Faculdade de Campo Limpo Paulista

Relatório de Experimentos

Química Geral e Inorgânica Prática

Curso: Bacharelado em Farmácia

Professora: Luciana Bizeto

Nomes: RAs:

Bárbara Michele Gasques Casanti 15227

Elisama Ferreira dos Santos 15444

Pamela Martins de Oliveira 15445

Sueli Amorin de Jesus 15770

Floriza Angelita de Camargo Santos 15447

Junho 2012Laboratório 6

Evidencias de Transformação (reação) química

Objetivo

verificar algumas das principais evidencias de reação química através de transformações evidenciadas por nossos sentidos. Calcular o rendimento de uma reação química

Introdução

Para o estudo das transformações químicas utiliza o que chamamos de sistema químico Este é um conjunto de materiais montado adequadamente para que se realize através dele uma investigação cientifica, como a transformação de uma ou mais substancias em outra(s) substância(s).Nesse experimento o sistema químico é o tubo de ensaio com dois reagentes utilizados na reação. A descrição de um sistema antes da transformação recebe o nome de ESTADO INICIAL e a descrição após a transformação é chamada de ESTADO FINAL. Em uma transformação química os componentes finais (PRODUTOS).

Material

05 tubo de ensaio 01 estante para tubo de ensaio02 provetas de 10ml05 soluções denominadas A,B,C,D e EAparas de magnésio01 caneta para escrever em vidro

Procedimento experimental

1- Medimos 3 ml da solução A e observamos, numa proveta e transferimos para o tubo 1. marcamos o nive com a caneta. Marcamos o nível para todos os outros tubos de ensaio.2-medimos 3 ml da solução B, observamos em outra proveta. Adicionamos ao tubo onde esta o reagente A (tubo1). Marcamos o nível da mistura no tubo. Marcamos esse nível em todos os outros tubos de ensaio.3- Agitamos o tubo 1 (A+B) e observamos o que aconteceu. 4-Misturamos os seguintes pares de solução:

Tubo 2: adicionamos o reagente A ate a primeira marca e depois adicionamos o reagente C ate a segunda marca do tubo de ensaio.

Tubo 3: adicionamos o reagente A ate a primeira marca e depois adicionamos o reagente D ate a segunda marca do tubo de ensaio

Tubo 4: adicionamos o reagente A ate a primeira marca e depois adicionamos o reagente E ate a segunda marca do tubo de ensaio

Tubo 5: adicionamos o reagente A ate a primeira marca e depois adicionamos 2 pedacinhos de magnésio

Resultados

Simbolo Reagente

A H Cl 6M

B K2Cr2O7 0,3M

C Na2S 0,3M

D AgNO3 0,3M

E NaOH 6M

Sistema químico Estado inicial Estado final Diferença entre os estados inicial e

final

Tubo 1 A+B

A: solução aquosa incolor / B: solução aquosa laranja

Solução aquosa laranja

Formou um solução

Tubo 2 A+C

A: solução aquosa incolor /C: solução aquosa incolor

Solução aquosa amarelo palha

Meio oleoso, divisão de fases ate total solubilidade, odor

Tubo 3 A+D

A: solução aquosa incolor /D: solução aquosa incolor

Precipitado branco Sobrenadante branco leitoso

Tubo 4 A+E

A: solução aquosa incolor /E: solução aquosa incolor

Solução aquosa incolor

Reação exotérmica

Tubo 5 A+Mg

A: solução aquosa incolor /Mg: solido prata

Solução aquosa incolor

Houve reação exotérmica violenta

Analise dos dadosApós verificar que em todos os sistemas químicos estudados houve ocorrência de reação química, indicaremos as evidencias de ocorrência de reação para cada um deles na tabela abaixo.

Principais tipos de evidencia de ocorrência de reação química

Sistemas Químicos

Alteração de cor Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3

Alteração de temperatura Tubo 4 Tubo 5

Alteração de odor Tubo 2

Formação de precipitado Tubo 3

Desprendimento de gás Tubo 5

Laboratório 7

Água de cristalização o sulfeto de cobre II

Objetivos

Determinar experimentalmente o numero de moléculas de água na molécula de CuSO4.nH2O.

