equilíbrio do ácido carbônico.

4 -)   Por que CO2 é liberado em meio ácido? Haveria evolução deste gás em pH 13?

5 -)   Quando é borbulhado CO2 em água pura, o que deve ocorrer?

6 -)   Calcule a densidade de CO2 pela diferença de massa.

7 -)   Como poderia utilizar os conceitos das leis de Dalton, Charles, Boyle e Clapeyron para o sistema?

8 -)   Calcule qual a massa de CO2 presente num recipiente de 250,0 mL sob uma

pressão de 650 torr e temperatura de 27,5o C?

9 -)   Uma determinada massa de gás (m), está numa temperatura (t), pressão (p1) e

volume (v1). O que ocorreria com a pressão se a mesma massa (m), estivesse: i) Na

mesma (t), porém, em 2v1?, ii) Na mesma (t), porém, em 0,5v1? iii) No mesmo (v1),

porém, em 2t?

10 -)   Uma amostra de água foi gaseificada com CO2 a 25oC sob uma pressão de 1,50

atm e vedada nesta pressão. Quantos ppm de CO2 existem nesta água?

 

3- EXPERIMENTO

UTILIZAÇÃO DO BICO DE BUNSEN

    INTRODUÇÃO:

    BICO DE BUNSEN

    É utilizado no laboratório como fonte de calor para diversas finalidades, como: Aquecimento de soluções, estiramento e preparo de peças de vidro entre outros. Possui como combustível normalmente G.L.P (butano e propano) e como comburente oxigênio do ar  atmosférico que em proporção otimizada permite obter uma chama de alto poder energético.

    FENÔMENO DE EMISSÃO

Acontecem a nível atômico ou molecular pela excitação de um ou mais elétrons que absorvem energia térmica no presente caso, passando a um estado excitado obedecendo sempre os limites de transição permitidos dentro da eletrosfera em seu sub-nível. A desexcitação desse elétron ou elétrons acontece de maneira muito rápida com a conseqüente emissão de  fótons  com comprimento de onda específico para o átomo em questão.

    MATERIAL UTILIZADO:

-    Bico de Bünsen.-    Tela de Amianto.-    Tripé.-    Alça de Platina.-    Corpos de prova de Alumínio, Cobre e Ferro.-    Soluções de Cloretos de Sódio, Potássio e Lítio 1 M.-    Tenaz ou pinça.

    PROCEDIMENTO:

1 -    Abrir o gás, acender o bico e abrir gradativamente a janela de entrada de ar.

2 -    Levar um corpo de prova de alumínio à diversas regiões da chama. Anotar o que acontece.

3 -    Repetir o último item para o cobre e o ferro.

4 -    Consultar o Handbook e anotar os P.F. dos três elementos.

5 -    Estimar com base nestes dados a temperatura da chama.

6 -    VERIFICAR O FENÔMENO DE EMISSÃO  DAS RAIAS DE Na, Li e K.

7 -    Na solução de Cloreto de Sódio, passar a alça  e levar à chama. Anotar o que ocorre.

Montagem do experimento, fenômeno de emissão do Sódio.

8 -    Repetir esse procedimento para os outros dois sais, tomando o cuidado de lavar a alça quando mudar de substância.

Montagem do experimento, fenômeno de emissão do Lítio.

Montagem do experimento, fenômeno de emissão do Potássio.

4- EXPERIMENTO

REATIVIDADE DE METAIS

    INTRODUÇÃO:

Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre

o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea.

 Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au

Maior reatividade, Menor nobreza

    MATERIAL UTILIZADO:

-   Tubos de ensaio

-   Estante-  Pipeta de 10ml

- Ácido clorídrico 10%

- sulfato de cobre pentahidratado 10%

- Nitrato de prata 2%

-    Sulfato de zinco 5% (ZnSO4).-    Cloreto de sódio 5% (NaCl).-    Sódio metálico (Na).-    Magnésio metálico em aparas ou fita (Mg).-    Alumínio metálico em aparas (Al).-    Zinco metálico em aparas (Zn).-    Ferro metálico em fragmentos ou pregos (Fe).-    Cobre metálico em fragmentos (Cu).-    Solução de fenolftaleína.-    Sulfato de magnésio 5% (MgSO4).-    Ácido nítrico 50% (HNO3).

     PROCEDIMENTO:

    Reação de Sódio Metálico Com Água.

1 -    Numa cuba de vidro colocar água destilada até a metade e adicionar de 5 a 10

gotas de fenolftaleína.

2 -    Cuidadosamente, cortar com uma espátula seca um pequeno fragmento de sódio

metálico e colocá-lo na cuba em local seguro. Anote suas observações.

    Reação de Metais Com Ácidos.

1 -    Adicionar HCl 10% em 5 tubos de ensaio até 1/3 do volume de cada um.

2 -    Em cada um dos cinco tubos adicionar, conforme a Figura 1, as seguintes aparas

de metais:

-   Magnésio.

-  Alumínio.

-  Zinco.

-   Ferro.

-    Cobre.

Figura 1 - Montagem do experimento.

