Roteiros QUI B17

UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA

INSTITUTO DE QUÍMICA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA

QUI-029 / QUI-003: QUÍMICA GERAL

AULA PRÁTICA: Sólidos: estrutura e propriedades

SALVADOR – Bahia

2009

2

Sólidos: entendendo suas estruturas e propriedades!

Objetivos:

a. Entender como átomos, íons e moléculas se arrumam para formar os sólidos;

b. Relacionar as propriedades dos sólidos com os tipos de partículas formadoras.

Como átomos, íons e moléculas podem se arrumar para formar os sólidos?

Uma das grandes realizações da química foi a síntese de novos materiais, tais como

plásticos e ligas. Muitos desses novos materiais podem ser projetados para ter propriedades

específicas, mas, para isso, é necessário saber como a estrutura pode afetar essas propriedades.

Portanto, não é surpresa dizer que um dos aspectos mais importantes da química é a investigação

das estruturas dos materiais e das ligações que mantêm as partículas juntas.

1. Quais são os três diferentes tipos de partículas que formam os materiais?

Os sólidos consistem de arranjos regulares de átomos, moléculas ou íons. Essas partículas,

chamadas “blocos de construção”, quando arrumadas de modo regularmente repetido, formam o

que se chama de estrutura cristalina do sólido. Os blocos de construção podem ser representados

por pontos ou pequenas esferas. A FIGURA 1 apresenta uma camada de partículas iguais

(representadas por bolas) arrumadas de modo compacto.

2. Analise a FIGURA 1 e responda:

O que as esferas representam?

Qual é o arranjo geométrico formado pelas esferas marcadas com x em torno da

esfera a?

Quantas esferas x existem em torno da esfera a?

3

FIGURA 1 – UMA CAMADA DE ESFERAS EMPACOTADAS COMPACTAMENTE

As camadas de partículas são arrumadas umas sobre as outras de modo a formar uma

estrutura tridimensional. A FIGURA 2 mostra a primeira e uma segunda camada de partículas

iguais arrumadas de modo compacto.

FIGURA 2 – DUAS CAMADAS DE ESFERAS ARRUMADAS COMPACTAMENTE

3. Compare as FIGURAS 1 e 2 e diga em qual tipo de cavidade, b ou c, foram colocadas as

esferas da segunda camada.

4. E agora analise a FIGURA 3, a seguir, e discuta:

A diferença entre os dois empacotamentos.

Porque estes empacotamentos são chamados de compactos.

4

FIGURA 3 – DOIS MODOS DE ARRUMAR TRÊS CAMADAS DE ESFERAS IGUAIS DE

MODO COMPACTO

A terceira camada de esferas pode ser idêntica a primeira e esse arranjo, ababab..., ao ser

repetido infinitamente, forma um tipo de empacotamento compacto chamado hexagonal

compacto. Um outro modo de arrumar as esferas da 3a camada, de modo compacto, é colocá-las

sobre as cavidades c da primeira camada, formando um arranjo abcabcabc.... Esse arranjo é

chamado cúbico compacto. Essas são as duas maneiras de arrumar partículas de modo compacto.

As partículas não se arrumam apenas de modo compacto para formar os sólidos. Outros

arranjos, não compactos, como por exemplo, o cúbico de corpo centrado, são encontrados. A

FIGURA 4 mostra um arranjo cúbico de corpo centrado.

FIGURA 4 – MODELO DO ARRANJO CÚBICO DE CORPO CENTRADO

Arranjo tipo ababab... Arranjo tipo abcabcabc...

c

c

5

Utilizando esferas de isopor, você vai estudar os dois tipos de empacotamento

compacto e também o não compacto. Para isso siga as orientações do

professor.

Os sólidos são classificados de acordo com as partículas presentes em seu retículo

cristalino; essas partículas podem ser átomos, moléculas ou íons. De acordo com o tipo de

partícula presente nos pontos do retículo, podemos classificar os sólidos em: covalentes,

metálicos, moleculares e iônicos.

5. Discuta com seus colegas o que as esferas de isopor representam, em cada um dos

seguintes tipos de sólidos:

(a) Covalente, por exemplo, a sílica (SiO2)n.

(b) Metálico, por exemplo, o ferro (Fe)n.

(c) Molecular, por exemplo, o gelo H2O(s).

(d) Iônico, por exemplo, cloreto de sódio (Na+Cl

−)n.

6. De acordo com o que foi estudado sobre estruturas e tipos de sólidos, discuta com seus

colegas diferença(s) entre sólidos covalentes e metálicos.

Propriedades dos sólidos e suas partículas formadoras!

As propriedades dos sólidos dependem não somente de suas partículas formadoras, mas

também do tipo de ligação entre elas e do modo como elas estão arrumadas para formar a

substância. Uma propriedade que contribui para diferenciar alguns tipos de sólidos é a

condutividade elétrica. Através do EXPERIMENTO 1 a seguir, o professor vai usar um dispositivo

para testar a condutividade elétrica de diferentes materiais. Durante cada teste, anote suas

observações e, a seguir, descreva-as.

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EXPERIMENTO 1

1. Colocar um pouco de cada um dos materiais apresentados no QUADRO em um vidro de

relógio;

2. Tocar os terminais do dispositivo a ser usado para testar a condutividade, em dois pontos

distintos do material;

3. Verificar se a lâmpada acende.

Para cada caso, descreva o que você observou.

QUADRO 1

MATERIAL DESCRIÇÃO DA OBSERVAÇÃO

Água destilada

Cu2+

SO42−

.5H2O(s)

Cu2+

SO42−

.5H2O(aq)

I2(s)

I2(aq)

Cu(s)

(SiO2)n (s)

SiO2 (s) + H2O

Sacarose, C12H22O11(s)

C12H22O11(aq)

7. Quais são as partículas formadoras de cada um dos materiais listados no QUADRO 1?

8. Com base no entendimento de que as propriedades de um dado material estão

relacionadas com as suas partículas formadoras e com o modo como elas estão ligadas

umas às outras, explique os resultados obtidos no experimento.

ATENÇÃO: Lembre que a condutividade elétrica ocorre se tem partículas carregadas em

movimento!

7

BIBLIOGRAFIA consultada

ATKINS, P.W. e BERAN, J.A. General Chemistry. New York: Scientific American Books,

1989.

CHANG, R. Chemistry. USA, Mc Graw - Hill Inc, 1994.

RUSSELL, J.B. Química Geral. São Paulo, Makron Books do Brasil Editora Ltda, vol 11, 1994.

VIVEIROS, A. M. V., MARTINS, C. R., ALVES, F. M., CEDRAZ, J. P. L., LÔBO, S. F.,

“Vamos entender as estruturas dos sólidos?” Manual de aulas práticas da disciplina Química

Geral I, Salvador – BA, UFBA, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e

Inorgânica, 1998.

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AULA PRÁTICA: Líquidos: propriedades e composição química

SALVADOR – Bahia

2009

9

Líquidos: entendendo suas propriedades

Objetivos

a. Reconhecer que as propriedades de líquidos estão relacionadas com a composição

química das suas partículas formadoras.

b. Verificar que a temperatura influencia em algumas propriedades dos líquidos.

Características da Matéria na Fase Líquida!

O estado físico no qual uma matéria existe depende do balanço entre a energia cinética

das suas partículas formadoras – átomos, moléculas ou íons –, tendendo a mantê-las afastadas

umas das outras, e a energia potencial, forças de atração entre elas, que tende a aproximá-las.

Nos líquidos, as partículas formadoras estão mais afastadas umas das outras do que nos

sólidos, porém mais próximas do que nos gases. Comparativamente aos sólidos, há mais espaços

vazios entre elas, porém os espaços são menores do que nos gases. O movimento das partículas

num líquido é limitado pelas forças entre elas. Assim, elas não se aproximam tanto quanto nos

sólidos, mas não se distanciam tanto quanto nos gases. Isso permite que um líquido retenha seu

volume, mas não a forma. Como as forças entre as partículas não são muito fortes, elas deslizam

facilmente umas pelas outras e isso faz com que um líquido não tenha forma própria, mas, sim, a

forma do recipiente no qual ele está contido. Portanto, pode-se imaginar que um líquido é

constituído de partículas que se movem constantemente sem, no entanto, se separarem

completamente.

1. Faça desenhos que representem uma dada matéria nas fases líquida e sólida. Use seus

desenhos para discutir semelhanças e diferenças quanto à forma e volume de líquidos e

sólidos.

Os experimentos apresentados a seguir têm como objetivo comparar propriedades para

líquidos distintos a uma dada temperatura. As propriedades estudadas são evaporação

(EXPERIMENTO 1) e tensão superficial (EXPERIMENTO 2).