Introdução

Muitas substancias unem-se com água para formar compostos cristalinos secos.Estes compostos denominam-se hidratos e possuem composição definida.Cada um destes compostos contem um numero constante de moles de água combinados com 1 mol da substancia anidra.Neste experimento determinaremos o numero de moléculas que hidratam o sulfato de cobre (II). Os dados experimentais serão obtidos pela desidratação de uma amostra do sal hidratado, retirando-se a água e pesando o sal anidro restante.Em principio todas as reações químicas são reversíveis, alem disso, se uma reação que acontece em uma determinada direção é endotérmica, então a reação inversa sera exotérmica, e vice e versa.

A equação abaixo ilustra as mudanças químicas que ocorrem com o sulfato de cobre (II) hidratado. Com a evaporação da água o sal muda de azul para branco.

Calor + CuSO4.yH2O CuSO4+ y H2O

Material

Balança analíticaDessecadorEstufaCadinho de porcelanaPinça metálicaSulfato de cobre (II) hidratado

Procedimento

1- Pesamos um cadinho de porcelana limpo e previamente calcinado.2- Colocamos no cadinho 1,0g de sulfato de cobre(II) hidratado finamente pulverizado e pesamos novamente. A diferença entre as duas pesagens fornecera a massa do sal hidratado.3- Colocamos o cadinho com a substancia em uma estufa a 220ºC.4-Mantemos o cadinho na estufa ate que a substancia se tornou branca.Controlamos a temperatura para que o aquecimento não ultrapassasse 230ºC.5- Transferimos o cadinho com a pinça metálica para o dessecador.6- Deixamos esfriar ate a temperatura ambiente e pesar novamente.

7- Colocar o cadinho novamente na estufa por mais 10-15min.8- Transferimos novamente o cadinho para o dessecador e depois de resfriado pesar novamente.9- Como as massas da duas ultimas pesagens não ultrapassaram 0,01g consideramos a massa constate.10- Adicionamos cerca de 2ml de água ao sal desidratado (dentro do cadinho) para comprovar a reversibilidade da reação.

Resultados

Massas obtidas

Massa do cadinho vazio(g) 25,01

Massa do cadinho com o sulfato de cobre(II) hidratado (g)

26,012

1ª Pesagem (g) 25,73

2ª Pesagem(g) 25,73

Cálculos

Massa de CuSO4 final (g) 0,73

Numero de mol e CuSO4

n1=m/massa molarn1=0,725 / 159,61n1=4,54

Massa de água(g)=massa do sulfato de cobre inicial – massa do sulfato final

0,282

Numero de mol de H2O n2=m/massa molar

n2 = 0,282/18n2=0,016

Numero de moléculas de água em 1 mol de sulfato de cobre II 1 mol de CuSO4 → n1 de CuSO4

x moléculas de água → n2 de H2Ox=n2/n1= 3,52 moléculas de água

x= n2/n1

x= 0,016 / 4,54x=3,52

Laboratório 8

Indicadores

Objetivos

Familiariza-se com as propriedades químicas ,físicas e uso de indicadores.

Introdução

Os indicadores são substâncias capazes de alterar sua coloração conforme o meio em que estão presentes. Há vários indicadores que podem ser usados em diversas soluções mediante a faixa de pH (potencial hidrogeniônico) da amostra.Na aula prática de química geral inorgânica, realizada no laboratório da Faccamp, foram utilizados os indicadores: Fenolftaleína, Azul de bromotimol, alaranjado de metila, papel de tornassol e beterraba.