Esperar alguns minutos e observar se ocorreram reações. A reação poderá ou não

ocorrer, dependo da tabela de reatividade que segue abaixo: 

Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au

Maior reatividade, Menor nobreza

HCl

Reação de metal situado antes do H na tabela de reatividade.

 

 

 

 

                                               H

Cl

Figura 2 - Reação de metal, situado antes do  H na tabela de reatividade, com HCl.

HCl

Reação de metal situado depois do H na tabela de reatividade.

 

 

 

 

                                    H

Cl

Figura 3 - Reação de metal, situado após o H na tabela de reatividade, com HCl.

    Reação do Ácido Nítrico Com o Cobre.

1 -    Colocar HNO3 50% em um tubo de ensaio até ¼ do seu volume e adicionar aparas

de cobre.

            3Cu(s) + 8HNO3(aq)                   ==>     3Cu (NO3)2(aq) + 4H2O + 2NOä2NO(g) (gás incolor) + O2(g) ==> 2NO2ä  (gás castanho)

   

Reação Entre Metais.

1 -    Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de cobre até 1/3 do seu volume.

Adicionar aparas de zinco, aguardar 2 minutos, agitar e observar.

2 -    Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de zinco até 1/3 do seu volume.

Adicionar aparas de cobre, agitar e observar.

3 -    Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de cobre até 1/3 do seu volume.

Adicionar aparas de magnésio, aguardar 2 minutos, agitar e observar.

4 -    Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de magnésio até 1/3 do seu

volume. Adicionar aparas de cobre, agitar e observar.

5 -    Em três tubos de ensaio colocar cloreto de sódio até 1/3 do seu volume.

6 -    Em cada um dos tubos adicionar as seguintes aparas de metais:

-   Cobre.

-  Zinco.

-   Alumínio.

Observar o que ocorre com cada um deles.

7 -    Em um tubo de ensaio colocar solução de nitrato de prata até 1/3 do seu volume.

Adicionar aparas de magnésio, agitar e observar.

8 -    Adicionar aparas de zinco ou alumínio a um tubo de ensaio contendo em 1/3 do

seu volume solução de nitrato de prata. Agitar e observar.

5- EXPERIMENTO

ELETRÓLISE

    INTRODUÇÃO:

Durante o início do século XIX, Michael Faraday estabeleceu algumas relações quantitativas, conhecidas como as leis de Faraday para a eletrólise. São elas: (1) que a quantidade de substância produzida pela eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade utilizada e (2) que para uma dada quantidade de eletricidade a quantidade de substância produzida é proporcional à sua massa equivalente.

Para uma ilustração da primeira lei de Faraday, consideremos a eletrólise do NaCl fundido. No cátodo se dá a reação

 Na+ + e- ® Na(l)

A equação acima expressa a primeira lei de Faraday, pois mostra que um elétron é necessário para produzir um átomo de sódio. Isto significa que um mol de elétrons será necessário para produzir um mol de átomos de sódio.

A mesma eletrólise do NaCl fundido ilustra a segunda lei de Faraday. No ânodo a reação é

2Cl- ® Cl 2 + 2e-

Aqui, dois elétrons devem ser retirados (de dois íons Cl-) para a produção de uma molécula de Cl2. Assim, dois moles de elétrons são necessários para produzi um mol de moléculas de Cl2. Isto significa que um equivalente de Cl2 (a quantidade produzida por um mol de elétrons) é 0,5 mol (a massa equivalente é a metade da massa molecular). Quando o NaCl fundido for eletrolisado, um Faraday de eletricidade produzirá um equivalente (1 mol) de Na no cátodo mais um equivalente (0,5 mol) de Cl2 no ânodo (consomem-se duas vezes mais elétrons para produzir 1 mol de Cl2 do que para produzir 1 mol de Na).

    MATERIAL UTILIZADO:

-   Cuba eletrolítica.

-    Fonte de corrente contínua.

-    1000 mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 5%.

-    1000 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 10%.

-    1000 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl) 10%.

    PROCEDIMENTO:

1 -    Preparar 1000 mL de soluções 5 % m/v de ácido sulfúrico 10%, ácido clorídrico e

cloreto de sódio 10%. Identificar as soluções.

2 -    Colocar a solução de ácido sulfúrico numa cuba eletrolítica, invertendo uma proveta no cátodo(-) e outra no ânodo(+), preenchendo-as com a mesma solução. Observe a montagem do experimento na FIGURA 1. Use luvas e óculos de proteção.

Figura 1 - Montagem do Experimento.

3 -    Conectar os pólos (+) fio vermelho da fonte no ânodo e (-) fio preto no cátodo.

4 -    Ajustar a fonte alimentadora em aproximadamente 10V e disparar o cronômetro, assim que começar a eletrólise, anotar o valor de corrente medida a cada minuto. Parar o cronômetro quando estiver coletado aproximadamente 60,0 mL de hidrogênio. Anotar todas as observações. A FIGURA 2 mostra como será o andamento do experimento para a solução de H2SO4.

Figura 2 - Eletrólise do H2SO4.

