Roteiros de Práticas EAD PDF

UNIVERSIDADE DO ESTADO DA BAHIA – UNEB AUTORIZAÇÃO: DECRETO Nº92937/86, DOU 18.07.86 – RECONHECIMENTO: PORTARIA Nº909/95, DOU 01.08.95

COORDENAÇÃO DA UNIVERSIDADE ABERTA DO BRASIL DA UNEB

PORTARIA N.º 0264/2009, PUBLICADA NO D.O.E. DE 07 e 08/02/2009

ROTEIRO Nº 01 - QUÍMICA INORGÂNICA I

REAÇÕES QUÍMICAS E FATORES QUE AS INFLUENCIAM

Profª Cleide Riccio

Núcleo de Educação a Distância – NEAD /

EXPERIÊNCIA NO 01 – REAÇÃO QUÍMICA E FATORES QUE AS INFLUENCIAM

PÓLO____________DATA DO EXPERIMENTO __/__/__

ALUNOS______________________/____________________/_____________

OBJETIVOS:

Através deste experimento o aluno firmará os seus conhecimentos teóricos.

a) Caracterizar as evidências e prever as ocorrências de reações químicas;

b) Realizar reações químicas diversas, equacioná-las e classificá-las;

c) Determinar os agentes oxidante e redutor nas reações de oxirredução;

d) Diferenciar os meios ácido e básico fazendo uso de papel de tornassol.

e) Identificar gases pelo seu cheiro característico.

f) Distinguir processos endotérmicos dos exotérmicos;

g) Verificar a influência de alguns fatores na velocidade de reações químicas.

INTRODUÇÃO TEÓRICA: Os fenômenos são transformações sofridas pela matéria e

podem ser divididos em físicos e químicos. É sabido que a Química é a ciência da

transformação onde as substâncias se transformam em outras, isto é, sofrem reações químicas

e são representadas por meio de equações químicas devidamente balanceadas onde:




REAGENTES PRODUTOS

(um ou mais) (um ou mais)

Essa seta indica transformação

Acima ou abaixo da seta indicam-se as condições de ocorrência da reação com as simbologias:

= calor; = luz; ; cat = catalisador; aq = meio aquoso;

Se ocorrer formação de um precipitado = ou (s)

Se ocorrer desprendimento gasoso =

Se for reação reversível = duas setas em sentidos contrários

Quando necessário especifica-se a temperatura e a pressão.

A representação gráfica e abreviada de uma reação química pode ser pela equação

química geral ou, quando envolver íons, por uma equação iônica e iônica líquida ou

simplificada.

REAÇÃO: nitrato de chumbo II (aq) reage com cloreto de sódio (aq) resultando em

cloreto de chumbo II (s) e nitrato de sódio (aq).

Equação geral: Pb (NO3)2 + 2 NaCl PbCl2 + 2NaNO3

Equação iônica: Pb2+. 2NO3- + 2Na+. 2Cl- PbCl2 (s) + 2Na+.2NO3

-

Equação iônica líquida (ou simplificada): Pb2+ + 2Cl- PbCl2 (s)

Note que neste caso inclui apenas as espécies químicas que estão envolvidas diretamente (ou

efetivamente) na reação.

As reações estão classificadas segundo alguns critérios como:

= eletricidade




I .Quanto ao calor envolvido: endotérmicas e exotérmicas.

II. Quanto à velocidade da reação: rápidas e lentas

III.Quanto à reversibilidade: reversíveis e irreversíveis.

IV.Quanto ao estado físico de reagentes e produtos: homogêneas e heterogêneas.

V.Quanto à variação de complexidade (tipos de reações): adição ou síntese (total e parcial),

decomposição ou análise, deslocamento, dupla troca (de neutralização, de precipitação, com

formação de substância volátil, com formação de ácido ou base fraca) e oxirredução.

Algumas REAÇÕES DE DECOMPOSIÇÃO recebem nomes especiais – pirólise ou calcinação

(por ação do calor), fotólise (por ação da luz), eletrólise (por ação da eletricidade).

A reação de hidrólise salina é a reação da água com os cátions/ou ânions fracos do sal gerando

íons H+

(aq) e/ou OH-(aq). Pode-se, a partir daí, prever qualitativamente o pH da solução aquosa do

sal. Assim, temos a hidrólise salina do nitrato de zinco (sal de ácido forte e base fraca):

Eq. Geral: Zn(NO3)2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2HNO3

Eq. iônica: Zn2+

. 2NO3- + 2H2O

Zn(OH)2 + 2H

+. 2NO3

-

Eq. Iônica simplificada: Zn2+

+ 2H2O Zn(OH)2+2H

+ (sol. resultante: ácida)

A velocidade de uma reação é determinada com base no tempo que se leva para o consumo dos

reagentes e/ou na formação dos produtos como superfície de contato (quanto maior mais rápida

será a reação), energia luminosa (provoca ou favorece a reação), catalisador (acelera a

velocidade da reação), temperatura (aumento o número de choques) etc.




MATERIAL

VIDRARIAS E ACESSÓRIOS REAGENTES

Béquer de 25 ml (02) /100 ou 150 mL (01) Mármore em pó e em pequenos pedaços

Pipetas graduadas de 5 mL - 05 Sol. 1 mol/l de hidróxido de sódio

Proveta de 5ml/10 ml - 03 Sol. 1 mol/l, 6 mol/L de ácido Sulfúrico

Erlenmeyer de 125 ou 250 ml - 01 Sol. 1 mol/l de nitrato de prata

Tubo de ensaio - 15 Sol. 2,0 mol/l de cloreto de amônio

Estante para tubos de ensaio Sol. a 20% m/v de cloreto de ferro III

Pinça de madeira Sol. 0,1 mol/l de nitrato de chumbo II

Bastão de vidro - 02 Sol. 1 mol/l de cromato de potássio

Espátula - 01 Sol. 0,1 mol/l de permanganato de potássio

Conta-gotas - 05 Sol. 0,1 mol/l de Dicromato de potássio

Termômetro - 02 Álcool Etílico PA

Papel de tornassol vermelho

Papel de tornassol azul

Papel de filtro qualitativo

Lamparina

Fósforo

OBSERVAÇÕES: ANOTE TUDO O QUE VOCÊ OBSERVAR.

Para todos os experimentos verifique se ocorre variação de temperatura e qualquer mudança

na mistura.

ATENÇÃO: Não manuseie nenhuma substância diretamente com as mãos e lave-as sempre

ao término da prática.

Não coloque o nariz diretamente na boca de recipientes em que haja desprendimento

gasoso e, sim, abane levemente para sentir leves odores.

Não misture os materiais dos tubos ao terminar a prática.

Não descarte na pia os resíduos gerados nas práticas

Utilize bombonas apropriadas para descartes.