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EXPERIMENTO 1

1. Tomar dois vidros de relógio; em um deles colocar água destilada e, no outro, igual

quantidade de acetona ou etanol;

2. Com uma caneta, marcar nos vidros de relógio o nível de cada líquido;

3. Após algum tempo, verificar o nível de cada líquido nos respectivos recipientes.

Explique os resultados obtidos com base na composição química da água e do outro

líquido usado.

EXPERIMENTO 2

1. Tomar dois béqueres; em um deles colocar cerca de 30 mℓ de água e, no outro, de etanol;

2. Tomar uma lâmina de barbear ou uma agulha de costura e, cuidadosamente, tentar colocar o

objeto sobre a superfície de cada líquido.

Você observou que a lâmina de barbear ou a agulha flutua na superfície da água, mas

não flutua na superfície do etanol? Então, o que você pode concluir sobre a tensão

superficial da água quando comparada com a do etanol? Com base na composição

desses dois líquidos e no seu entendimento de tensão superficial, dê uma explicação para

os resultados obtidos.

3. Ao béquer contendo água e com o objeto flutuando, adicionar detergente gota a gota e

observar o que acontece com o objeto.

Com base na composição química da água e do detergente, dê uma explicação para o

fato observado.

Nos experimentos apresentados a seguir, você vai comparar a difusão (EXPERIMENTO 3) e

a viscosidade (EXPERIMENTO 4)de líquidos distintos, a uma dada temperatura e em temperaturas

diferentes.

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EXPERIMENTO 3

1. Em três tubos de ensaio colocar, até a borda, respectivamente, água gelada, água à

temperatura ambiente e água aquecida (à temperatura de cerca de 50C).

2. Adicionar, simultaneamente, uma gota de solução 0,01 mol/ℓ de permanganato de potássio a

cada um dos tubos de ensaio.

3. Comparar a difusão do permanganato em cada tubo.

Em qual tubo a gota da solução colorida se difundiu mais? Dê uma explicação para o

fato.

EXPERIMENTO 4

1. Tomar duas provetas de 50 mℓ e, em cada uma, colocar, respectivamente, água e glicerina em

iguais quantidades.

2. Colocar, em cada proveta e ao mesmo tempo, esferas semelhantes.

3. Comparar o tempo que cada esfera leva para atingir o fundo da proveta.

Então, o que você pode concluir sobre a viscosidade da água quando comparada com a

da glicerina?

Explique os resultados obtidos com base na composição química de cada líquido.

4. Repetir o experimento anterior usando apenas um tipo de líquido, por exemplo, a glicerina,

mas variando a temperatura.

Explique os resultados obtidos.

BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

BROWN, T. L. E LEMAY, JR, H. E. “Química: a ciência central”. 9a ed. USA: Prentice-Hall International

Edition, 1991.

VIVEIROS, A. M. V. E CEDRAZ, J. P. L. “Líquidos: entendendo e comparando suas propriedades”

Manual de aulas práticas da disciplina Química Fundamental I, Salvador – BA, UFBA, Instituto de

Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 2008.

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AULA PRÁTICA: Entendendo o comportamento dos Gases!

SALVADOR – Bahia

2009

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Entendendo o comportamento dos Gases!

Objetivos

c. Efetuar e observar uma reação na qual se forma um gás.

d. Coletar e medir o volume de um gás gerado numa reação.

e. Utilizar a lei dos gases ideais e a de misturas gasosas (lei de Dalton).

f. Comparar dados experimentais com teóricos.

g. Observar como a temperatura de um gás varia com a pressão e com o volume.

Características do estado gasoso!

Duas características importantes da matéria no estado gasoso são: compressibilidade e

expansibilidade.

1. O que é compressibilidade?

2. Com base no seu entendimento de compressibilidade e no modelo químico da matéria,

descreva o que você espera acontecer quando uma massa gasosa é comprimida a uma

dada temperatura.

Na fase gasosa, a distância entre as partículas é muito grande quando comparada com aquela

nos sólidos e nos líquidos. Daí a alta compressibilidade dos gases.

3. Com base nas forças entre as partículas formadoras da matéria, como você pode explicar

a alta compressibilidade dos gases? E a alta capacidade de expandir?

No estado gasoso existem muitos espaços vazios entre as partículas e, por isso, os gases se

misturam uns com os outros em qualquer proporção. Em outras palavras, numa dada massa

gasosa “sempre há lugar para mais partículas”.

4. Como você explica o fato de que no estado gasoso existem muitos espaços vazios?

Em consequência da existência de muitos espaços vazios, os gases são menos densos que os

líquidos e os sólidos.

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5. Use seu entendimento sobre densidade e explique porque substâncias na fase gasosa são

menos densas que nas fases líquida e sólida.

Existem outras propriedades importantes que caracterizam a matéria na fase gasosa. Por ex.,

eles não têm forma nem volume próprios e, em geral, são incolores. Por isso é difícil vê-los!

Também é difícil sentir a presença de gases, pois muitos deles são inodoros e insípidos.

E se um dos produtos de uma reação for um gás?

Em muitas reações químicas um dos produtos pode ser um gás. Nesses casos é necessário

tomar alguns cuidados especiais. Por exemplo, se o gás é tóxico, inflamável ou corrosivo, a

reação deve ser feita numa capela.

6. Para onde vai o gás que sai pela exaustão da capela? Então, o que você acha que é feito

com gases liberados como subprodutos de processos industriais?

Quando se deseja isolar o gás produzido este, geralmente, é coletado por deslocamento de

volumes de líquidos, em equipamentos semelhantes ao apresentado na FIGURA 1.

7. Com base no conhecimento de densidades relativas entre líquidos e gases, justifique por

que estes podem ser coletados por deslocamento de líquidos.

Agora você vai observar o EXPERIMENTO 1, cujo objetivo é coletar o gás hidrogênio, H2,

liberado na reação entre magnésio, Mg(s), e ácido clorídrico 6 mol/L, HCℓ(aq). O professor vai

usar um equipamento semelhante ao que está representado na FIGURA 1, no ANEXO. Através

da leitura das etapas descritas a seguir, acompanhe, pela FIGURA 1, e observe atentamente tudo

o que o professor fizer. Anote as observações e no fim procure as informações a seguir, pois você

precisará delas para o relatório:

a) Qual a massa de magnésio utilizada?

b) Qual a temperatura ambiente?

c) Qual o volume de líquido deslocado?

d) Quais os gases que estão dentro do tubo?

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EXPERIMENTO 1

1- Tomar uma fita de magnésio e medir, com uma régua, um pedaço de ~2,0 cm. Colocá-la

dentro de uma pequena gaiola feita de fio de cobre enrolado em forma de hélice. Deixar sem

enrolar uns 5 cm do fio de cobre para servir de cabo.

O que é preciso saber para calcular a quantidade de matéria de magnésio no pedaço de fita

que foi cortado?

2- Colocar 10 mL de ácido clorídrico 6 mol/L dentro do tubo graduado e completar com água até

a borda, cuidadosamente, de modo a evitar a presença de ácido no topo do tubo.

3- Introduzir, no tubo acima preparado, a gaiola feita de fio de cobre com o magnésio,

prendendo-a, pelo cabo, com uma rolha de borracha.

4- Imediatamente, cobrir o furo da rolha com o dedo, inverter o tubo, mergulhá-lo na água

contida num béquer de 400 mL e fixá-lo com uma garra ao suporte.

Observe, atentamente, tudo o que acontece dentro do tubo e descreva o que você observou.

5- Depois que a reação cessar (a fita de magnésio será consumida pelo ácido), esperar uns cinco

minutos para que o gás recolhido entre em equilíbrio térmico com o ambiente. Soltar qualquer

bolha que esteja presa às paredes do tubo e, em seguida, cobrir o furo da rolha com o dedo e

transferir o tubo, na posição vertical, para uma proveta quase completamente cheia de água.

6- Elevar ou abaixar o tubo até que o líquido no seu interior esteja no mesmo nível da água da

proveta igualando, assim, a pressão interna à pressão atmosférica. Medir o volume dos gases

dentro do tubo. Anotar também a temperatura e a pressão atmosférica no laboratório.

Agora, você vai usar a equação geral dos gases ideais, PV = nRT, para calcular o volume,

V, de gás hidrogênio que deveria ser obtido no experimento realizado, ou seja, o volume

teórico. Lembre-se que:

i) P = pressão do gás hidrogênio no tubo. Na última etapa do experimento, a pressão dentro

do tubo foi igualada à pressão externa, que é 1 atm. Mas o gás foi coletado sobre água e,

portanto, existe vapor d’água dentro do tubo. Então o valor de P a ser usado na equação

deve ser encontrado a partir da Lei de Dalton: P = P(H2) + P(vapor de água). Como você

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já sabe, a pressão de vapor de qualquer líquido depende da temperatura na qual o líquido

se encontra. Para encontrar a pressão de vapor da água, você deve consultar um

“handbook” ou qualquer livro de Química Geral e procurar o valor correspondente ao da

temperatura do laboratório.

ii) n = quantidade de matéria de gás hidrogênio, obtida na reação. Esse valor você encontra

a partir da equação a seguir, sabendo a quantidade de matéria de magnésio que foi usada.