Tabela com a coloração dos indicadores

Indicador Meio Básico Meio Ácido

Fenolftaleína Vermelho ou Rosa Incolor

Azul de Bromotimol

Azul Amarelo

Beterraba Roxa Vermelho

Papel de Tornassol Azul Vermelho

Alaranjado de Metila

Amarelo Vermelho

Materiais

Preparação do indicador beterraba.Beterraba = Cortar pequenos pedaços de beterraba e triturá-los no almofariz, juntamente com 10 ml de água destilada. Após isso transferir a solução para um beker de 50 ml.Papel tornassol azul e rosa08 Tubos de ensaioEstante para tubos de ensaioBequer 50mlSolução de fenolftaleínaSolução de alaranjado de metilaSolução de hidroxido de sódio 1MSolução de hidróxido de amônio 1MSolução de acido clorídrico 1MSolução de acido sulfúrico 1MSolução de acido acético 1M

Indicadores e produtos domestico

Experimento 1

1-Em um tubo de ensaio coloque uma pitada de fermento biológico e 3 ml de água2-Em outro tubo, coloque um pitada de fermento químico e 3 ml de água3-Em cada tubo e ensaio acrescente algumas gotas do indicadores azul bromotimol.4-Repita o mesmo ensaio utilizando o indicador fenolftaleína, beterraba e alaranjado de metila.

Experimento 2

1-Em um tubo de ensaio coloque uma pitada de veja multi uso2-Em outro tubo, coloque um pitada de limpa-vidros.3- Em cada tubo e ensaio acrescente algumas gotas do indicadores azul bromotimol.4-Repita o mesmo ensaio utilizando o indicador fenolftaleína, beterraba e alaranjado de metila.

Experimento 3

1-Em um tubo de ensaio coloque uma pitada de refrigerante tipo soda.2-No tubo ensaio acrescente algumas gotas do indicadores azul bromotimol.3-Repita o mesmo ensaio utilizando o indicador fenolftaleína, beterraba e alaranjado de metila.

Experimento 4

1-Em um tubo de ensaio coloque uma pitada de vinagre branco.2-Em outro tubo, coloque um pitada de suco de limão3- Em cada tubo e ensaio acrescente algumas gotas do indicadores azul bromotimol.4-Repita o mesmo ensaio utilizando o indicador fenolftaleína, beterraba e alaranjado de metila.

TABELA RESUMO DAS COLORAÇOES DOS INDICADORES ACIDO-BASESolução Beterraba Caráter Azul de

BromotimolCaráter Fenolftaleína Caráter Alaranjado

de metilaCaráter

Fermento biológico

Rosa escuro

Acido Amarelo Acido Branco + Precipitado

Acido Laranja Acido

Fermento químico

Rosa claro

Acido Azul claro+ precipitado

Alcalino Branco + Precipitado

Acido Laranja + precipitado

Acido

Veja multiuso

Roxo claro

Neutro Azul escuro Alcalino Incolor/Magenta

Obs.1

Acido Laranja Acido

Limpa vidro

Vinho Acido Azul escuro Alcalino Azul claro Alcalino Laranja escuro

Acido

Soda Refri.

Vermelho Acido Amarelo Acido Branco Acido Vermelho Acido

Vinagre Vermelho Acido Amarelo Acido Incolor Acido Vermelho Obs.2

Acido

Suco de Vinho Acido Amarelo Acido Branco Acido Vermelho Acido

Limão

Obs.1= a amostra apresentou-se heterogênea com duas fases de cores distintas, incolor a magenta respectiva.

Obs.2= as soluções apresentaram um aspecto meio turvo após o indicador acido base

Caráter das soluçõesAmostra Acido Base

Fermento biológico XFermento químico X

Veja multiuso XLimpa vidro X

Soda refrigerante XÁgua tônica X

Vinagre XSuco de limão X

Comportamento de indicadores frente a ácidos e bases.

Experimento

1- Numeramos 6 tubos de ensaio e colocá-los na estante para tubos.2-Adicionamos cerca de 2 ml de cada uma das soluções de acordo com a ordem da tabela.3-Mergulhamos a ponta de um papel de tornassol azul nos tubos 1 e 2. 4-Mergulhamos a ponta de um papel de tornassol rosa nos tubos 1 e 2.5-Colocamos 4 gotas dos respectivos indicadores nos tubos 3,4 e 5.