 5 -    Provar a formação dos gases hidrogênio e oxigênio, fazendo uma explosão e fazendo arder uma brasa de madeira (palito de fósforo) na atmosfera de gás, respectivamente.

6 -   Lavar todo material e repetir o procedimento para as outras duas soluções. Consultar o capítulo 18, Volume 2 do livro Química Geral do Russel e ver as reações de cátodo e de ânodo e como poderia ser provado a formação dos produtos.

    CUIDADO IMPORTANTE: Jamais inverta os pólos depois de ter eletrolisado as substâncias. Há risco de acidente grave principalmente no caso da eletrólise do ácido sulfúrico. 2H2 + O2 à H2O é uma reação muito explosiva.  

    PROCEDIMENTO:

1 -)   Escrever as equações de ionização do H2SO4 e HCl e dissociação do NaCl.

2 -)   Escrever as equações de oxidação e redução para o ânodo e o cátodo respectivamente.

3 -)   Considere a eletrólise de uma mesma solução num mesmo tempo t. Primeiro, aplica-se 10 V e depois repete-se aplicando 20 V. O que ocorre em ambas as condições? Explique detalhadamente.

6- EXPERIMENTO

PADRONIZAÇÃO DO NaOH E DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO VINAGRE

MATERIAL UTILIZADO:  

-    Bureta de 50 mL.-    Garra de bureta.-    Pipeta de 20 ou 10 mL.-    Pêra de borracha.-    Suporte universal.-    Erlenmeyer de 250 mL.-    Becker de 100 mL.-    Funil.-    Pisseta.-    Provetas de 50 e 250 mL.-    Vinagre.-    Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1N.-    Solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1N.-    Solução de fenolftaleína.

  

  PROCEDIMENTO:

    PADRONIZAÇÃO DE NaOH.

FIGURA 1 - Montagem do Experimento.

1 -   Carregar a bureta de 50 mL com solução de NaOH 0,1 N.

2 -   Calcular a massa de Ftalato ácido de potássio (padrão primário) necessária para neutralizar completamente 25 mL da solução de NaOH  ~ 0,1 mol/L. Este volume corresponde a metade da capacidade da bureta, onde o erro é menor.

3 -    Pesar a massa calculada três vezes, com precisão de ± 0,1 mg e transferir para erlenmeyers previamente enumerados. Não é necessário pesar exatamente os mesmos valores de massa, variações de ± 2,0 mg são aceitáveis.

4 -    Dissolver os sólidos em 50 mL de água e adicionar 3 gotas de Fenolftaleína.

5 -    Adicionar lentamente a solução da bureta ao erlenmeyer, segurando e agitando-o com a mão direita, com a mão esquerda controlar a torneira da bureta. Anotar o ponto final da titulação. Repetir a titulação para os outros dois erlenmeyers. 

FIGURA 2 - Padronização do NaOH.

6 -    Anotar os valores de acordo com a TABELA 1.

TABELA 1 - mpp, volume de NaOH e normalidade de NaOH.

ERLENMEYERmpp (g) VNaOH (mL) NNaOH

1                                                          

2                                                                           

3                                                             

NNaOH =                    

7 -   No caso de discrepância significativa entre os valores de normalidade, repetir as titulações tantas vezes quanto necessárias.

   

DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO VINAGRE.

FIGURA 3 - Montagem do Experimento de Determinação da Densidade do Vinagre.

1 -   Pesar com precisão de ± 1 mg 20 mL de vinagre e calcular a densidade do mesmo.

2 -   Pipetar três vezes 2 mL de vinagre para três erlenmeyers de 250 mL.

3 -  Adicionar cerca de 30 mL de água (medidos em proveta ) e de 5 gotas de fenolftaleína.

4 -   Carregar a bureta com solução de NaOH padronizada.

5 -    Adicionar ao erlenmeyer a solução de NaOH, gota a gota, com agitação constante, até a viragem do indicador. Observar e anotar a cor da viragem.

FIGURA 4 - Determinação da Acidez do Vinagre.

6 -   Repetir a operação. Não admissíveis diferenças superiores a ± 0,1 mL entre as três titulações.

7 -   Calcular a média entre os itens 5 e 6.

7- EXPERIMENTO:

PADRONIZAÇÃO DO HCl E DETERMINAÇÃO DO AMONÍACO

    INTRODUÇÃO:

DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS

Em 1884, Arrhenius definiu um ácido como uma substância contendo hidrogênio que produz íons hidrogênio em solução e uma base como uma substância contendo hidróxido que produz íons hidróxido em solução. A neutralização foi descrita por Arrhenius como a combinação destes íons para formar água:

H+ + OH- ® H2O

Isto está de acordo com a observação de que quando uma solução diluída de HCl, HBr, HI, HNO3 ou HclO4 é misturada com uma solução diluída de NaOH, KOH, RbOH, Ba(OH)2 ou La (OH)3, o calor de neutralização molar,DHneut, é sempre o mesmo: - 55,90 kJ por mol de água formada (isto é, 55,90 kJ de calor são liberados por mol). Os ácidos acima são todos fortes (completamente dissociados) e as bases são todas fortes, de maneira que, não importa qual par ácido-base escolhido, a reação é a mesma: a combinação de um íon hidrogênio com um íon hidróxido para formar uma molécula de água.