Mg(s) + 2HCℓ(aq) Mg2+

(aq) + 2Cℓ(aq) + H2(g)

Use, então, a equação geral dos gases, PV = nRT, para calcular o volume de H2(g) que deveria

ser obtido. Compare esse valor com aquele obtido no experimento e discuta possíveis causas da

diferença entre eles.

Qual a relação entre a temperatura e a pressão de um gás?

Uma propriedade dos gases é expansão por aquecimento e contração por resfriamento. Charles

foi quem primeiro descobriu que uma quantidade de gás, mantido a uma pressão constante,

expande quando aquecida e contrai quando resfriada. Ou seja, o volume ocupado por uma

dada massa gasosa varia diretamente com a temperatura.

8. Sabendo que gases se expandem quando aquecidos, o que você espera acontecer se um

gás é aquecido a volume constante, ou seja, num recipiente cujo volume não varia com o

aquecimento?

9. E, sabendo que uma massa gasosa se contrai por resfriamento, o que você espera

acontecer se um gás é resfriado a volume constante?

O comportamento de uma dada massa gasosa, quando aquecida ou resfriada num recipiente

cujo volume não varia com a temperatura, pode ser estudado usando um equipamento conhecido

como TUBO DE BOURBON. Esse equipamento consta de um balão de volume fixo, ao qual está

conectado um manômetro que mede a pressão exercida pela massa gasosa dentro do recipiente,

quando este é aquecido e resfriado em diferentes temperaturas.

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10. O que você espera acontecer com a pressão do gás quando o balão é aquecido? E

quando ele é resfriado? Explique sua resposta.

Por que um gás expande quando é aquecido?

No item anterior você estudou como a pressão exercida por uma dada massa gasosa varia com

a temperatura se o volume do recipiente não varia. Agora você vai observar o que acontece com o

volume ocupado por uma dada massa gasosa quando ela é aquecida.

O professor vai realizar o EXPERIMENTO 2, a seguir, e você deve anotar todas as alterações

observadas.

EXPERIMENTO 2

1- Tomar um kitasato e fechá-lo com uma rolha; a seguir acoplar, na sua saída lateral, um balão

de borracha pequeno;

2- Aquecer o kitasato e observar o que acontece com o balão.

11. A partir da sua observação, descreva a relação entre o volume e a temperatura de uma

dada massa gasosa?

12. Represente, através de desenhos, o sistema antes e após o aquecimento. Justifique a sua

representação.

13. Você acha que a pressão exercida pela massa gasosa variou com o aquecimento?

Justifique sua resposta.

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BROWN, T. L., LEMAY JR., H. E., BURSTEN, B. E.J. R. QUÍMICA, a ciência central.

Tradutor: Robson Matos. 9a ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil Ltda. 2005.

VIVEIROS, A.M.V.; MARTINS, C.R.; ALVES, F.M.; CEDRAZ, J.P.L.; LOBO, S.F. “Por

que não é simples trabalhar com gases? "In Aulas Práticas de QUI - 134: Química Geral I.

Salvador - BA, UFBA, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 1998.

Figura 1 – Esquema de equipamento para coletar o gás liberado numa reação

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AULA PRÁTICA: Soluções

SALVADOR – Bahia

2009

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Soluções: concentração e solubilidade

Objetivos:

a. Entender o conceito de concentração.

b. Reconhecer a importância de expressar a concentração de uma solução.

c. Justificar o papel da água como solvente para diferentes tipos de substâncias.

d. Compreender porque alguns processos de dissolução são endotérmicos e outros são

exotérmicos.

A importância de expressar as quantidades relativas de soluto e solvente

Soluções são misturas homogêneas. Elas podem ser obtidas por dissolução de uma

substância, chamada soluto, numa outra chamada solvente. As soluções podem ser sólidas,

líquidas ou gasosas. Exemplos comuns de soluções sólidas são as ligas como, por exemplo, aço e

bronze. Um exemplo típico de solução gasosa é o ar atmosférico. Na verdade, qualquer mistura

de gases é sempre uma solução.

1. Você já estudou o estado gasoso. Discuta, então, porque uma mistura de gases é sempre

uma solução.

Soluções líquidas são obtidas por dissolução do soluto num solvente. Se o solvente é água, a

solução é chamada solução aquosa.

É muito importante saber a quantidade de soluto que está dissolvido numa dada

quantidade de solução ou então as quantidades relativas de soluto e solvente. Estes valores

expressam a concentração da solução, ou seja, a composição quantitativa dos seus

componentes.

2. O que você entende por concentração de uma solução?

A concentração pode ser expressa de diferentes maneiras:

i) Relação massa de soluto / massa de solução;

ii) Relação massa de soluto / volume de solução;

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iii) Relação quantidade de matéria de soluto / volume de solução;

iv) Relação quantidade de matéria de soluto / massa de solvente.

A relação massa de soluto / massa de solução é denominada fração em massa do soluto

e é usualmente transformada numa porcentagem, conhecida como título. Por exemplo, uma

solução aquosa de HCℓ com título 36% contém 36g de ácido clorídrico para cada 100g de

solução.

Na indústria é comum se expressar a concentração de uma solução pela relação massa de

soluto / volume da solução, com unidade g/L ou kg/L. Esta relação é conhecida como

concentração de soluto em massa.

Os dois outros modos citados para expressar a concentração de uma solução relacionam

quantidade de matéria do soluto por volume de solução (denominada concentração de soluto

em quantidade de matéria) ou por massa de solvente (denominada molalidade). A unidade de

quantidade de matéria é o mol.

3. Qual é a unidade usada quando a concentração de uma solução é expressa em

quantidade de matéria de soluto por volume de solução? E em molalidade?

O mol é usado para contar partículas tais como átomos, moléculas, íons, elétrons, do

mesmo modo que se usa, por exemplo, dúzia para contar ovos. Uma dúzia corresponde a 12

unidades e um mol corresponde a 6,02x1023

unidades. Ainda, do mesmo modo que a massa de

uma dúzia de ovos é diferente daquela de uma dúzia de limões, um mol de uma dada substância

tem uma massa diferente daquela de um mol de outra substância. Assim, o uso do mol torna

muito fácil saber, por exemplo, a quantidade de partículas do soluto existentes num dado volume

de solução ou saber a sua massa.

4. Sabendo que numa solução aquosa de sulfato de cobre, CuSO4, a concentração de soluto

em quantidade de matéria é igual a 0,2 mol/L, responda:

i) Qual a quantidade de partículas em 1 litro dessa solução?

ii) Qual é a massa de sulfato de cobre em 1 litro dessa solução?

iii) Qual é a quantidade de matéria de soluto em 1/2 litro dessa solução?

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É extremamente útil saber não somente o tipo de matéria com a qual convivemos

(manuseamos, inalamos ou ingerimos), mas, também, a sua quantidade. Todo tipo de matéria tem

um nível de risco, pois qualquer coisa pode ser prejudicial dependendo da quantidade relativa, ou

seja, da concentração.

Para expressar concentrações excessivamente pequenas como, por exemplo, contaminantes

de alimentos e poluentes ambientais, costuma-se usar partes por mil, partes por milhão, partes

por bilhão etc. Estes termos são semelhantes à percentagem; o termo “por cento” significa partes

por cem. Então, uma solução “um por cento” contém uma parte de soluto em cada cem de

solução.

5. Quantas partes por milhão existem em uma solução 1%?

6. O que significa dizer que a concentração de monóxido de carbono no ar é de 3 ppm (3

partes por milhão)?

Uma parte por milhão é uma unidade de concentração muito conveniente, pois é a concentração

de 1 miligrama de substância distribuída em 1 quilograma de solução, 1mg/kg.

Por que a água é um bom solvente para muitas substâncias?

Muitos dos usos da água estão relacionados com o fato de que ela é um excelente

solvente. Vários processos industriais são realizados em meio aquoso e a necessidade de água

para a vida é, em parte, uma conseqüência de suas propriedades como solvente. Por exemplo, a

água dissolve e transporta os minerais e os nutrientes necessários para o crescimento das plantas,

e muitos fluidos do nosso organismo são soluções aquosas de solutos biologicamente

importantes. Essencialmente, toda a água que nós consumimos está na forma de solução, até

mesmo a água potável que nós bebemos.