Tabela: Comportamento de indicadores frente a ácidos e bases.

Tubos Solução Indicador Cor observada

1 NaOH(hidróxido de

sódio)

Papel Tornassol Rosa Roxo

Papel Tornassol Azul Azul

2 Hcl(acido clorídrico)

Papel Tornassol Rosa Rosa

Papel Tornassol Azul Rosa

3 CH3COOH(acido acético)

Alaranjado de Metila Vermelho

4 NH4OH(hidróxido de

amônio)

Alaranjado de Metila Laranja

5 H2SO4(acido sulfúrico)

Fenolftaleína Branco

6 NaOH(hidróxido de

sódio)

Fenolftaleína Rosa Escuro

papel tornassol azul identifica ácidos papel tornassol rosa identifica bases.

Laboratório 9

Força os ácidos

Objetivos

Familiariza-se com as propriedades dos ácidos

Introdução

Segundo Brönsted, temos a seguinte definição: “Força de um ácido é a intensidade com que fornece o próton. O ácido forte fornece próton com mais facilidade.”

A força dos ácidos é medida pelo grau de ionização. Os ácidos são divididos entre forte e fraco, por exemplo: HCl é um ácido forte e é um eletrólito forte e H3C – COOH é ácido fraco e é um eletrólito fraco.

Materiais

05 tubos de ensaioEstante para tubos de ensaioSolução de acido clorídrico 1MSolução de acido fosfórico 1MSolução de acido sulfúrico 1MSolução de acido etanoico 1MSolução de acido oxálico 1MBaloes de borracha de festaMagnésio em fitaPapel toalha

Experimento

1- Numeramos 5 tubos de ensaio.2- Colocamos 6 ml de cada acido abaixo.3-Em cada um dos tubos colocamos 15 cm de fita de magnésio (dobrada e embrulhada em um pequeno pedaço de papel toalha).4- Colocamos, rapidamente, um balão de borracha na boca de cada tubo de ensaio. Amaciamos o balão previamente.5-Agitamos o tubo de ensaio ate que o magnésio começou a reagir com o acido.6- Marcamos o tempo, observando as alturas dos baloes nos respectivos tempos ate o termino da reação.

Tubo Aci dos Tempo Observações

1 Hcl(Acido

Clorídrico)

9 minutos e 20 segundos

Reagiu rapidamente, reação prolongada. Reaçao exotérmica

Acido Forte

2 H3PO4

(Acido fosfórico)

2 minutos e 23 segundos

Reação exotérmica Acido Semi-Forte

3 H2 SO4

(Acido Sulfúrico )

6 minutos e 30 segundos

Reação exotérmica Acido Forte

4 CH3COOH(acido etanoico)

22 minutos e 50 segundos

Demorou mais para iniciar a reação

Acido Fraco

5 H2C2O4

(acido oxálico)

9 minutos e 25 segundos

Reação exotérmica Acido Forte

Reações:

HCL + Mg → Mg²+(Cl2) + ↑ H2 = Cl Mg H (cloreto de magnésio)

H3PO4 + Mg → Mg²+(PO³4)2 + ↑ H2 =Mg3(PO4)2 (fosfato de magnésio)

H2SO4 + Mg → Mg²+(SO4)2 + ↑ H2 = MgSO4 (sulfato de magnésio)

CH3COOH + Mg →Mg²+(H3CCOO)2 + ↑ H2 = Mg(CH3COO)2 (acetato de magnésio)

H2C2O4 + Mg → Mg(C2O4) + ↑ H2 = Mg(C2O4) (Oxalato de Magnésio)

Conclusão e ResultadosConcluímos que o Mg (magnésio) em seu estado solido é utilizado para a determinação da Força dos ácidos pois o mesmo esta na forma metálica e é reativo.Em todo os tubos de ensaio ouve reação exotérmica, liberação de calor.