DEFINIÇÃO DE BRONSTED-LOWRY

Em 1923, Bronsted na Dinamarca e Lowry na Inglaterra, independentemente, sugeriram uma definição ácido-base. A definição de Bronsted-Lowry é uma definição protônica. De acordo com ela, ácido é uma espécie que tende a doar um próton e base é uma espécie que tende a aceitar um próton. Além disso, uma reação ácido-base é uma reação de transferência de prótons. A definição de Bronsted-Lowry é bastante geral em muitos aspectos. O HCl, por exemplo, é um ácido em solução aquosa, de acordo com a definição de Arrhenius. Mas, também, o HCl é um ácido de Bronsted-Lowry em qualquer outro solvente, mesmo quando não está presente nenhum outro solvente. Ele é um ácido simplesmente porque pode doar um próton.

De acordo com a idéia de Bronsted-Lowry, uma reação ácido-base envolve a competição por um próton entre duas bases. Quando, por exemplo, o cloreto de hidrogênio se dissolve em água, uma molécula de HCl (um ácido) doa um pr’ton a H 2O (uma base) para formar H3O+ (um ácido) e Cl- (uma base):

HCl + H2O ® H3O+ + Cl-

Ácido1 + base2 ® ácido2 + base2

Prótons (H+) não aparecem explicitamente. Em seu lugar, a equação apresenta um ácido transferindo um próton para uma base formando uma base conjugada e ácido, respectivamente. Na equação acima, HCl e Cl- constituem um par ácido-base conjugados, e H2O e H3O+ são o outro par.

DEFINIÇÃO DE LEWIS.

Uma definição de ácido-base ainda mais abrangente foi sugerida pelo químico americano G.N. Lewis em 1923, mesmo ano em que Bronsted-Lowry fizeram suas proposições. De acordo com Lewis, ácido é uma espécie com um orbital vazio capaz de aceitar um par de elétrons, enquanto base é uma espécie que pode doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Em resumo, ácido é um receptor de par de elétrons e base é uma doador de par de elétrons. Toda reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente coordenada.

    MATERIAL UTILIZADO:

-    Bureta de 50 mL.-    Garra de bureta.-    Suporte universal.-    Becker de 100 mL.-    Funil.-    Pisseta.-    Pipeta de 10 mL.-    Pipeta graduada de 5 mL.-    Balão volumétrico de 250 mL.-    Pêra de borracha.-    Erlenmeyer de 250 mL.-    Pipeta graduada de 5 mL.-    Proveta de 50 e 250 mL.-    Solução de hidróxido de sódio de sódio 0,1 N (NaOH).-    Suporte universal.-    Solução de detergente com amoníaco.-    Solução padrão de ácido clorídrico (HCl) 0,1 N.

   

PROCEDIMENTO:

PADRONIZAÇÃO DO HCl

FIGURA 1 - Montagem da padronização do HCl.

1 -    Calcule a molaridade da solução concentrada de HCl (d=1,18 g/mL e 37% m/m).

2 -    Calcule o volume desta solução concentrada necessário para preparar 250 mL de uma solução 0,1 mol/L.

MC.VC = Md

.Vd

3 -    Prepare esta solução.

FIGURA 2 - Animação do andamento da padronização de HCl.

4 -    Quando o indicador mudar para rosa claro (ponto final de titulação), parar a adição fechando a torneira, anotar o volume gasto da bureta.

5 -    Repetir a titulação mais duas vezes. Anotar o volume da bureta.

6 -    Fazer a média dos volumes gastos. Não são admissíveis erros superiores a ± 0,1 mL entre as medidas.

7 -    Calcular a normalidade da solução de ácido clorídrico. 

DETERMINAÇÃO DO AMONÍACO.

1 -   Pipetar 1 mL de detergente para um erlenmeyer de 250 mL.

2 -   Adicionar cerca de 30 mL de água (medidos em proveta de 30 mL) com 5 a 10 gotas de vermelho de metila.

3 -   Carregar a bureta com solução de HCl 0,1 N.

4 -   Proceder a titulação, adicionando ao erlenmeyer a solução de HCl, gota a gota, com agitação constante, até a viragem do indicador. Observar e anotar a cor da viragem e o volume gasto.

5 -    Repetir a operação mais duas vezes.

6 -   Calcular a média dos volumes gastos.

7 -   Calcular a quantidade de amônia existente no detergente.

8- EXPERIMENTO:

CINÉTICA QUÍMICA

INTRODUÇÃO:

Em Algumas transformações os sinais de mudança são percebidos após um longo período de tempo, enquanto outras os sinais  aparecem mais rapidamente.

O CO e NO, existentes nos escapamentos dos automóveis, são exemplos de reações lentas. Esses dois gases tóxicos combinam-se para formar CO2 e N2:

CO(g) + NO(g) ® CO2 + ½ N2 ,

 Em condições normais a conversão desses gases é muito demorada.

A dissolução de um comprimido efervescente em água é um exemplo de mudança imediata.