Durante as práticas faça uso dos EPI’S (Jaleco, luvas e sapato de couro)




PROCEDIMENTO

PARTE A.

1) Num tubo de ensaio colocar uma pequena porção de mármore em pó ( 0,4 g) e acrescentar

4 ml de ácido Sulfúrico 6 mol/l. Colocar imediatamente uma tira de papel de tornassol azul

molhado com água na boca do tubo. Abanar a boca do tubo e sentir o odor. Repetir o

procedimento com um pedaço de mármore. Verificar qual das reações ocorreu mais rapidamente.

2) Num tubo de ensaio colocar 2 ml da solução de Cloreto de Amônio 2 mol/l e 2 ml de solução

de Hidróxido de Sódio 1 mol/l. Colocar imediatamente uma tira de papel de tornassol azul

vermelho molhado com água na boca do tubo. Abanar a boca do tubo e sentir o odor. Se

necessário,

aquecer o tubo em banho-maria.

2.1) Ao tubo anterior adicionar 1 ml de nitrato de prata 1 mol/l.

2.2) Dividir o conteúdo do tubo em 2.1 em dois tubos de ensaio. Deixar um no escuro

(dentro de um armário) e o outro colocar à luz do sol por 15 minutos.




PARTE B

3) Num tubo de ensaio colocar 1 ml de sol. de nitrato de chumbo II 1 mol/l e 1 ml de sol. de

cromato de potássio 1 mol/l .Observe o que acontece.

4) Num tubo de ensaio colocar 1 ml de solução de Hidróxido de Sódio 1mol/l e 1ml de solução.

de Ácido Sulfúrico 1 mol/l.

PARTE C

5) Num tubo de ensaio colocar 1 ml de solução de Permanganato de Potássio 0,1 mol/l e 1 ml

de solução de ácido Sulfúrico 6 mol/l.

6) Colocar 5 ml de solução de Dicromato de potássio 1 mol/l e 5 ml de Ácido Sulfúrico 1 mol/l

em um erlenmeyer. Adicionar 5 ml de Álcool Etílico e aquecer cuidadosamente. Observar.

Retirar do aquecimento e abanar a boca do tubo de forma a sentir leves odores.

PARTE D

7) Tomar dois béqueres de 50 ml, colocar em cada um deles 10 ml de água destilada e




7) Tomar 2 beckeres de 25 ml, aquecer um deles até fervura. Acrescentar a cada um 10 gotas de

sol. a 20% m/v de cloreto de ferro III.Observar e anotar.

ÁGUA FRIA ÁGUA QUENTE

QUESTIONÁRIO

1) Quais foram as evidências de que ocorreu algum fenômeno?

2) O que se faz minimamente necessário para duas substâncias reagirem?

3) É possível se visualizar a ocorrência de uma reação química por 4 maneiras. Cite-as. E quando

isto não é possível, como saber se a reação ocorre?

4) Na PARTE D houve reação ao se adicionar a solução salina na água fria? Por quê? E na água

quente? Escreva a equação química da reação que ocorreu na forma geral, iônica e iônica líquida (ou

simplificada). A partir daí conclua: o meio resultante é ácido, básico ou neutro? Por quê? É possível

chegar a essa conclusão sem utilizar o mecanismo da reação que você efetuou (chegando à equação

simplificada)? Explique.

5)Quais fatores você citaria como relevantes nas velocidades da reações químicas aqui realizadas?

Exemplifique-as.

6) A reação 6 realizada na PARTE C refere-se ao chamado bafômetro. Explique como ele funciona.

7)Equacione (devidamente balanceadas) todas as reações envolvidas nos experimentos.Classifique-as

quanto à variação de complexidade. Determine os agentes oxidante e redutor daquelas que forem de

oxirredução. Qual você verificou serem endotérmicas e exotérmicas?

REFERÊNCIAS

Módulo da disciplina.

RUSSELL, JB. Química Geral 2. Editora McGraw-Hill Ltda.: São Paulo, 1982. http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp06.htm




ROTEIRO Nº 02 - QUÍMICA INORGÂNICA I

CARACTERIZAÇÃO DAS FUNÇÕES QUÍMICAS


EXPERIÊNCIA NO 02 – Caracterização das funções Químicas


ALUNOS______________________/____________________/______________

INDICADORES ÁCIDO-BASE / FORÇA DOS ÁCIDOS

OBJETIVOS:

Identificar o caráter ácido ou básico de alguns reagentes; analisar o caráter ácido/base de

alguns materiais de uso comercial; observar o comportamento de alguns indicadores em

relação aos meios ácido, básico e neutro, verificar e analisar o valor de pH de algumas

soluções; através do uso de indicadores, mostrar uma viragem, usando substância volátil;

descrever operacionalmente o que se entende por força de um ácido; interpretar a reação dos

ácidos com o magnésio; relacionar com os graus de ionização a força dos ácidos em reação

com o magnésio.




INTRODUÇÃO TEÓRICA: INDICADORES ÁCIDO-BASE / FORÇA DOS ÁCIDOS

Pode-se dizer que os ácidos e as bases são substâncias que apresentam caracteres

opostos ao se observar as suas propriedades funcionais; já os óxidos (e os sais) podem

apresentar caráter ácido ou básico dependendo dos seus elementos constituintes.

Esta acidez ou basicidade pode ser identificada por meio da mudança de cor de certas

substâncias denominadas indicadores ácido-base que são substâncias, em geral orgânicas,

fracamente ácidas ou fracamente básicas, que se ionizam (ou se dissociam) no meio

apresentando uma coloração quando não-ionizada e outra coloração quando ionizada, isto é,

mudam gradualmente de cor em diferentes valores de pH.

Esquema básico: HInd + OH- Ind

- + H2O (para um indicador ácido)

Cor A Cor B

Ind OH + H+ Ind

+ + H2O (para um indicador básico)

Cor C Cor D

Normalmente, a medida do pH de uma solução aquosa pode ser feita com o auxílio de um

peagâmetro – aparelho que mede a condutividade elétrica da solução e que possui uma escala

graduada em valores de pH - ou de um indicador ácido-base (soluções e pequenas tiras de papel

embebida num indicador ou numa mistura de indicadores).

O papel indicador universal ou papel de pH é uma tira de papel embebida em misturas de

diversos indicadores cuja cor varia gradativamente, e possui uma escala numérica para valorar A

acidez ou basicidade de uma solução (ou um material), cujos valores vão de zero até 14 e o valor

médio (pH = 7) indica um meio neutro. Assim temos:

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Aumento da acidez aumento da basicidade




Entre os diversos indicadores pode-se citar além do papel indicador universal, papel de

tornassol (vermelho e azul), soluções de fenolftaleína, alaranjado de metila (Metilorange),

azul de Bromotimol, vermelho de metila, vermelho neutro, Timolftaleína, negro de

eriocromo, etc. Várias substâncias e soluções podem ser analisadas por esse método, desde

que sua coloração não interfira na do indicador (quando em solução).