7. Por que a água que bebemos é uma solução?

Muitos compostos iônicos dissolvem-se em água. Quando uma amostra sólida é colocada

em água, as moléculas H2O polares são atraídas pelos íons individuais. A FIGURA 1 representa

um esquema de dissolução de sólidos iônicos por solventes polares.

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FIGURA 1. Moléculas de solvente polar dissolvendo sólido iônico.

8. Analise a FIGURA 1 e discuta o que acontece quando o cloreto de sódio se dissolve em

água.

A formação das ligações íon-água libera energia (energia de hidratação) a qual, muitas

vezes, é suficiente para separar os íons do retículo. Neste caso, o processo de dissolução é

exotérmico, ou seja, a energia de hidratação é maior que a energia reticular.

9. Você já sabe o que é energia reticular? Se não, pergunte ao professor, mas responda:

Por que o processo de dissolução é exotérmico se a energia de hidratação é maior que a

reticular?

Mas, para alguns sólidos iônicos, o processo de dissolução em água é endotérmico.

Exemplos desses sólidos são cloreto de sódio, hidrogenocarbonato de sódio, nitrato de potássio.

Isso será demonstrado no EXPERIMENTO 1:

EXPERIMENTO 1

1. Dissolver um pouco de cada um dos seguintes sólidos em água: NaCℓ, NaHCO3 e KNO3.

Como você pode verificar que o processo de dissolução é endotérmico?

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O que você pode concluir em relação à energia de hidratação versus energia

reticular, nas dissoluções endotérmicas? Fundamente sua resposta.

No caso da dissolução ser endotérmica, um fator que favorece a solubilidade é a

desorganização do sistema. A FIGURA 2 mostra a arrumação das partículas num sólido e em

solução.

FIGURA 2. Partículas num sólido e em solução

10. Analise a FIGURA 2 e descreva a arrumação das partículas no estado sólido e em

solução. Em qual das duas situações a desorganização é maior?

11. Sabendo que uma maior desorganização favorece o processo de dissolução, justifique

Não apenas substâncias iônicas dissolvem-se em água. Muitas substâncias moleculares

também são solúveis nesse solvente. Nesses casos a solubilidade é favorecida para moléculas do

soluto que são polares e que formam fortes ligações de hidrogênio com a água. Exemplos: glicose

(C6H12O6), álcool etílico (C2H5OH).

10. Desenhe as fórmulas estruturais para as moléculas de glicose e de etanol e discuta o fato

de essas substâncias serem solúveis em água.

No EXPERIMENTO 2 a seguir, você vai observar o que acontece quando etanol e água são

misturados. Anote suas observações de acordo com a orientação do professor e dê uma

explicação para o fato observado.

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EXPERIMENTO 2

1. Adicionar 5 mL de etanol em 5 mL de água e verificar se o processo de dissolução é

exotérmico ou endotérmico.

Discuta o fato observado em termos das energias envolvidas num processo de

dissolução.

Se as moléculas do soluto são apolares, a substância praticamente não se dissolverá em

água como, por exemplo, gasolina.


VIVEIROS, A. M. V.; MARTINS, C. R.; ALVES, F. M.;CEDRAZ, J. P. L.; LOBO, S.F.

Preparando soluções e explicando solubilidade, "In" Manual de Aulas Práticas de Química

Geral I. Salvador - BA, UFBA, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e

Inorgânica, 1998.

FELICÍSSIMO, A .M. P. ET ALLI. “Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos:

PEQ-Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São

Paulo, 1979.

26





AULA PRÁTICA: Termoquímica

SALVADOR – Bahia

2010

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Termoquímica

Objetivos:

c. Determinar a capacidade calorífica de um metal.

d. Determinar a entalpia associada a uma reação química.

Cálculo da capacidade calorífica de um metal

O que é calor? Pode-se definir calor como uma forma de transferência de energia em

conseqüência de uma diferença de temperatura. Quando as partículas do corpo mais quente

colidem com as do corpo mais frio, elas transferem uma parte da sua energia cinética e assim, as

partículas mais lentas aumentam de velocidade e as mais rápidas, diminuem. Esta transferência

de energia continua até que as partículas tenham a mesma energia cinética média ou, em outras

palavras, a mesma temperatura. Nas mudanças de fase, a energia adicionada é usada para romper

as forças atrativas entre as partículas em vez de aumentar sua energia cinética média, mantendo-

se constante a temperatura.

O que é capacidade calorífica? A quantidade de calor necessária para elevar a

temperatura de 1 g de uma substância em 1o C é a sua capacidade calorífica; ela é medida em

cal/g.oC ou J/g.

oC. O conceito pode ser aplicado a qualquer quantidade de material, mas é

definido em 1 mol ou uma unidade de massa de substância, sendo então a capacidade calorífica

molar e a capacidade calorífica por unidade de massa, respectivamente.

A seguir, será realizado o EXPERIMENTO 1 cujo objetivo é determinar a capacidade

calorífica do cobre.

Experimento 1

1. Tomar um pedaço de cobre metálico e determinar a sua massa;

2. Amarrar o metal com um cordão e colocá-lo em um recipiente contendo água em

ebulição;

3. Deixá-lo imerso na água durante 30 minutos;

28

4. Em um tubo de ensaio, colocar 30 mL de água e medir a temperatura;

5. Depois de aquecido, transferir o metal rapidamente para dentro da água contida no tubo,

agitar e anotar a temperatura máxima atingida.

A capacidade calorífica do metal pode ser calculada admitindo-se que o calor transferido

pelo metal é absorvido pela água. Pequenas perdas para o ambiente serão desprezadas.

1. O calor absorvido pela água pode ser calculado usando-se expressão:

q = m.c.T

Em que: m = massa da água (g)

c = capacidade calorífica da água, por unidade de massa (cal/g.oC)

T = variação de temperatura da água (oC)

2. O calor transferido pelo metal também pode ser calculado pela expressão:

q = m.c.T

Em que: m = massa do metal (g)

c = capacacidade calorífica do metal, por unidade de massa (cal/g.oC)

T = variação de temperatura do metal (oC)

Calcule a capacidade calorífica do metal, sabendo que a capacidade calorífica por

unidade de massa da água é igual a 1 cal/g.oC e a densidade é 1 g/mL.

Medindo entalpias de uma reação de NEUTRALIZAÇÃO e de uma DISSOLUÇÃO

É importante ter uma informação quantitativa sobre as mudanças de energia associadas

com as reações químicas. Essas informações são obtidas na termoquímica, que é o estudo das

variações de energia que acompanham uma dada reação.

O calor envolvido (liberado ou absorvido) numa reação à pressão constante é

numericamente igual ao que se chama de variação de entalpia da reação, simbolizada por H.

Assim,

H = q (a pressão constante)

29

Como calor é absorvido (q é positivo) numa reação endotérmica e liberado (q é negativo) numa

reação exotérmica, H para uma reação endotérmica tem valor positivo (H > 0) e, para uma

reação exotérmica, tem valor negativo (H < 0).

Nos cálculos termoquímicos costuma-se considerar o calor envolvido numa reação

química como sendo a variação de entalpia, uma vez que a maioria das reações é realizada a

pressão constante.

Quando a equação química é representada acompanhada do valor de H da reação, ela é

chamada equação termoquímica.

Exemplo: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(ℓ) H

o = 888 kJ

Como a variação de entalpia depende das condições em que a reação acontece, nas

medidas termoquímicas essas condições devem ser especificadas. Assim, para comparar as

variações de energia envolvidas nas reações químicas, é importante saber sob que condições a

reação é realizada. A temperatura e a pressão devem ser especificadas. Quando cada uma das

substâncias numa reação está à pressão de 1 bar (1 bar = 0,987 atm) diz-se que ela está no seu

estado padrão. O calor envolvido numa reação, sob esta condição e a temperatura indicada (em

geral 25 oC ou 298 K) é denominado calor padrão de reação ou entalpia padrão de reação. O

primeiro termo é mais freqüentemente usado e o símbolo é Ho, com o sobrescrito (

o) especial

para indicar as condições padrão (pressão = 1 bar). Assim, a entalpia padrão de combustão do

CH4(g), Ho, é igual a 888 kJ/mol de metano.

As medidas de entalpia de reação são geralmente executadas através do uso de

calorímetros. Essas medidas fornecem informações sobre as energias de ligação. Por outro lado, a

utilização das energias de ligação, permite a previsão de calores de reação, cujas medidas muitas

vezes são impossíveis de serem realizadas.

O que você entende por calorimetria?

30

A seguir serão realizados três experimentos. Em dois deles (EXPERIMENTOS 2 e 4), o

objetivo é determinar o calor associado a uma reação química que, nesse caso, é uma reação de

neutralização. No outro (EXPERIMENTO 3), o objetivo é determinar o calor associado a um

processo de dissolução.