As velocidades de reações químicas freqüentemente são difíceis de serem determinadas, porque se necessita medir o valor de uma grandeza que vai variando a concentração.. os métodos instrumentais são freqüentemente úteis, pois medem a variação da viscosidade através da variação de alguma propriedade física, como a pressão, absorção de luz, condutividade, etc. As velocidades de reações dependem da concentração das várias espécies presentes na mistura reagente.

Para ver como as velocidades de reação podem ser descritas quantitativamente, considere a reação hipotética, homogênea (em fase única):

A + B ® C + D

Quando A e B são colocadas em contato,  reagem produzindo C e D. Velocidade de reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é consumido ou um produto é formado.

    MATERIAL UTILIZADO:

-    Buretas.-    Beckers.-    Tubos de ensaio.-    Cronômetro.-    Água destilada.-    Solução H2SO4 0,3 mol/L (H+).-    Solução Na2S2O3 0,3 mol/L (S2O3

-2).

    PROCEDIMENTO:

1 -    Identificar 3 buretas e 3 bequers (H2O, H+ e S2O32-) .

2 -    Encher corretamente as respectivas buretas com os respectivos líquidos do item anterior, zerando-as.

3 -     Pegar 6 tubos de ensaio limpos e, utilizando a bureta colocar em cada um 4,00 mL de uma solução 0,30 mol/L de H2SO4.

4 -     Numerar outros 6 tubos de ensaio.

5 -     Utilizando as buretas colocar nestes tubos numerados uma solução 0,30 mol/L de Na2S2O3 e água conforme descrito na tabela que segue:

Tabela 1 - Volume dos conteúdos e tempos para os tubos de ensaio.

TUBOSVOLUMES EM mL

T (s)                                                     S2O32- H2O TOTAL

1 6,00 0,00 6,00                                                  

2 5,00 1,00 6,00                                                          

3 4,00 2,00 6,00                                                                            

4 3,00 3,00 6,00                                                   

5 2,00 4,00 6,00                                                

6 1,00 5,00 6,00                                                

6 -    Pegar o tubo 1 do item  3 (que contém 4,00 mL de ácido sulfúrico 0,30 mol/L) e adicionar ao tubo 1 da Tabela 1. Agitar e acionar o cronômetro, ambos imediatamente.

FIGURA 1 - Animação do procedimento.

7 -    Colocar atrás do tubo uma tira preta e parar o cronômetro assim que a turvação (produto da reação) não permita a visualização desta. Anotar o tempo na Tabela 1.

8 -    Descartar o conteúdo deste tubo em recipiente fechado e lavá-lo imediatamente.

9 -    Repetir os passos 6,7 e 8 para os tubos de 2 a 6 da Tabela 1, um de cada vez, anotando os respectivos tempos de reação.

10 -  Fazer um gráfico de velocidade (mols/s) versus concentração (mols/L)

9- EXPERIMENTO:

ARRHENIUS

    INTRODUÇÃO:

Em muitos casos a velocidade observada de uma reação química aumenta com o aumento da temperatura, mas a extensão deste aumento varia muito de reação para reação.

Em termos da equação de velocidade, a causa da variação da velocidade de reação com a temperatura reside em que a constante k varia quando se altera a temperatura. A relação entre ambas foi descoberta em 1887 por Van’t Hoff e, independentemente, em 1889, por Arrhenius. A relação, conhecida como equação de Arrhenius, é:

Onde A é denominado fator de freqüência, Ea, energia de ativação, R é a constante de gases ideais e T, temperatura absoluta.

De acordo com a equação de Arrhenius, o valor da constante de velocidade k aumenta com a temperatura. Isto significa que um aumento da temperatura deve produzir um aumento da velocidade da reação, o que usualmente, é observado. Em qualquer temperatura deve existir uma distribuição, a distribuição de Maxwell-Boltzmann, de energias cinéticas moleculares numa substância, e a temperaturas mais elevadas essa distribuição se desloca no sentido de se ter maior número de moléculas rápidas e menos moléculas lentas.

A equação de Arrhenius é útil porque expressa a relação quantitativa entre temperatura, energia de ativação e constante de velocidade. O seu emprego mais útil reside na determinação da energia de uma reação, partindo de medidas de velocidade a diferentes temperaturas. 

    ENERGIA DE ATIVAÇÃO: energia que as moléculas colidentes devem ter para formar o complexo ativado, um conjunto instável de átomos fracamente ligados entre si e que pode se decompor em moléculas de reagentes ou de produtos.

    MATERIAL UTILIZADO:

-    Buretas de 50 mL.-    Suporte Universal.-    Garra de Bureta.-    Beckers de 100 e 500 mL.-    Tubos de ensaio.-    Estantes para tubo de ensaios.-    Cronômetro.-    Bico de Bünsen.-    Tela de amianto.-    Tripé de ferro.-    Termômetro de 0 a 100º C.-    Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,05 M (2,7mL/L).-    Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3)  0,05 M (7,9mL/L).

    PROCEDIMENTO:

1 -    Rotular duas buretas de 50 mL e dois beckers de 100 mL: Na2S2O3 e H2SO4.