A força dos ácidos é determinada por sua capacidade de se ionizar em solução aquosa.

Isso depende, entre outras coisas, do grau de ionização da ligação entre o átomo de hidrogênio

e o restante da molécula. Diz-se que um ácido é forte quando mais de 50% está ionizado, isto

é, se ioniza quase que totalmente quando dissolvidos em água; quando se ioniza entre 5% e

50% é considerado moderado ou médio; quando se ioniza abaixo de 5% é considerado fraco,

isto é, sua ionização é mínima.

ATENÇÃO:

- Não manuseie nenhuma substância diretamente com as mãos e lave-as sempre ao término

da prática.

- Não coloque o nariz diretamente na boca de recipientes em que haja desprendimento gasoso

e, sim, abane levemente para sentir leves odores.

- Não misture os materiais dos tubos ao terminar a prática.

- Não descarte na pia os resíduos gerados nas práticas , utilize bombonas apropriadas para

descartes.





MATERIAIS:

VIDRARIAS E ACESSÓRIOS REAGENTES

Vidro de relógio Vinagre comercial

Tubos de ensaio - 05 Magnésio em raspas

Pipeta de 2 ou 5 mL - 02 Solução 1 mol/l de ácido sulfúrico

Proveta de 25 mL ou 50 mL - 05 Solução 1 mol/l de cloreto de sódio, 1 mol/l de cloreto

de amônio, 1 mol/l de bicarbonato de sódio, 1 mol/l de

cloreto de Potássio

Erlenmeyer de 125 mL - 03 Solução 0,1 mols/l de hidróxido de sódio

Bastão de vidro Creme dental branco

Folhas de papel ofício Fenolftaleína 0,5% alcoólico ; Metilorange 0,1%

Fita adesiva Azul de Bromotimol 0,04% alcóolico

Piscete - 01 Sabão líquido

Bolas de borracha (Bexiga)- 03 Vinagre, água sanitária, refrigerante incolor.

Conta-gotas – 05 Papéis de tornassol azul e vermelho,

Funil de vidro (pequeno) Papel indicador universal (papel de pH)

Papel de filtro, Lacto-purga,

Béquer de 50 mL e de 100 mL –

01 de cada




PROCEDIMENTO

PARTE A : FORÇA DOS ÁCIDOS

1)Tome três erlenmeyer de 50 ml, rotule com o nome do ácido abaixo e coloque dentro de cada

frasco 10 ml do ácido indicado na TABELA A - Ácido Sulfúrico, Ácido Acético e Ácido

Nítrico.

2)Infle, moderadamente, 3 balões de borracha. Repita a operação três vezes, para tornar os

balões menos resistentes. Feito isso, deixe os balões vazios.

3) Pese três porções de magnésio, cada uma com aproximadamente 0,3 g. ou uma pequena

porção na ponta da espátula, envolva cada porção num papel de filtro, frouxamente..

4) Deixe cair dentro do frasco o “pacotinho” de magnésio, prenda imediatamente o balão na

boca do erlenmeyer e prenda firmemente com uma fita adesiva ou um atilho. Cuide para que

não haja escapamento de gás.

5) Agite um pouco os frascos para que o magnésio entre em contato com o ácido.

6) Anote o que se observa.

7) Faça observações da altura do balão de borracha, em cada um dos tempos indicados na

TABELA A.

8) Enquanto espera a passagem do tempo realize os experimentos abaixo.




PARTE B: ACIDEZ E BASICIDADE DO H2SO4 E NAOH ATRAVÉS DE

INDICADORES

Proceder conforme descrito abaixo e anotar suas observações na TABELA B.

1) Em 5 vidros de relógios colocar 3 gotas de H2SO4 1 mol/l e 1 a 2 gotas da solução

indicadora anotada na TABELA B. Duas das porções utilizar para fazer testes com os papéis

de tornassol. Observar as cores. Com o papel indicador universal determinar o valor de pH de

cada solução e anotar.

2) Em cinco vidros de relógio colocar 3 gotas de NaOH 1 mol/l e 1 a 2 gotas da solução

indicadora anotada na TABELA B. Duas das porções utilizar para fazer testes com os papéis

de tornassol. Observar as cores. Com o papel indicador universal determinar o valor de pH de

cada solução e anotar.

3) Reservar para uso como comparativo para os experimentos seguintes.

PARTE C: ACIDEZ E BASICIDADE DE ALGUNS PRODUTOS COMERCIAIS

Será dividido por equipe sendo que, deve ser mostrado às outras equipes os resultados

obtidos, para que completem a TABELA C.

PARTE D: “SANGUE DO DIABO”

1) Com o auxílio do bastão de vidro, triture o comprimido de lacto-purga no béquer.

2) Acrescente 20 ml de água e agite o sistema.

3)Filtre o sistema, recolhendo a solução resultante no erlenmeyer.

4)Adicione 2 gotas de hidróxido de amônio P.A. à solução no erlenmeyer e observe.

5) Borrife com um conta gotas, em um pedaço de pano ou papel algumas gotas de solução

preparada.

Deixe o Sistema em repouso e observe. Anote.




PARTE E: TESTANDO A ACIDEZ / BASICIDADE DE SOLUÇÕES SALINAS

1) Coloque em vidro de relógio 1 ml de cada solução citada na TABELA E.

2) Determine o pH de cada solução.

3) Adicione uma a duas gotas de vermelho de metila na mistura. Anote a cor.

PARTE F: TESTANDO O CREME DENTAL

1) Colocar 50 ml de água destilada em um béquer e acrescentar a medida de 1 espátula de

creme dental. Agitar bem, até dissolver.

2) A seguir, dispor 4 béqueres em fila e colocar, em cada um, aproximadamente, 10 ml da

solução de creme dental preparada.

3) Acrescentar 3 a 5 gotas de azul de bromotimol em cada béquer e anotar a cor da solução

obtida.

4) No primeiro béquer, gotejar (ir contando o número de gotas adicionadas) ácido Sulfúrico até

ocorrer uma mudança permanente na cor da solução. Anotar as cores observadas e o número de

gotas na TABELA D.

5) Proceder da mesma maneira nos outros béqueres substituindo o ácido sulfúrico por vinagre,

refrigerante contando sempre o número de gotas adicionadas para uma mudança permanente de

cor.