Experimento 2

1. Colocar em recipientes distintos, 100 mL de solução de HCℓ 0,5 mol/L e 100 mL de

solução de NaOH 0,5 mol/L;

2. Medir as temperaturas de cada solução;

3. Em um béquer de 250 mL, previamente pesado, misturar as duas soluções, agitar

rapidamente e medir a temperatura máxima atingida.

O calor liberado nessa reação de neutralização pode ser calculado considerando que este

será absorvido pela solução aquosa e pelo béquer, onde a reação foi efetuada. Assim:

q reação = q solução + q vidro

Em que: q = m.c.T

Como a solução formada tem densidade e capacidade calorífica aproximadamente igual à

da água, para efeitos de cálculo considere:

Densidade (d) = 1g/mL

Capacidade calorífica (c) = 1 cal/g.oC

Capacidade calorífica do vidro por unidade de massa é igual a 0,2 cal/g.oC.

Utilizando os dados obtidos no EXPERIMENTO 2, calcule o calor liberado na reação

efetuada. Em seguida, calcule a entalpia da reação de neutralização por mol de NaOH, e

escreva a equação termoquímica.

Tradicionalmente as medidas de calores de reação são feitas em cal ou kcal. O sistema

internacional de medidas (SI) recomenda que os valores sejam expressos em joules (J) ou

quilojoules (kJ).

31

Sabendo-se que 1 cal = 4,18 J , expresse os valores calculados em J ou KJ.

Neste experimento, não se levou em consideração perdas de calor para o ambiente.

Medidas mais precisas podem ser realizadas em recipientes adequados denominados

calorímetros. O calor da reação poderá então ser calculado pela expressão:

q reação = q solução + q calorímetro

Experimento 3

1. Em um béquer previamente pesado, colocar 200 mL de água e medir a temperatura;

2. Adicionar 2,0 g de hidróxido de sódio, NaOH, agitar a mistura com o auxílio de um

bastão de vidro, e anotar a temperatura máxima alcançada.

Fazendo as mesmas considerações feitas no experimento 2, calcule a entalpia de

dissolução por mol de NaOH. Escreva uma equação correspondente ao processo e

expresse os valores calculados em J ou kJ.

Experimento 4

1. Em um béquer previamente pesado, colocar 100 mL de solução de HCℓ 0,5mol/L e medir

a temperatura;

2. Adicionar 2,0 g de hidróxido de sódio, NaOH, agitar a mistura com o auxílio de um

bastão de vidro, e anotar a temperatura máxima alcançada.

Fazendo as mesmas considerações dos experimentos anteriores, calcule a entalpia da

reação, por mol de NaOH, e escreva a equação termoquímica que representa o processo.

Bibliografia consultada

FELICÍSSIMO, A.M.P. ET AL. Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-

Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo,

1979.

RUSSEL, J. B. Química Geral. São Paulo: Makron Books, 1994.

32





AULA PRÁTICA: Cinética Química

SALVADOR – Bahia

2009

33

Cinética Química: entendendo as velocidades das reações

Objetivos:

e. Discutir fatores que afetam as velocidades das reações;

f. Verificar como a concentração e o estado de agregação dos reagentes alteram a

velocidade de uma reação;

g. Verificar como a temperatura e um catalisador afetam a velocidade de uma dada reação.

Energia de Ativação e a Teoria das Colisões

Algumas reações, previstas para ocorrerem sob o ponto de vista da termodinâmica, na prática

considera-se como se não ocorressem em virtude de suas velocidades serem muito baixas. É o

que ocorre na reação entre os gases hidrogênio (H2) e oxigênio (O2) para formar água líquida

(H2O), cujo valor da energia livre de Gibbs é negativo, Go = 237,2 kJ/mol, mas a reação

aparentemente não ocorre, nas condições de temperatura (298 K) para a qual esse valor de Go é

encontrado:

Esse fato é explicado pela cinética química. Aqui, o fator energético que deve ser analisado é a

chamada energia de ativação, a qual está associada à energia necessária para quebra das ligações

nos reagentes.

Um modelo simples e útil para explicar porque algumas reações são mais rápidas que outras é

o da Teoria das Colisões. Segundo esse modelo, para uma reação ocorrer, partículas dos

reagentes ao colidirem umas com as outras, algumas ligações devem ser quebradas e novas

devem ser formadas. Entretanto, nem todas as colisões levam à formação de produtos. Um

requisito para que isso aconteça é que a colisão deve ocorrer com energia suficiente para

quebrar as ligações apropriadas nos reagentes. Outro requisito para que uma colisão seja

H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l)

34

produtiva é que as partículas aproximem-se com a orientação adequada, de modo que os

átomos possam formar novas ligações.

Colisões que ocorrem com energia suficiente para promover a quebra de ligações nos reagente

e com a orientação adequada para que novas ligações possam ser formadas, são chamadas

colisões eficientes. Aqui serão estudados fatores que contribuem para um maior número de

colisões eficientes e, portanto, para aumentar a velocidade de uma dada reação.

É importante lembrar que aumentar a velocidade de uma reação é aumentar a quantidade de

matéria de reagente que se transforma ou de produto que se forma, por unidade de tempo.

Entendendo fatores que afetam as velocidades das reações químicas

As velocidades das reações químicas são afetadas por fatores que alteram o número de

colisões eficientes por unidade de tempo: quanto maior for esse número, maior será a velocidade

da reação e vice-versa. Dentre esses fatores têm-se aqueles relativos aos reagentes – concentração

e estado de agregação –, e os relativos às condições da reação – temperatura, catalisador, pressão.

No EXPERIMENTO 1 a seguir, será estudada a reação conhecida “relógio de iodo”, a qual

consiste em um dos métodos de obtenção dessa substância. O iodo (I2) pode ser identificado

através do uso de amido, com o qual reage e forma um material de cor azul. As equações a seguir

ilustram as alterações que ocorrem:

3HSO3-(aq) + IO3

-(aq) I

-(aq) + 3SO4

2-(aq) + 3H

+(aq)

5I-(aq) + IO3

-(aq) + 6H

+(aq) 3I2(aq) + 3H2O(l)

I2(aq) + HSO3-(aq) + H2O(l) 2I

-(aq) + SO4

2-(aq) + 3H

+(aq)

EXPERIMENTO 1

1- Tomar 2 provetas de 10 mL. Em uma delas, colocar 10 mL de solução de iodato (IO3)

0,02 mol/L e acrescentar 3 gotas de amido em água. Na outra, colocar 10 mL de solução

de ácido sulfuroso (H2SO3) 0,01 mol/L.

2- Tomar um béquer de 50 mL, colocá-lo sobre um papel branco e adicionar, ao mesmo

tempo, as duas soluções preparadas no item 1. Anotar, no QUADRO 1 a seguir, o tempo

necessário para observar a formação da cor azul, indicando a formação de iodo (I2).

35

3- Repetir os itens 1 e 2 considerando os dados apresentados no QUADRO 1 a seguir e

anotando os resultados na coluna TEMPO.

QUADRO 1

Teste [IO3-]

(mol/L)

[H2SO3]

(mol/L)

Tempo

(s)

1 0,020 0,010

2 0,010 0,010

3 0,008 0,010

4 0,006 0,010

5 0,004 0,010

Após analisar os dados apresentados e anotados no QUADRO 1,

Faça uma avaliação da dependência da velocidade da reação com a concentração do

IO3-?

Represente graficamente a variação da concentração com o tempo.

Use a teoria das colisões para explicar os resultados obtidos.

No EXPERIMENTO 2 será demonstrado como a velocidade de uma reação varia com o estado

de agregação do(s) reagente(s). Para ilustrar essa dependência será estudada a reação entre

carbonato de cálcio (CaCO3) com solução de ácido clorídrico.

EXPERIMENTO 2

1. Tomar 2 tubos de ensaio e colocar, em cada um, 2 mL de solução de HCℓ 2 mol/L;

2. Adicionar, ao mesmo tempo, em um dos tubos um pouco de carbonato de cálcio em pó e,

no outro, em pedaços;

3. Comparar o tempo de reação nos dois tubos.

Em qual dos dois tubos a reação foi mais rápida? Use a teoria das colisões para

tentar dar uma explicação para o resultado obtido.

36

No EXPERIMENTO 3 vai ser feita uma avaliação de como a velocidade de uma reação varia

com a temperatura. Para isso, o teste 4 do experimento 1 vai ser realizado em três temperaturas

distintas. Anote o tempo de reação em cada uma das três situações, no QUADRO 2 a seguir:

QUADRO 2

Teste Temperatura (oC) Tempo (s)

1

2

3

EXPERIMENTO 3

1. Preparar um béquer de 500 mL com água e gelo e controlar a temperatura até o valor

desejado para realizar o experimento.