2 -    Em cada bureta colocar o líquido correspondente e sob cada uma seu respectivo becker.

3 -    Em quatro tubos de ensaio, limpos e secos, nomeá-los: 1,2,3 e 4.

4 -    Transferir  da bureta de H2SO4  4 mL a cada um dos tubos.

5 -    Em outros quatro tubos de ensaio, limpos e secos, nomeá-los: 1a,2a,3a e 4a. Repetir o passo 4 para o Na2S2O3.

6 -    Colocar água no Becker de 500 mL até a metade e montar o sistema da FIGURA 1.

FIGURA 1 - Montagem do experimento.

7 -    Introduzir os tubos 1, 1a e um termômetro no Becker (temperatura ambiente aproximadamente 25º C).

8 -    Esperar aproximadamente dois minutos até a temperatura dos tubos se igualarem à temperatura da água.

9 -    Adicionar o conteúdo do tubo 1 no tubo 1a, mantendo este sempre imerso na água, e acionar imediatamente o cronômetro.

10 -  Observar o tubo 1a até aparecer uma turvação e, então parar o cronômetro. Anotar os dados de temperatura e tempo de reação na TABELA 1.

11 -  Descartar em vidro fechado o conteúdo do tubo 1a, e lavá-lo imediatamente para evitar que fique manchado.

12 -  Aquecer a água em mais 10º C (aproximadamente 35º C) e colocar os tubos 2 e 2a. Repetir os passo de 8 a 11.

FIGURA 2 - Animação do Experimento.

13 -  Aumentar a temperatura mais 10º C (aproximadamente 50º C) e colocar os tubos 3 e 3a. Repetir os passos de 8 a 11.

14 -  Para os tubos 4 e 4a, a temperatura da água deve estar 10º C mais alta (aproximadamente 60º C), colocá-los no becker e repetir os passos de 8 a11.     

15 -  Preencher a última coluna da TABELA 1 , fazendo V=1/t (t em segundos).

16 - Traçar um gráfico de velocidade em função da temperatura (V x T).

Tabela 1 - Temperaturas, tempos e velocidades para cada conjunto de tubos.

TUBOS TEMPERATURA TEMPO V=1/t

1 e 1a                                    

2 e 2a                                      

3 e 3a                                       

4 e 4a                                     

10- EXPERIMENTO

REAÇÕES QUÍMICAS

    INTRODUÇÃO:

- Reações de síntese X + Y ® XY

- Reações de decomposição ou análise XY® X + Y

- Reações de deslocamento ou simples troca X + YZ ® XY + Z ou   X + YZ ® XZ + Y

- Reações de Dupla troca XY + ZW ® XW + ZY

- Reações Exotérmicas são aquelas onde há liberação de calor.

- Reações Endotérmicas são aquelas onde há absorção de calor.

    MATERIAL UTILIZADO:

-     Solução 1% ( m/v ) de nitrato de prata.-      Solução 1% ( m/v ) de cloreto de sódio.-          Solução 1% ( m/v ) de iodeto de sódio.-          ÁGUA DE CAL.-          Suspensão de amido.-          ÁGUA DE CLORO.-          Hidróxido de amônio 28%.-          Ácido sulfúrico concentrado.-          Solução de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L concentrado.-          Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L.-          Hidróxido de magnésio.-          Carbonato de magnésio.-          Clorato de Potássio.-          Fita de magnésio.-          Cobre metálico.-          Proveta de 10 ml.-          Caixa de fósforo.-          Varetas de vidro 20 cm. -          Furador de rolhas. -          Rolha de cortiça para tubo de ensaio.-          Termômetro de 0 a 100° C.-          Pinça de madeira. -          Pinça metálica.-          Bico de bünsen.-          Bastão de vidro.-          Estante para tubo de ensaio.-          Tubos de ensaio (6 tubos de ensaio por grupo).

    PROCEDIMENTO:

Preparação de água de cal : 

    Adicionar cerca de 800 mg de CaO em 100 mL de água destilada, agitar bem e filtrar. O filtrado é a água de cal. 

OBSERVAÇÃO: Esta quantidade será suficiente para todos os grupos.

Preparação de água de cloro :

    Na capela estará montado um sistema para obtenção de água de cloro que consistirá em um kitassato com KMnO4 sólido, acoplado a um funil de separação que contém ácido clorídrico concentrado. Quando se goteja o ácido no Permanganato, há a formação

do gás cloro ( Cl2 ) que passará por um frasco intermediário contendo água destilada para eliminar excesso de HCl e finalmente será borbulhado em um outro frasco contendo água destilada. Após 3 minutos a "água de cloro" estará pronta.  

FIGURA 1 - Animação da obtenção da Água de Cloro.

OBSERVAÇÃO:     

1 - Preparar este reagente apenas no momento da realização do experimento

2 - Fazer a reação com o iodeto ( I- )na capela.

3 - Usar óculos de proteção e luvas.

Reações de Síntese :

Síntese de óxido de magnésio: Colocar no bico de Bünsen um pedaço de fita de magnésio de 1 cm. Observar a formação de um pó branco que é o óxido de magnésio.