FICHA DE RESULTADOS

TABELA A – FORÇA DOS ÁCIDOS

ÁCIDOS

H2SO4

HNO3

CH3COOH TEMPO

1 minuto

3 minutos

6 minutos

10 minutos

20 minutos

CONCLUSÃO:_______________________________________________________

_________________________________________________________________

_________________________________________________________________

_________________________________________________________________

TABELA B - ACIDEZ E BASICIDADE DO H2SO4 E NAOH ATRAVÉS DE

INDICADORES

INDICADOR COR PRÀTICA TEÓRICA (pesquisar)

Meio ácido Meio básico Meio ácido Meio básico

Fenolftaleína

Metilorange

Azul de bromotimol

Tornassol azul

Tornassol Vermelho




CONCLUSÂO: TABELA B

___________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________

TABELA C - ACIDEZ E BASICIDADE DE ALGUNS PRODUTOS COMERCIAIS

PRODUTO

COMERCIAL

COR DO

PRODU

TO

INDICADORES

Fenolftaleína Azul de

Bromotimol

Metilorange Papel de

tornassol

pH

Verm. azul

Vinagre

Água

sanitária

Água da

torneira

Sabão

Liquido

Refrigerante

Conclusão:_____________________________________________________________

______________________________________________________________________

______________________________________________________________________

______________________________________________________________________




TABELA D - TESTANDO O CREME DENTAL

BÉQUER

Cor c/ azul de

bromotimol

Ácido

Sulfúrico

Vinagre Refrigerante

cor gotas cor gotas cor gotas

01 -------- -------- -------- --------

02 -------- -------- -------- --------

03 -------- -------- -------- --------

CONCLUSÃO:________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

TABELA E – TESTANDO A ACIDEZ/BASICIDADE DE SOLUÇÕES SALINAS

CONCLUSÃO:______________________________________________________________

___________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________

SOLUÇÃO NaCl NH4Cl KCl NaHCO3

pH




QUESTIONÁRIO

1)Ordene os três ácidos usados, de acordo com a força deles na reação com o magnésio. Explique

essa ordem de acordo com a teoria de Bronsted-Lowry.

2)Em química, a força dos ácidos depende do grau de ionização. Para os ácidos usados nesta

experiência, os graus de ionização são, respectivamente, H2SO4 (0,64), Vinagre (0,013), Você

observa alguma relação entre estes valores e a intensidade das reações dos ácidos com o magnésio

Comente.

3) Qual o principal componente de cada produto comercial abaixo (nome e fórmula) ou que serviu

como referencial para o experimento realizado:

a) vinagre; b) água sanitária; c) amoníaco; d) suco de limão e) sabão em pedra; f) leite de magnésia.

g) sal de frutas h) refrigerante; i) antiferrugem.

4)Quando lavamos uma roupa com água sanitária a mão fica lisa e escorregadia. Dos produtos

comerciais trabalhados (PARTE C) quais você escolheria para neutralizar o efeito desse produto em

sua mão Por quê

5)Qual é o principal ácido que garante a acidez ao estômago Qual é o pH atingido Dos produtos

comerciais trabalhados (PARTE C) quais você escolheria para combater a acidez excessiva Por

quê

6)Por que a lacto-purga foi usada no experimento (PARTE D)

7)Na PARTE F qual dos materiais teve que ser adicionado em maior quantidade para causar as

mudanças de cor E qual em menor quantidade Por quê

8)As soluções salinas, afinal, são neutras Explique e exemplifique.

9)Defina zona ou faixa de viragem de um indicador. Quais os 2 requisitos desejáveis para os

indicadores ácido-base Identifique 2 indicadores ácidos e dois básicos.

10)Como se faz a medida de pH de uma solução

11)A alteração de cor da fenolftaleína, de incolor para rosa, deve-se a um aumento ou redução de

pH Explique.




12) Ao se dissolver o creme dental branco em água ocorreu uma reação química do seu

componente NaHCO3. Escreva a equação devidamente balanceada. O meio resultante apresenta

pH maior, menor ou igual a sete Justifique.

TABELA – INDICADORES

REFERÊNCIAS






ROTEIRO Nº 03 - QÚIMICA GERAL II

CINÉTICA QUÍMICA – EFEITO DA TEMPERATURA


EXPERIÊNCIA NO 03 –Cinética Química Efeito da temperatura


ALUNOS______________________/____________________/______________

Professor(a): Viviana Maria da Silva Rocha

1. OBJETIVOS

Verificar a influência da temperatura sobre a velocidade de uma reação.

Relacionar o efeito da temperatura com os pressupostos da teoria das colisões.

2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

A cinética química fornece informações de grande importância sobre como

moléculas, átomos ou íons interagem uns com os outros O ideal seria seguir cada partícula ao

longo de uma reação e, enquanto técnicas mais sofisticadas são otimizadas, podemos usar

outras, mais simples, como observar a formação de produtos, ou o desaparecimento de

reagentes, durante um intervalo de tempo.




De um modo geral é possível afirmar que a velocidade de uma reação aumenta com a

temperatura, entretanto, este aumento varia muito de reação para reação. A dependência entre

a velocidade de uma reação e a temperatura foi descoberta por Arrhenius, em 1889 e é

conhecida como equação de Arrhenius:

No qual, A é o fator de frequência, R, a constante dos gases ideais e T, temperatura absoluta.

A Equação de Arrhenius relaciona a velocidade de reação com a temperatura através da

Energia de Ativação, que corresponde à quantidade mínima de energia necessária para iniciar

uma reação química.

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. (Lembrem da Vídeo Aula).

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.




Se a energia de ativação for elevada, a velocidade de reação é muito sensível à variação de

temperatura, por exemplo, as reações em fase gasosa, que só ocorrem a temperaturas

elevadas. Em contrapartida, as reações que ocorrem nos seres vivos e as reações enzimáticas,

necessitam de baixa energia de ativação e são possíveis à temperatura ambiente.

ATENÇÃO




Não descarte na pia os resíduos gerados nas práticas, utilize bombonas apropriadas para

descartes.

Durante as práticas faça uso dos EPI’S (Jaleco, luvas e sapato de couro).

EQUIPAMENTOS

Placa de aquecimento Geladeira

VIDRARIAS

3 béqueres 100 ml

REAGENTES

3 comprimidos efervescentes (preferencialmente vitamina C)

PROCEDIMENTO

1. Separe 3 béqueres e numere-os de 1 a 3;

2. No béquer 1 coloque 100 ml de água gelada;

3. No béquer 2 coloque 100 ml de água à temperatura ambiente;

4. No béquer 1 coloque 100 ml de água quente;

5. Adicione, simultaneamente aos três béqueres, um comprimido efervescente;

6. Observe e anote o que acontece em cada sistema.




DADOS E RESULTADOS

Relatar o que foi observado na prática e discutir os resultados obtidos de acordo com os

princípios teóricos envolvidos.