2. Realizar o item 1 do experimento 1, usando os dados apresentados para o teste 4.

3. Manter as soluções de IO3- e H2SO3 no béquer preparado no item 1, até que as

temperaturas nos dois sistemas sejam as mesmas.

4. Misturar as duas soluções, agitar e devolver imediatamente para o béquer com água a fim

de manter a temperatura constante.

5. Registrar o tempo que a mistura leva para ficar azul.

6. Repetir o procedimento variando a temperatura da reação.

Após analisar os dados registrados no QUADRO 2, responda:

Em qual dos três experimentos a reação foi mais rápida? E mais lenta?

Use a teoria das colisões para explicar os resultados observados.




1979.

37



DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E NORGÂNICA


AULA PRÁTICA: Equilíbrio Químico

38

Salvador – Bahia

2010

Equilíbrio Químico: a extensão das reações

Objetivos:

a. Identificar reações caracterizadas pela reversibilidade.

b. Usar o Princípio de Le Chatelier no estudo de sistemas em equilíbrio.

c. Entender a ação de um indicador ácido-base usando o conceito de equilíbrio químico.

O que se entende por equilíbrio químico?

Nas reações químicas, reagentes são transformados em produtos. Assim, as concentrações das

substâncias que reagem (reagentes, R) são diminuídas e as daquelas que se formam (produtos, P) são

aumentadas. De acordo com a cinética química, as concentrações das substâncias afetam as velocidades das

reações: ao longo de uma reação, a velocidade no sentido de R P diminui e a de P R aumenta. Num dado

instante, atinge um ponto em que essas velocidades se igualam e diz-se que o equilíbrio foi estabelecido. A

figura a seguir ilustra esse fato:

Considera-se que o equilíbrio químico é alcançado quando as reações direta e inversa ocorrem à

mesma velocidade; esse sistema pode ser representado como abaixo, onde a seta dupla representa que as

reações nos dois sentidos estão ocorrendo com as mesmas velocidades:

R P

P R

Reagentes Produtos

39

É importante salientar que o equilíbrio químico é uma condição dinâmica: todas as substâncias

presentes estão sendo continuamente formadas e transformadas, na mesma velocidade. Além

disso, no equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos podem não ser iguais: o ponto em

que as velocidades se igualam pode ser qualquer um entre o 100% de reagentes e o 100% de

produtos. A extensão em que a reação direta ou inversa é favorecida, uma em relação à outra, é

uma característica da reação sob determinadas condições.

Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio

desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. Esse é o enunciado do

“princípio de Le Chatêlier”, que pode ser usado para fazer previsões qualitativas sobre a resposta

de um sistema em equilíbrio às diversas variações nas condições externas.

Nessa aula serão realizados dois experimentos para ilustrar alguns sistemas em equilíbrio. As

presenças de reagentes e produtos serão identificadas via indícios experimentais tais como

alteração de cor (EXPERIMENTO 1) e mudança de pH (EXPERIMENTO 2).

EXPERIMENTO 1

1. Em um tubo de ensaio adicionar 10 gotas de solução 1 mol/litro de cloreto cobalto(II).

Qual é a cor da solução? Considere essa como a cor da espécie [Co(H2O)6]2+

.

2. Em outro tubo de ensaio colocar 01 gota da solução do tubo preparado no item 1 e

adicionar 10 gotas de solução de HCℓ 8 mol/litro.

Houve mudança na coloração do sistema? Considere essa como a cor da espécie

[CoCℓ4]2

.

3. Em um terceiro tubo de ensaio faça os testes a seguir, observando as cores e

comparando-as com aquelas dos itens 1 e 2:

i) 4 gotas da solução de cloreto de cobalto(II) + 12 gotas da solução de HCℓ.

ii) À mistura do item (i) acima, adicionar 6 gotas de água.

iii) À mistura do item (ii) acima, adicionar 12 gotas de solução de HCℓ.

40

ESCREVA A EQUAÇÃO QUE REPRESENTA O EQUILÍBRIO ESTABELECIDO ENTRE AS

ESPÉCIES [CO(H2O)6]2+

E [CoCℓ4]2

.

COM BASE NOS TESTES 1, 2 E 3 ACIMA E SABENDO QUE A CONCENTRAÇÃO DOS

REAGENTES É UM FATOR QUE ALTERA O EQUILÍBRIO, USE O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER

PARA EXPLICAR OS RESULTADOS OBSERVADOS.

4. Em um quarto tubo de ensaio, colocar 10 gotas da solução de cloreto cobalto(II),

aquecer o tubo em banho-maria e observar a cor da solução após o aquecimento. A

seguir, deixar resfriar o tubo e, novamente observar a cor da solução.

COM BASE NO TESTE 4 ACIMA, SABENDO QUE A TEMPERATURA DO SISTEMA É UM FATOR

QUE ALTERA O EQUILÍBRIO E QUE A FORMAÇÃO DO [CoCℓ4]2

A PARTIR DO CO(H2O)6]2+

É

UM PROCESSO ENDOTÉRMICO, USE O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER PARA EXPLICAR OS

RESULTADOS OBSERVADOS.

Experimento 2

1- Colocar em um tubo de ensaio 1 mL de uma solução de HCℓ 1 mol/L e três gotas de

fenolftaleína;

Qual é a cor da mistura?

2- Em seguida, adicionar, gota a gota, solução de hidróxido de sódio, NaOH, 1 mol/L até

observar mudança de coloração;

Qual é a cor dessa mistura?

3- Adicionar novamente solução de HCℓ, gota a gota, até ocorrer nova mudança de

coloração;

A FENOLFTALEÍNA HC20H13O4 É UMA SUBSTÂNCIA ORGÂNICA E SUA SOLUÇÃO

AQUOSA CONSTITUI UM SISTEMA EM EQUILÍBRIO, REPRESENTADO A SEGUIR:

HC20H13O4(aq) + H2O = C20H13O4-(aq) + H3O

+( aq)

(incolor) (vermelha)

41

SABENDO QUE A FENOLFTALEÍNA É INCOLOR EM MEIO ÁCIDO (NA PRESENÇA DE H3O+) E

VERMELHO EM MEIO BÁSICO (NA PRESENÇA DE OH), USE A IDEIA DE EQUILÍBRIO

QUÍMICO PARA EXPLICAR AS MUDANÇAS DE COR OBSERVADAS.

Bibliografia Consultada

Brown, T.L., LeMay, H. E., Bursten, B. E. Química, a ciência central. São Paulo: Pearson

Education do Brasil, 2007, cap. 15.

Russel, J.B. Química: Equilíbrio químico. 2ª ed., v. 2. São Paulo: Makron Books do Brasil

Ltda, 1994, cap.14.

GEPEQ Química Nova: Estudando o equilíbrio ácido-base. São Paulo: SBQ-Química

Nova na Escola,

42





AULA PRÁTICA: Reações Ácido – Base

SALVADOR – Bahia

2009

43

Ácidos e Bases: compostos que se neutralizam!

Objetivos:

a. Diferenciar conceitos ácido-base de Arrhenius, Brönsted-Lowry e de Lewis;

b. Entender o processo de neutralização;

c. Caracterizar soluções como ácidas ou básicas através da medida do pH;

d. Reconhecer que o pH é uma função da concentração de íons H3O+;

e. Relacionar as forças de ácidos e bases com o grau de ionização em água.

O que são ácidos e bases?

A resposta mais correta para a questão “o que são ácidos e bases?” é: “depende”. Sim,

depende se você está interessado em saber se “certa substância que está num recipiente é um

ácido ou uma base” ou se quer saber “qual é a característica de uma dada espécie química

que faz com que ela tenha propriedades ácidas ou básicas”. No primeiro caso, você necessita

de uma definição que depende de fenômenos ou propriedades que você possa ver, tocar, sentir

o gosto etc. Por exemplo, soluções aquosas de ácidos têm sabor azedo, tornam vermelho o

papel de tornassol, reagem com certos metais liberando hidrogênio, H2(g). Soluções aquosas

de bases têm sabor amargo, tornam azul o papel de tornassol, são escorregadias ao tato.

Mas se você está interessado em saber qual é a característica que faz com que uma dada

molécula apresente propriedades ácidas ou básicas, a resposta para a questão “o que são ácidos e

bases?” não é simples. Na verdade, não há uma resposta simples e inequívoca!

Em 1887, Arrhenius propôs que ácido é qualquer espécie que produz íons H+ em água e,

base, produz íons OH. Mais tarde, estudos dessas soluções aquosas apresentaram evidências de

que esse íon H+ não existe mas que ele combinava-se quimicamente com a molécula H2O para

formar o íon H3O+, o qual é chamado de hidrônio.