OBS ERVAÇÃO : Não fixar a vista na luz emitida por esta reação.

Reação:

    Síntese de cloreto de amônio: Na capela, com um conta gotas, colocar 1 ml de HCl concentrado em um tubo de ensaio. Em outro tubo colocar a mesma quantidade de Hidróxido de amônio concentrado. Mergulhar a ponta de um bastão de vidro no tubo com HCl. Aproximar esta ponta até 1cm acima da superfície da solução de Hidróxido

de amônio sem tocá-la. Observar o que acontece. Forma-se uma suspensão de cloreto de amônio dispersa no ar.

 

Reação:

A amônia, é obtida pela decomposição do hidróxido de amônio

 NH4OH ( aq) ® H2O + NH3ä

Reações de Decomposição : 

      Decomposição de clorato de potássio: Colocar em um tubo de ensaio, aproximadamente 100 mg de dióxido de manganês e 200 mg de clorato de potássio. Segurar o tubo de ensaio com uma pinça de madeira, aquecer aproximadamente 30 segundos. Imediatamente após esse tempo, colocar uma “brasa” na boca do tubo. Faça suas observações.

 Reação:

      Decomposição de carbonato de magnésio: Colocar no tubo A aproximadamente 2 g de carbonato de magnésio e no tubo B, “água de cal” faça a junção entre os tubos. Submergir a extremidade da vareta no tubo B, aquecer o tubo A até notar um borbulhamento que turva a água de cal, separar os dois tubos e desligar o bico de Bünsen. 

Reação no Tubo A:

 

 

 

Reação no Tubo B:

 

 

 

Reaç õ es de Deslocamento :  

    Deslocamento de hidrogênio: Colocar cerca de 5 mL da solução HCl 1 mol/L, adicionar um pedaço de fita de magnésio de aproximadamente 0,5 cm, observar o que ocorre.

 

Reação:

 

    Deslocamento da prata: Colocar 1 mL de nitrato de prata 0,1 mol/L, introduzir dois pedaços de fio de cobre. Deixar a reação correr por 5 minutos. Verificar o que ocorre. 

OBSERVAÇÃO:

1-) A solução de prata mancha a pele, roupas etc.                               

2-) Descartar o conteúdo do tubo em recipiente adequado

 

Reação:

 

   Deslocamento do iodo: Adicionar 2 mL de iodeto de potássio 1% (m/v ) e 5 gotas de goma de amido. Acrescentar 3 mL de “água de cloro”, agitar o tubo e observar.

 

Reação:

 

Reações de Dupla Troca :

    Tomar dois tubos de ensaio, em um deles colocar 1 mL de NaCl 1% (m/V), no outro tubo colocar 1 mL de AgNO3 1% (m/V). Misturar o conteúdo dos dois tubos e observar o que ocorre. 

OBSERVAÇÃO: Descartar o conteúdo dos tubos em recipiente apropriado.

 

Reação:

 

Reações E xotérmicas :

      Neutralização ácido-base: Colocar em um tubo de ensaio 1 mL de HCL 1 mol/L, mergulhar o termômetro e medir a temperatura =

Em outro tubo de ensaio colocar a mesma quantidade de NaOH 1 mol/L, misturar os dois conteúdos rapidamente e medir a temperatura=

 

Reação:

 

      Ionização do ácido sulfúrico: Colocar 3 mL de água destilada em um tubo de ensaio e medir a temperatura da água =

Com luvas e óculos de proteção, adicionar lentamente 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado, agitar e medir a temperatura=

OBSERVAÇÃO: O ácido sulfúrico é muito denso, corrosivo e desidratante forte.

 

Reação:

 

Reações E ndotérmicas :

 

    Dissolução de NH4Cl: Colocar 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio, anotar a temperatura=

Adicionar, aproximadamente, 200 mg de cloreto de amônio e anotar a temperatura=

 

Reação:

 

    QUESTÕES:

1 -)    O que é água de cloro e água de cal ?

2 -)    Escrever as estruturas da amônia, água, ácido sulfúrico, ácido nítrico.

3 -)    O que é pirólise e eletrólise ?

4 -)    O que é um precipitado ?

5 -)    Defina reação de neutralização.

6 -)    Se você soprar a água de cal, o que você observaria?

7 -)    De todas as reações estudadas quais são de oxidação-redução ? Reescrevê-las colocando os números de oxidação de reagentes e produtos.

8 -)    Dê mais dois exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas ?

11- EXPERIMENTO:

PROPRIEDADES COLIGATIVAS (ENXOFRE E NAFTALENO)

    INTRODUÇÃO:    

Propriedades de uma solução que dependem da concentração de partículas do soluto e não da sua natureza são conhecidas como propriedades coligativas. Cada uma dessas propriedades de pende da diminuição da tendência de escape das moléculas do solvente pela adição das partículas do soluto. As propriedades coligativas incluem o abaixamento da pressão de vapor, elevação do ponto de ebulição, abaixamento do ponto de congelamento e pressão osmótica. 

    ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR.  