QUESTIONÁRIO

1. Explique como a temperatura altera o comportamento das espécies no sistema reacional?

2. Justifique como um aumento de 10⁰C na temperatura pode duplicar a velocidade de uma reação,

sendo que este acréscimo aumenta a freqüência de colisões em apenas 2%.

3. Por que a panela de pressão diminui o tempo de cozimento dos alimentos?

REFERÊNCIAS






ROTEIRO N° 4 - CINÉTICA QUÍMICA – EFEITO DO CATALISADOR

Professor(a): Viviana Maria da Silva Rocha


EXPERIÊNCIA NO 04 –Cinética Química Efeito Do Catalisador


ALUNOS______________________/____________________/______________

1.OBJETIVOS

Verificar a influência de um catalisador sobre a decomposição do peróxido de hidrogênio.

Correlacionar este efeito a práticas do cotidiano.

2.FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

À medida que uma reação química se processa as concentrações das espécies presentes no

meio reacional são alteradas. Assim, com o passar do tempo, enquanto a concentração dos

reagentes diminui, a dos produtos aumenta. A partir da variação da concentração das espécies

presentes no meio reacional, é possível calcular a velocidade com que a reação ocorre. A

velocidade das reações é objeto de estudo da cinética química e sofre influência de fatores

como temperatura, presença de um catalisador, superfície de contato e concentração de

reagentes.




Os catalisadores são espécies que alteram a velocidade de uma reação química sem serem

consumidos durante o processo. Catalisadores são amplamente empregados em processos

industriais mas também atuam em reações metabólicas do organismo. As enzimas são os

principais catalisadores biológicos.

ATENÇÃO:


da prática.





descartes.


VIDRARIAS

3 béqueres 100 ml

REAGENTES

Peróxido de hidrogênio (água oxigenada 10 volumes)

Fermento biológico fresco

Batata inglesa

.PROCEDIMENTO

Numere os 3 béqueres

Adicione 30 ml de peróxido de hidrogênio em cada um dos béqueres;

No béquer 2 acrescente aproximadamente 2 g (1 colher de chá) de fermento biológico fresco;

No béquer 3 Adicione pequenos pedaços de batata;

Observar e anotar o que acontece nos 3 béqueres.




4.DADOS E RESULTADOS

Relatar o que foi observado na prática, bem como discutir os resultados obtidos.

5. QUESTIONÁRIO

1. Qual a diferença entre fermento químico e fermento biológico?

2. A velocidade da reação é a mesma nos três béqueres? Justifique.

3. Quais espécies catalisam a reação no béquer contendo fermento e batata?

4. Por que é comum utilizar água oxigenada na limpeza de feridas?

5. A reação química que ocorreu no experimento é a mesma que ocorre na limpeza de feridas

com água oxigenada. Escreva a equação química desta reação.

6. Explique de que forma o catalisador altera a velocidade de uma reação química.

6.REFERÊNCIAS


Braathen, P. C. et al. Entalpia de decomposição do peróxido de hidrogênio

. Disponível em <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc29/10-EEQ-6106.pdf> acesso em

24/07/2010.

RUSSELL, JB. Química Geral. Editora McGraw-Hill Ltda.: São Paulo, 1982.

http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc29/10-EEQ-6106.pdf




ROTEIRO Nº 5 - CINÉTICA QUÍMICA – SUPERFÍCIE DE CONTATO


EXPERIÊNCIA NO 05 –Cinética Química Efeito DA SUPERFICIE DE CONTATO

Catalisador


ALUNOS______________________/____________________/______________

Profª Viviana Maria da Silva Rocha

1.OBJETIVOS

Verificar como a superfície de contato dos reagentes altera a velocidade de uma reação.

2.FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes, podendo ser alteradas por

modificação de algumas características dos reagentes e/ou produtos. A velocidade de uma

reação depende, entre outros fatores, das propriedades químicas, da temperatura e da

concentração dos reagentes e produtos. Quando numa reação química um dos reagentes se

encontra no estado sólido, o tamanho das partículas é um dos fatores que controla a

velocidade da reação. Como as partículas pequenas apresentam uma área maior do que uma

partícula grande, considerando a mesma massa, a diminuição do tamanho da partícula

aumenta a superfície de contato e, consequentemente, a velocidade da reação. Por exemplo, é

mais fácil atear fogo em pequenos pedaços de papel que em pedaços grandes.




ATENÇÃO:


da prática.





descartes.


VIDRARIAS

2 béqueres 100 ml

REAGENTES

2 comprimidos efervescentes (preferencialmente vitamina C)

MATERIAIS DIVERSOS

Grau de Porcelana e Pistilo

PROCEDIMENTO

1.Numere dois béqueres;

2.Coloque 100 ml de água no béquer 1 e no béquer 2;

3.Triture um dos comprimidos efervescentes com o auxílio de um pistilo;

4.Adicione, simultaneamente, o comprimido triturado no béquer 1 e o comprimido inteiro no

béquer 2.

Observe e anote o que acontece em ambos os béqueres.




DADOS E RESULTADOS

Relatar o que foi observado na prática, discutindo os resultados obtidos de acordo com os

princípios teóricos envolvidos.

5.QUESTÕES

1. O que acontece quando trituramos um dos comprimidos efervescentes?

2. De que forma a trituração influencia na velocidade do processo?

3. Explique detalhadamente a forma como a superfície de contato promove uma alteração na

velocidade das reações.

4. De que forma a superfície de contato afeta o tempo de cozimento dos alimentos?

6.REFERÊNCIAS


RUSSELL, JB. Química Geral 2. Editora McGraw-Hill Ltda.: São Paulo, 1982.




ROTEIRO N º 6 - INORGÃNICA II

DENSIDADE COMO PROPRIEDADE CARACTERÍSTICA


EXPERIÊNCIA NO 06 –Densidade como propriedade característica


ALUNOS______________________/____________________/______________

INTRODUÇÃO

As propriedades dos materiais são agrupadas em químicas e físicas. As propriedades químicas descrevem uma transformação química, tal como a interação de uma substância com outra, ou a transformação de uma substância em outra. As propriedades físicas não envolvem qualquer mudança na composição ou identidade da substância, isto é, são propriedades que podem ser observadas e medidas sem modificação de sua composição como ex: Temperatura (T), pressão (p), cor e densidade (d) . Definições e conceitos: D = m/v - A densidade absoluta é também uma propriedade específica, isto é, cada substância pura tem uma densidade própria, que a identifica e a diferencia das outras substâncias. A densidade relativa - de um material é a relação entre a sua densidade absoluta e a densidade absoluta de uma substância estabelecida como padrão. No cálculo da densidade relativa de sólidos e líquidos, o padrão usualmente escolhido é a densidade absoluta da água, que é igual a 1,000 kg dm-3 (equivalente a 1,000 g cm-3) a 4°C dado por ρ = ρ (H2 O , 4ºC) . d = ρ/ ρ0 A densidade é uma propriedade física importante e pode ser utilizada para distinguir um material puro de um impuro (ou de ligas desse metal), pois a densidade dos materiais que não são puros




(misturas) é uma função da sua composição. Ela também pode ser utilizada na identificação e no controle de qualidade de um determinado produto industrial, bem como ser relacionada com a

Concentração de soluções. Densidade de um sólido pode ser determinada pesando-o cuidadosamente e em seguida determinando seu volume. Se o sólido apresentar uma forma irregular (o que torna impossível medir suas dimensões), o

volume poderá ser determinado utilizando um método de deslocamento. Basicamente,

determina-se a massa de uma amostra do sólido e então transfere-se quantitativamente

essamassa para um instrumento volumétrico graduado apropriado (ex: proveta ou bureta),

parcialmente cheio com água (ou em algum líquido no qual o sólido não flutue).