44

1. Cloreto de hidrogênio, HCℓ, é uma substância gasosa e é ácido de Arrhenius. Hidróxido

de sódio, NaOH, é um sólido e é base de Arrhenius. Escreva equações que representem

os comportamentos ácido do HCℓ e básico do NaOH.

O conceito de Arrhenius é perfeitamente válido, mas muito limitado. Por exemplo,

NH3(g), em água, produz soluções básicas, mas não contém íons OH. Além disso, várias reações

ácido-base ocorrem na ausência de água.

Em 1923, Brönsted e Lowry, independentemente, definiram ácido como uma espécie que

doa prótons (H+) e, base, como uma espécie que aceita prótons.

2. Considere a reação do HCℓ gás com água e explique por quê:

a) Cloreto de hidrogênio comporta-se como ácido de Brosted-Lowry.

b) Água comporta-se como base de Bronsted-Lowry.

3. Considere a reação entre NH3 e água e explique por quê:

a) Água comporta-se como ácido de Bronsted-Lowry.

b) Amônia comporta-se como base de Bronsted-Lowry.

É importante notar que ácidos e bases estão intimamente ligados pelo conceito de Brönsted-

Lowry, ou seja, para doar próton é preciso que tenha um receptor de prótons e vice-versa.

Então, para alguma espécie atuar como ácido, uma base deve estar presente

4. Em termos da definição de Arrhenius, uma base pode existir na ausência de um ácido? E

segundo a definição de Brönsted? Discuta sua resposta.

Um aspecto importante no conceito ácido-base de Brönsted-Lowry é o envolvimento da água

como reagente. Na reação com cloreto de hidrogênio, a água reage como base. Na reação com

amônia, a água reage como um ácido. Substâncias que podem atuar como ácido ou base são

chamadas anfotéricas.

5. Qual a espécie formada quando a água atua como um ácido de Brönsted-Lowry? E como

base?

45

Outro ponto importante no conceito ácido-base de Brönsted-Lowry é que, quando um

ácido doa um próton a uma base são formados um novo ácido e uma nova base. Estes são

chamados, respectivamente, ácido conjugado e base conjugada.

6. Considere as reações entre cloreto de hidrogênio e água, e entre amônia e água, e

identifique os pares ácido-base conjugados.

Muitas substâncias, como o dióxido de carbono, CO2, e trióxido de enxofre, SO3, não

contêm hidrogênio na composição química, mas apresentam propriedades ácidas. Ainda em

1923, o cientista G. N. Lewis propôs uma definição ácido-base mais geral, que focaliza o par de

elétrons em vez do próton. Segundo Lewis, ácido é toda espécie química capaz de receber um par

de elétrons, e, base aquela capaz de doar um par eletrônico.

7. Em termos da definição de Lewis, uma base pode existir na ausência de um ácido?

Explique.

Neutralização: diminuindo as propriedades ácidas e básicas!

Uma propriedade dos ácidos é que eles neutralizam bases e vice-versa. Assim, quando

ácidos e bases reagem, as propriedades de ambas as espécies diminuem e podem desaparecer;

essa reação é chamada neutralização. Uma reação de neutralização muito comum é aquela entre

ácido clorídrico e hidróxido de sódio; na verdade, a reação é entre H3O+ e OH

, para formar água.

Quando o número de íons H3O+ é igual ao de OH

-, eles reagem para produzir uma solução

que não é ácida nem básica. O resultado é a neutralização de todas as propriedades associadas

com ácidos e bases. Se há mais íons H3O+ que OH

ou, ao contrário, a solução resultante será

ácida ou básica, respectivamente. A seguir, o professor vai realizar o EXPERIMENTO 1 cujo

objetivo é entender o processo de neutralização.

46

EXPERIMENTO 1

1. Planejar um experimento com o objetivo de efetuar uma reação de neutralização entre

ácido clorídrico e hidróxido de sódio;

2. Executar o experimento;

3. Discutir os resultados observados.

O fluido estomacal é uma solução de ácido clorídrico. O estômago produz uma pequena

quantidade desse ácido o tempo todo e, portanto, um estômago ácido é o desejável. Mas a

produção de ácido clorídrico pode ser estimulada por alguns tipos de alimentos, o que causa um

excesso de acidez estomacal. Quando isto acontece, torna-se necessário tomar um antiácido

como, por exemplo, Leite de Magnésia, que é uma mistura de Mg(OH)2 em água.

8. Sabendo que o hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, é uma base de Arrhenius, discuta como

ele atua no estômago, diminuindo a acidez estomacal. Escreva a equação química que

representa esse processo.

Hidrólise de Íons: reações ácido-base de Brönsted-Lowry

Quando um sal se mistura em água, a solução resultante pode apresentar um valor de pH

igual ao da água pura (antes de adicionar o sal), mais baixo (solução ácida) ou mais alto (solução

básica), dependendo dos íons formadores do sal. Se o pH da mistura é igual ao da água, os íons

estão simplesmente hidratados e a concentração de H3O+ é a mesma tanto na solução quanto na

água pura. Mas se o pH é alterado, ou ocorreu reação entre o cátion do sal e a água (pHsolução <

pHágua) ou entre o ânion do sal e a água (pHsolução > pHágua). Reações nas quais a água é um

reagente são denominadas de hidrólise. No caso de sais, a hidrólise é uma reação entre o ânion ou

o cátion e água, com formação de íons OH ou H3O

+.

9. Escreva as equações genéricas que representem a hidrólise de um ânion, A, e a de um

cátion, M+.

47

10. A partir da análise das equações que você escreveu, discuta por que as reações de íons

com água são reações ácido-base de Brönsted-Lowry.

A seguir, o professor vai realizar um experimento com o objetivo de verificar o

comportamento de alguns sais em água. Observe e anote os valores de pH obtidos para todas as

misturas de sais com água para compará-los com o da água pura.

EXPERIMENTO 2

1. Medir o pH da água destilada;

2. Em três tubos de ensaio distintos, colocar um pouco da água destilada para a qual o pH foi

determinado;

3. Adicionar a cada tubo, separadamente, um pouco de cada um dos seguintes sais: cloreto

de sódio (NaCℓ), hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) e cloreto de alumínio (AℓCℓ3).

4. Medir o pH de cada solução aquosa do sal e compará-lo com o da água destilada.

Justifique o pH encontrado nas três soluções, usando o conceito ácido-base de Brönsted-

Lowry.

Escreva uma equação química que represente a reação ocorrida quando se usa

hidrogenocarbonato de sódio no combate à acidez estomacal.

O pH básico de uma solução de NaHCO3 justifica o seu uso como um dos principais

componentes de medicamentos usados no combate à acidez estomacal.

Forças de Ácidos e de Bases

A ionização de um ácido em água produz íons H3O+ e, de uma base, íons OH

; quanto

maior é a fração do ácido ou da base que se ioniza, maior é a concentração dos respectivos íons

em solução. Alguns ácidos, por exemplo, ácido clorídrico, HCℓ, ionizam-se quase que

completamente em água; isso quer dizer que, para este ácido, a maioria das moléculas HCℓ, em

48

água, produz íons H3O+. Para outros, como o ácido acético, somente uma fração das moléculas

CH3OOH produz íons H3O+ em água.

Escreva as equações que representem as ionizações dos ácidos clorídrico e acético em

água.

Procure na literatura o valor da constante de ionização para estes ácidos.

Ácidos que se ionizam quase que completamente em água são ditos ácidos fortes. Aqueles

que se ionizam parcialmente são mais fracos. O mesmo critério é usado para classificar bases

como fortes ou fracas.

Experimentalmente, o grau de ionização pode ser determinado medindo-se a

condutividade elétrica da solução, que será tanto maior quanto maior for o número de íons

presentes. A medida de pH de uma solução também pode ser utilizada para se avaliar o grau de

ionização do ácido ou da base, desde que se esteja trabalhando com soluções de mesma

concentração.

EXPERIMENTO 3

1. Usando um papel indicador, medir o pH de cada uma das seguintes soluções:

HCℓ 0,1 mol/ℓ

HCℓ 0,001 mol/ℓ

CH3COOH 0,1 mol/ℓ

NaOH 0,1 mol/ℓ

NH4OH 0,1 mol/ℓ

2. Com base na análise dos resultados obtidos, responda:

a) Qual ácido é mais forte HCℓ ou CH3COOH? E qual base, NaOH ou NH4OH?

Justifique sua resposta.

b) Por que o valor do pH da solução de HCℓ 0,001 mol/ℓ é praticamente o mesmo

daquele da solução de CH3COOH 0,1 mol/ℓ?