A tendência de escape para um solvente é medida pela sua pressão de vapor. A uma dada temperatura a pressão de vapor de um líquido puro depende da fração das moléculas na superfície que têm suficiente energia cinética para escapar das atrações de suas vizinhas. A pressão de vapor mede a concentração das moléculas do solvente na fase gasosa. 

    ELEVAÇÃO DO PONTO DE EBULIÇÃO.

Um líquido ferve à temperatura na qual sua pressão de vapor é igual à pressão atmosférica. A pressão de vapor de uma solução a cada temperatura diminui como resultado da presença de um soluto e assim é necessário aquecer a solução a uma temperatura mais alta, a fim de alcançar seu ponto de ebulição.

    ABAIXAMENTO DO PONTO DE CONGELAMENTO. 

Uma maneira de explicar o fenômeno da elevação do ponto de ebulição é dizer que as partículas de um soluto diminuem a tendência de escape do solvente; portanto,precisamos compensar isto promovendo o aumento da temperatura a fim de conseguir ferve-lo. Mas, tendência de escape significa tendência para escapar para qualquer outra fase; então podemos usar um argumento semelhante para justificar o fato de que um soluto abaixa o ponto de congelamento de um solvente, a fim de congelar o

solvente, precisamos resfria-lo à uma temperatura mais baixa, para compensar a sua tendência de escape diminuída. A presença de um soluto sempre diminui o ponto de congelamento se o soluto é insolúvel na fase sólida. A diminuição do ponto de congelamento causa deslocamento da linha de equilíbrio sólido-líquido para a esquerda no diagrama de fase. 

    PRESSÃO OSMÓTICA. 

Outra maneira de observar a diferença entre as tendências de escape no solvente e na solução encontra-se na FIGURA 1. Os dois líquidos aparecem separados por uma membrana semipermeável. Essa membrana é uma barreira fina que permite a passagem de certas espécies atômicas, iônicas ou moleculares, mas de outras não.. neste caso, ela permite a passagem de moléculas do solvente em ambas as direções, mas é impermeável para partículas de soluto.. visto que a tendência de escape à esquerda é maior que aquela à direita, a velocidade de transferência de moléculas de solvente da esquerda para a direita é maior que a da direita para a esquerda. Assim, depois de algum tempo haverá uma transferência efetiva de moléculas de solvente, do solvente puro para a solução. Este processo de transfer6encia de moléculas de solvente através de uma membrana semipermeável é conhecido como osmose. Para ocorrer osmose, as concentrações das partículas de soluto devem ser diferentes nos dois líquidos. Porém este processo pode ser interrompido, empurrando um pistão com uma pressão p suficientemente grande apenas para compensar a diferença nas tend6encias de escape, isto é, impedir que ocorra osmose. Esta pressão é denominada pressão osmótica.

    MATERIAL UTILIZADO:

-    Tubo de ensaio grande.-    Becker de 400 ou 500 mL.-    Termômetro de 0 a 100ºC com décimo de grau.-    Rolha para tubo de ensaio.-    Suporte universal.-    Garra.-    Tela de amianto.-    Tripé de ferro.-    Bico de Bunsen.-    Naftaleno (C10H8).-    Enxofre (S8).-    Balança com sensibilidade de 0,1 g.

    PROCEDIMENTO:

1 -    Colocar cerca de 16 g de naftaleno em um tubo de ensaio, limpo e seco.

2 -    Montar a aparelhagem da Figura 1 tomando as seguintes precauções:   Ô     o termômetro deverá ficar com o bulbo dentro do naftaleno após sua fusão.   Ô     a água do Becker deverá cobrir o naftaleno quando o mesmo estiver no estado líquido.   Ô     procurar deixar a escala do termômetro ao redor dos 70º C o mais visível possível.

FIGURA 1 - Montagem do Experimento.

3 -    Acender o bico de Bunsen e apagá-lo quando mais da metade do naftaleno estiver fundido.

4 -    Esperar a fusão de todo o sólido do tubo de ensaio. Aquecer mais um pouco, se necessário.

FIGURA 2 - Animação do Experimento.

5 -    Resfriar o sistema e observar o início da solidificação do naftaleno. Anotar a temperatura.

6 -    Pesar com exatidão 4 g de enxofre e anotar essa massa.

7 -    Retirar o tubo de ensaio do Becker e transferir o enxofre para seu interior, cuidando para que não se perca nada. Evitar deixar o enxofre nas paredes do tubo.

8 -    Voltar o tubo de ensaio para o sistema e aquecê-lo até a fusão do naftaleno contendo enxofre. No estado líquido temos uma solução cujo soluto é o enxofre e o solvente é o naftaleno. Essa solução é transparente.

9 -    Procurar fazer com que todo o enxofre caia no naftaleno.

10 -  Apagar o bico de Bunsen e deixar o sistema resfriar, agitando o conteúdo do tubo com freqüência.

11 -  Ao se iniciar a solidificação da solução naftaleno-enxofre anotar a temperatura.   Ô O bulbo do termômetro deve ficar imerso na solução.

12 -  Repetir o procedimento experimental, se necessário.