O sólido deslocará um volume de líquido igual ao seu volume. ATENÇÃO:


da prática.





descartes.





VIDRARIA

Proveta graduada de 100 ml

DIVERSOS

Papel toalha

Placa de cobre

Placa de Níquel ou 4 moedas de 1 real

EQUIPAMENTO

Balança

PROCEDIMENTO

Em uma proveta de 100 ml coloque água até cerca de 80 ml .

Em seguida pese a moeda de um real e/ ou a placa de cobre .

Adicione as moedas e observe que haverá deslocamento da água. Anote.

Calcule o Volume subtraindo o V2 do V1 ( conforme a ilustração acima) e obterá o volume

do metal imerso.Calcule a Densidade utilizando a formula: D = M / V

Confirme na tabela o valor da densidade.




Tabela - Densidades aproximadas de algumas substâncias

REFERÊNCIAS



Substância

Densidade ( g cm-3)

Álcool 0,79

Alumínio 2,7

Latão 8,4

Cobre 8,9

Vidro 2,6

Ouro 19,3

Ferro 7,9

Mercúrio 13,6

Níquel 8,9

Platina 21,4

Porcelana 2,4

Água 1,0

Estanho 7,26

Prata 10,5

Aço inoxidável 7,9

http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp06.htm




ROTEIRO Nº 7 - FÍSICO-QUÍMICA II

EQUILÍBRIO QUÍMICO NA ÁGUA MINERAL GASEIFICADA EFEITO DA

TEMPERATURA


EXPERIÊNCIA NO 07 –Cinética Química Equilíbrio químico na água mineral

gaseificada


ALUNOS______________________/____________________/______________

Professora: Geísa Tavares

OBJETIVOS

1.Observar o equilíbrio químico do dióxido de carbono (CO2) em água mineral gaseificada,

utilizando indicador ácido-base.

2.Verificar a influência da temperatura (e de forma indireta, da concentração) sobre o

equilíbrio químico.

3.Relacionar o efeito da temperatura e da concentração com o princípio de Le Chatelier.

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

As reações químicas tendem a avançar para um estado de equilíbrio dinâmico, no qual

reagentes e produtos estão presentes e onde eles não mostram mais tendência em sofrer

modificações líquidas. Em alguns casos, a concentração dos produtos no sistema reacional em

equilíbrio é tão maior do que a concentração dos reagentes residuais, que, para todos os fins

práticos, a reação está ‘completa’. Em outros casos, a mistura em equilíbrio tem

concentrações significativas de reagentes e de produtos.




O equilíbrio responde a alterações na pressão, na temperatura e nas concentrações dos

reagentes e produtos. O Princípio de Le Chatelier prevê que o equilíbrio de um sistema

reacional tenderá a se deslocar no sentido endotérmico se elevarmos a temperatura, pois esse é

o sentido que absorve o calor fornecido (o efeito que se opõe ao aumento da temperatura é a

absorção da energia como calor). Inversamente, o equilíbrio se deslocará no sentido

exotérmico se a temperatura for diminuída, pois esse é o sentido que repõe o calor retirado (o

efeito oposto à redução da temperatura é o desprendimento de energia como calor). Essas

conclusões podem ser resumidas do seguinte modo:

Reações exotérmicas: a elevação da temperatura favorece os reagentes.

Reações endotérmicas: a elevação da temperatura favorece os produtos.

Um aumento da concentração de uma das substâncias participantes desloca o equilíbrio no

sentido da reação que produz uma diminuição da concentração dessa substância, portanto, no

sentido da reação em que tal substância é consumida. Uma diminuição da concentração

desloca o equilíbrio no sentido da reação que produz um aumento de sua concentração,

portanto, no sentido da reação em que tal substância é formada.












EQUIPAMENTOS

Placa de aquecimento Geladeira

VIDRARIAS

Béquer de 100 ml (ou recipiente de vidro) Bastão de vidro

REAGENTES

Água mineral gaseificada gelada Azul de bromotimol (solução)

MATERIAIS DIVERSOS

Conta-gotas Termômetro (opcional) PROCEDIMENTO

1. Coloque 50 ml da água gaseificada gelada no béquer;

2. Adicione 3 gotas do indicador e homogeneíze com o auxílio do bastão de vidro.

Observe a coloração e anote;

3. Aqueça o béquer com a água na placa de aquecimento (até ≈90ºC). Observe a coloração (de

acordo com o aumento da temperatura) e anote.

DADOS E RESULTADOS

Relatar o que foi observado na prática e discutir os resultados obtidos de acordo com os princípios teóricos envolvidos. QUESTÕES 1. Explique como a temperatura e a concentração altera o comportamento das espécies no

sistema reacional.

2. Porque a água muda de cor?

3. Uma água mineral sem gás terá o mesmo comportamento de uma água mineral gaseificada?




4. Em bebidas refrigerantes comumente é adicionado CO2(g) em excesso, e desta forma o

comportamento será igual ao da água gaseificada?

5. É possível utilizar qualquer indicador neste experimento?

REFERÊNCIAS






ROTEIRO Nº 8 - QUÍMICA ANALITICA I

VOLUMETRIA ÁCIDO-BASE


EXPERIÊNCIA NO 08 –DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DO VINAGRE


ALUNOS______________________/____________________/______________

Professora: Manuela de Santana Santos

OBJETIVOS

Determinar a porcentagem (teor) de ácido acético no vinagre, realizando a titulação de um

ácido fraco com uma base forte.


O vinagre é um produto resultante da fermentação de certas bebidas alcoólico,

particularmente do vinho. Um processo em que micro-organismos da espécie Mycoderrna

aceti transformam o álcool etílico em ácido acético. Após a fermentação, o vinho fica com

cerca de 4 a 5% de ácido acético, recebendo então o nome “vinagre” que significa vinho

azedo.




O teor de ácido acético no vinagre é determinado através da volumetria, um método de

análise química quantitativa que se fundamenta na medida do volume de solução de um

reagente necessário para efetuar determinada reação. Nesse caso é empregada a técnica da

titulação.

No presente experimento, se fará a titulação de uma certa quantidade de vinagre com uma

solução padrão de hidróxido de sódio 0,100 N, como mostra a Equação 1. Será utilizada uma

solução de fenolftaleína como indicador, para se determinar o ponto final da reação.









VIDRARIAS

1pipeta volumétrica de 10 mL

1pipeta volumétrica de 20 mL

1balão volumétrico de 100 mL

3 erlenmeyer de 125 mL

1 bureta de 25 m/L

REAGENTES

Fenolftaleína

Solução padrão de NaOH (0,1M)

Vinagre comercial




MATERIAIS DIVERSOS

1garra para bureta

1suporte universal

PROCEDIMENTO

1.Pipetar 10 ml de vinagre para um balão volumétrico de 100 mL;

2.Completar o volume de 100 ml do balão volumétrico, com água destilada, homogeneizando a solução;

3.Pipetar 20 ml dessa solução para um erlenmeyer de 125 mL e adicionar 40 ml de água e 2 a 3 gotas de fenolftaleína.

4.Preencher a bureta de 25 ml com a solução de NaOH;

5.Titular a solução de vinagre com a solução de NaOH, até o aparecimento de uma leve coloração rosa, que persista por 30 segundos após agitação;

6.Anotar o volume de NaOH gasto (V1 = _____ ml);

7.Repita essa operação e anote a medição do volume da solução de NaOH

(V2 = _ ml, V3 = ___ ml).

Faça a análise em duplicata

CÁLCULO DO TEOR DE ACIDEZ DO VINAGRE:

Teor = V(mL) x Mreal x MM x 100 = %

m x 1000

Onde V = volume em ml da solução de NaOH usado nas titulações com o vinagre;

M real = molaridade NaOH encontrada na média ; MM = massa molar do ácido acético (60 g/mol) e m

= massa do vinagre utilizado, a calcular (diluído).




Para calcular a massa de vinagre presente na alíquota de 20 mL da amostra diluída inicialmente,

temos:

10 mL vinagre ----------- 100 mL de água

X ---------- 20 mL de água

X = 2,0 mL vinagre

E densidade do vinagre = 1,010 g/cm3,:

D = M / V

8.QUESTÕES

1.Qual é a cor da fenolftaleína em meio ácido? E em meio básico?

2.Para que foi usada a fenolftaleína nessa análise?

3.Se uma pessoa ingere 50 mL de vinagre numa salada, quantos gramas de ácido acético

a pessoa ingeriu? (Considere: densidade do vinagre = 1,1 g/mL; teor CH3COOH = 5%

em massa.)

REFERÊNCIAS


BACCAN, N., Química Analítica Quantitativa Elementar, 3ª edição, Editora Edgard

Blucher, 2001.

Vídeo aula. Modelo de cálculos de titulação.




ROTEIRO Nº 9 QUÍMICA ANALÍTICA II

Volumetria de complexarão - Determinação de Cálcio em amostras de

água.


EXPERIÊNCIA NO 9 –Química analítica 1 - determinação de cálcio em amostras

de água.


ALUNOS______________________/____________________/______________

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA A titulação de íons metálicos em que o titulante é um agente complexante é chamada de

titulação complexométrica, bastante útil para determinar um grande número de metais. A

titulação com formação de complexos ou complexométrica, compreende as reações que

envolvem um íon metálico e um agente ligante multidentado com formação de um complexo

suficientemente estável. Esse conjunto formado por um íon metálico e seus grupos

associados (ligantes) é chamado de íon complexo.

O EDTA é, de longe, o agente Quelante mais utilizado em Química Analítica, podendo

praticamente todos os elementos da tabela periódica ser analisados com EDTA, quer direta

quer indiretamente. Devido ao elevado número de grupos complexantes (2 nitrogênios e 4

oxigênios) o EDTA assim como os outros agentes quelantes, reage sempre na proporção de

1:1 com íons metálicos, sem formar nenhum tipo de composto intermediário.




Na complexação de íons metálicos com EDTA, a sua espécie ativa é o íon y-4, cuja

concentração depende do pH. Pois, somente em solução nitidamente alcalina o EDTA se

encontra presente predominantemente na forma de íon y-4, com o aumento da concentração

de íon de hidrogênio, cai à concentração da espécie y-4, ou seja, a concentração do íon y-4

diminui com o decréscimo do pH.

Além do titulante (EDTA), certas substâncias presentes em solução podem formar

complexos com íons metálicos e, como consequência, competir com a reação básica da

titulação.









OBJETIVO

Determinar o teor de cálcio em amostras de água mineral empregando volumetria de

complexação.

PROCEDIMENTO Determinação do Ca2+ em amostras de água a) Pipetar 100 ml da água a ser analisada, transferir para um erlenmeyer de 250 ml e

adicionar gotas da solução tampão pH 10 (indicado pelo professor) e verificar o pH que

deve estar em 10 .




b) Adicionar 2 gotas de indicador metálico, neste caso o negro de eriocromo-T à amostra e

agitar até completa dissolução.

c) Titular lentamente com a solução de EDTA 0,01 mol/L com agitação constante até

mudança da coloração de violeta para azul (observar a primeira alteração de cor e se for

preciso adicionar mais uma gota de EDTA).

d) Anotar o volume gasto e repetir o procedimento com uma nova alíquota da amostra.

CÁLCULOS

%Ca = 40,08 x Volume do EDTA(2) x [EDTA] x 100 / m AMOSTRA

.

Obs.: O tampão deve ser adicionado antes do indicador negro de eriocromo-T, para que a

pequena quantidade de ferro presente na amostra precipite na forma de hidróxido de ferro,

impedindo sua reação com o indicador. Se este procedimento não for adotado, o indicador

será bloqueado, já que o ferro forma um complexo muito estável com o indicador.

REFERÊNCIAS

ACCAN – Química Analítica Quantitativa Elementar, pags: 102 a 117, 203 a 212, 227 e 228.

HARRIS, Daniel C. – Análise Química Quantitativa, 6ª edição – 2005, pgs 250 a 270.




ROTEIRO Nº 10 - QUÍMICA ANALÍTICA I1

VOLUMETRIA DE OXI-REDUÇÃO - Determinação da concentração de H2O2 em

solução de água oxigenada:


EXPERIÊNCIA NO 10 VOLUMETRIA DE OXI-REDUÇÃO


ALUNOS______________________/____________________/______________

INTRODUÇÃO A volumetria de oxirredução é baseada em reações onde há transferência de elétrons.

Nesta reação existem espécies oxidantes (removem elétrons) e espécies redutoras (doam

elétrons):

Ared + Boxi → Aoxi + Bred onde: Ared → espécie redutora: Ared → Aoxi + e- Boxi → espécie oxidante: Boxi + e- → Bred O peróxido de hidrogênio é usualmente encontrado na forma de uma solução aquosa,

denominada "Água Oxigenada", contendo cerca de 6%, 12% ou 30% de peróxido de

hidrogênio (H2O2), frequentemente chamada de "20 volumes", "40 volumes" e "100

volumes", respectivamente. Esta terminologia é baseada no volume de oxigênio que é

liberado quando a solução é decomposta por aquecimento. Assim, 1 mL de água oxigenada

a "100 volumes" produzirá 100mL de oxigênio medidos na CNTP.

A concentração de H2O2 em água oxigenada é normalmente determinada pelos métodos:

permanganometria e iodometria.




PERMANGOMETRIA:

Usa-se como solução padrão uma solução de KMnO4. Quando a solução padrão de KMnO4 é

adicionada a uma solução de H2O2, acidificada com ácido sulfúrico diluído, ocorre a seguinte

reação química:

2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H

+ → 2 Mn

2+ + 8 H2O + 5O2.

Essa reação é a base do método permanganométrico de análise e o ponto final da titulação é

percebido pela coloração rósea permanente por alguns segundos, que ocorre devido ao

excesso de MnO4-, portanto neste método não há adição de indicador.

Iodometria:

Consiste em tratar a solução de H2O2 com excesso de KI e titular o iodo liberado com solução

padrão de Na2S2O3. Neste método emprega-se íons MoO42-

como catalisador na primeira

etapa do processo e amido como indicador específico, que formará um complexo de adsorção

com o iodo. O fundamento do método pode ser representado por:

MoO42-

H2O2 + 2I- + 2 H

+ → I2 + 2 H2O

I2 + I (excesso) → I3-

I3- + amido → I3

--amido (complexo azul)

2 S2O32-

+ I3--amido → S4O6

2- + 3I

- + amido

(azul) (incolor) .












OBJETIVOS

Determinação do grau de pureza de H2O2 em uma solução de água oxigenada empregando

uma solução de KMnO4 previamente padronizada.

PROCEDIMENTO

Determinação da concentração de H2O2 em solução de água oxigenada:

Preparação da solução amostra

Transferir 5,00 mL de água oxigenada 30 volumes (9%) para um balão volumétrico de 250,0

mL. Completar o volume com água destilada e homogeneizar. Esta é a solução amostra que

será empregada nos procedimentos permanganométricos e iodométricos.

Método da Permanganometria

Pipetar 20,00 mL da solução amostra para um erlenmeyer de 250 mL.

Adicionar 10 mL de solução de H2SO4 1:5 v/v. Agitar e titular com solução padrão de KMnO4

0,1 N até coloração levemente rósea, porém permanente por alguns segundos.




CÁLCULO

Dados ;

Densidade da água oxigenada = 1,45 g/l

MM DO KMnO4 = 170,18

X = V gasto de KMnO4 x C x 170,18 / V

X = teor de H2O2 g/l

C = Conc. KMnO4

MM = MM KMno4

V = volume de H2O2 pipetado e diluído a 1000 ml

Y = X / 10 x d

Y = teor de H2O2 em %

X = conc. de KMnO4 em g/l

d = densidade do H2O2

REFERÊNCIAS

BACCAN – Química Analítica Quantitativa Elementar, pags.: 191 à 202

SKOOG, A.D., WEST, D., HOLLER, F.J., CROUCH, R.S., Fundamentos de Química

Analítica, 8 ed., Norte Americana. São Paulo: Pioneira Thomsom Learning, 2006.

MILLER, J. C. & MILLER, J. N., Estatística para Química Analítica, 2a ed., Addison-Wesley

Iberoamericano, E




ROTEIRO Nº 11 - Inorgânica II

Estudo químico dos compostos de Alumínio


EXPERIÊNCIA NO 11 – Reatividade dos compostos de alumínio


ALUNOS______________________/____________________/______________


O alumínio é o elemento metálico mais abundante na crosta terrestre, apesar de ser encontrado

como bauxita, um óxido hidratado impuro (Al2O3 xH2O). Até o século XIX, o alumínio era

uma raridade. Entretanto, atualmente ele é obtido em larga escala através de eletrólise.

Em suma, o alumínio é um elemento de caráter metálico, reativo, leve, resistente, anfotérico,

com uma superfície que se apassiva devido à formação de uma película de Al2O3 quando

exposto ao ar. Já o boro é um metalóide duro, com propriedades de metal pronunciadas.












Parte I – Estudo da reatividade do alumínio metálico

1.Separe três tubos de ensaio: tubo A, tubo B e tubo C;

2.Adicione um pequeno pedaço de papel de alumínio ( alumínio granulado) nos três tubos de

ensaio;

3.Ao tubo A, adicione água destilada e duas gotas de fenolftaleína;

4.Ao tubo B, adicione 1 mL de ácido sulfúrico 1 mol/L;

5.Ao tubo C, adicione 1 mL de hidróxido de sódio 1 mol/L

6.Observe as reações.

PARTE II – TRATAMENTO DE ÁGUA

1.Em um béquer, prepare uma solução de água barrenta;

2.Numere 04 bequeres;

3.Distribua a solução preparada no item anterior igualmente nos 04 bequeres;

4.Nos béqueres 2, 3 e 4 adicione 2mL de solução de sulfato de alumínio saturada(Al2(SO4)3);

5.Somente ao béquer 3 adicione 2mL de ácido clorídrico 1M;

6.Somente ao béquer 4 adicione um pouco de óxido de cálcio (CaO);

7.Meça o pH das soluções em todos os béqueres;

8.Observe em qual béquer haverá uma decantação em maior velocidade.

REFERÊNCIA

- A. M. V. Viveiros, C. R. Martins, F. M. Alves, J. P. L. Cedraz, S. F. Lôbo; Departamento de

Química Geral e Inorgânica - UFBA; Roteiro de Aula Prática: Por que alguns elementos são

oxidantes e outros são redutores?; Salvador, 1997.

- Chemical Education Material Study; Química: uma ciência experimental; Volume 1,

Livraria Editora Ltda.; São Paulo,1967, p 107.

- L.V. Quagliano, L.M. Vallarino; Química; Guanabara Dois; Rio de Janeiro, 1985, p 220.

- J.B. Russel; Química Geral; McGrawHill; São Paulo, 1981, p 177.

- E.A. de Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna LTDA.; São Paulo, 1993, p

81.

Roteiros de Práticas EAD PDF

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