49


VIVEIROS, A. M. V., MARTINS, C. R., ALVES, F. M., CEDRAZ, J. P. L., LÔBO, S. F., “Ácidos e Bases: classes

opostas de compostos químicos” Manual de aulas práticas da disciplina Química Geral I, Salvador – BA, UFBA,

Instituto de Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 1998.

MUROV, S. AND STEDJEE, B. “Experiments in Basic Chemistry”. 3rd

ed. USA, John Willey & Sons, Inc., 1994,

pag. 197-203.

50





AULA PRÁTICA: Reações de Oxirredução

SALVADOR – Bahia

2009

51

Por que alguns elementos são oxidantes e outros são redutores?

Objetivos:

f. Identificar reações de oxirredução;

g. Entender a relação entre energia de ionização e poder redutor de um elemento;

h. Entender a relação entre afinidade eletrônica e poder oxidante de um elemento.

O que são reações de oxirredução?

Reação redox ou de oxidação–redução ou de oxirredução é um tipo de reação na qual

elétron(s) é (são) transferido(s) de um elemento para outro. A espécie que contém o elemento que

perde elétrons é oxidada e aquela que ganha elétrons, é reduzida. O termo oxidação refere-se à

perda de um ou mais elétrons (aumento de carga positiva em relação à negativa) por um átomo, e

o termo redução, ao ganho de elétrons (diminuição de carga positiva em relação à negativa).

As propriedades químicas de um elemento e, portanto, a perda e ganho de elétrons,

dependem da estrutura eletrônica do átomo. A periodicidade das configurações eletrônicas dos

níveis mais externos dos átomos induz uma periodicidade nas propriedades químicas, pois são os

elétrons mais externos que interagem numa reação química. As distribuições eletrônicas num

grupo são similares, mas diferentes daquelas num período.

1. Faça a distribuições eletrônicas para os seguintes conjuntos de elementos e discuta, para

cada conjunto, as diferenças e as semelhanças.

Li, Na e K

Be, Mg e Ca

F, Cℓ e Br

2. Compare as configurações eletrônicas do Na, Mg e Cℓ.

52

Por que SÓDIO e MAGNÉSIO são bons agentes redutores?

Os elementos dos grupos 1 (Li – Cs) e 2 (Be – Ba) da tabela periódica são todos metais.

A força redutora dessas espécies, ou seja, a capacidade destes metais atuarem como agente

redutor deve ser avaliada analisando as energias envolvidas no processo, cujas etapas estão

representadas no ciclo a seguir, onde M = elemento do grupo 1 ou 2.

3. Identifique, no ciclo anterior, a etapa global que corresponde ao processo de oxidação do

metal M(s) e represente-a através de uma equação química.

As etapas destacadas no ciclo acima, podem ser representadas da seguinte forma:

M(s) + energia M(s) (I)

M(g) + energia Mn+

(g) (II)

Mn+

(g) + água Mn+

(aq) + energia (III)

4. Analise as etapas representadas acima e discuta a relação entre o poder redutor do metal

e a energia de ionização?

Observe que a etapa global de formação dos íons Mn+

(aq) corresponde a soma das outras etapas.

5. Escreva, então, uma equação que represente a etapa global de formação dos íons

Mn+

(aq) a partir da soma das etapas (I), (II) e (III).

(I) Calor de

sublimação M(g) M(s)

(II) Energia

de ionização

Mn+

(g) + n e M

n+(aq) + n e

(III) Calor de

hidratação

53

Agora, o professor vai realizar os EXPERIMENTOS 1 e 2, descritos a seguir. Leia-os antes

para que você possa se orientar no que deve observar mais atentamente e fazer as devidas

anotações; isso será útil para você responder as questões propostas e discutir os resultados.

EXPERIMENTO 1

1. Em um béquer de 100 mℓ, colocar 10 mℓ de água destilada e 2 ou 3 gotas de fenolftaleína;

Qual é a cor da água com fenolftaleína?

Fenolftaleína é uma substância orgânica, que é incolor em valores de pH até 8,0 e torna-

se vermelha em pH acima desse valor.

2. Com uma pinça, retirar o sódio metálico do recipiente onde ele está imerso em querosene, e

colocar sobre um pedaço de papel de filtro;

3. Com uma espátula, cortar um pequeno fragmento de sódio e colocar no béquer com água e

fenolftaleína.

Descreva o que você observou com o fragmento de sódio quando ele foi colocado na água.

Qual é a cor da solução resultante? A partir da observação sobre a cor da solução

resultante e com base nas informações dadas sobre a fenolftaleína, que espécie química

você pode afirmar que foi formada?

Sabendo que sódio é um bom agente redutor e com base na sua resposta do item acima,

discuta a transformação química que ocorre quando o sódio entra em contato com a água.

Escreva uma equação que represente essa transformação.

Qual espécie química é o agente oxidante? Qual elemento é reduzido? Justifique suas

respostas com base nos resultados obtidos no experimento.

Analise o experimento 1 e diga por quê:

NÃO SE DEVE tocar o sódio com as mãos?

O sódio encontra-se armazenado em querosene?

54

EXPERIMENTO 2

1. Tomar um pedaço de 2 a 3 cm de fita de magnésio e lixar;

2. Em um tubo de ensaio, colocar 5 mℓ de água destilada e 2 a 3 gotas de fenolftaleína.

Observar a cor dessa solução.

3. Colocar a fita de magnésio limpa no tubo de ensaio preparado no item 2.

Descreva o que você observou neste experimento.

Discuta com sua equipe as observações e procure explicá-las sabendo que o magnésio é

um bom agente redutor.

Considerando as etapas envolvidas na formação dos íons Na+ e Mg

2+ dê uma explicação

para o fato de que sódio e o magnésio são bons agentes redutores.

A energia de ionização é uma das etapas envolvidas na avaliação da força redutora de um dado

elemento. Assim, a capacidade de um elemento atuar como agente redutor está relacionada com

a facilidade de perder elétrons.

CLORO, BROMO e IODO são redutores ou oxidantes?

Os elementos do grupo 17 da tabela periódica são não metais e são conhecidos como

halogênios. Eles, ao contrário daqueles dos grupos 1 e 2, atuam predominantemente como

agentes oxidantes, ou seja, para eles é mais fácil (energia menor) ganhar elétrons do que perdê-

los.

6. Analise as configurações eletrônicas do cloro e do sódio, feitas no item 1, e discuta

porque, em geral, cloro reage ganhando elétrons e sódio perdendo-os.

A força oxidante desses elementos deve ser avaliada através das energias envolvidas no

processo. O ciclo apresentado a seguir apresenta as etapas para o cloro, Cℓ2(g). Deve-se lembrar

55

que o bromo é líquido, Br2(ℓ), e o iodo é sólido, I2(s), e, portanto para cada uma dessas duas

substâncias, antes da etapa (I), dissociação, tem-se respectivamente a vaporização e a sublimação.

7. Identifique, no ciclo acima, a etapa global que corresponde ao processo de redução do

cloro, Cℓ2(g), e represente-a através de uma equação química.

As etapas destacadas no ciclo acima podem ser representadas da seguinte forma:

½ Cℓ2(g) + energia Cℓ(g) (I)

Cℓ(g) + elétron Cℓ(g) + energia (II)

Cℓ(g) + água Cℓ(aq) + energia (III)

Observe que a etapa global de formação dos íons X(aq) corresponde a soma das outras etapas:

½ X2(g) X(aq)

No EXPERIMENTO 3, serão feitos testes com o objetivo de avaliar, comparativamente, o

poder oxidante do cloro e do iodo. Estas substâncias, quando reduzidas, transformam-se nos

respectivos íons hidratados (ver etapas I, II e III para o cloro).

EXPERIMENTO 3

1. Colocar, em um tubo de ensaio, cerca de 2 mℓ de solução aquosa de iodeto e anotar a cor

dessa solução.

+ e

(I) ½ Energia de

dissociação Cℓ(g) ½ Cℓ2(g)

(II) Afinidade

eletrônica

Cℓ(g) Cℓ(aq)

(III) Calor de

hidratação

56

2. A seguir, adicionar água de cloro, Cℓ2(aq), gota a gota e com agitação, até não observar mais

alteração.

Qual a cor da solução formada após a adição água de cloro á solução de iodeto?

Sabendo que a solução de iodeto e a água de cloro são incolores, e que a solução aquosa

de iodo, I2(aq), é ferrugem, o que você pode concluir a partir dos resultados desse

experimento? Discuta sua resposta.

Escreva uma equação química que represente o que aconteceu nesse experimento.

3. Repetir as etapas 1 e 2 desse experimento, mas fazendo as seguintes alterações: i) usar

solução de cloreto no lugar de iodeto; ii) usar água de iodo no lugar de água de cloro.

O que você observou no item 3 desse experimento?

Com base nas suas observações, o que você pode concluir quanto ao poder oxidante do cloro,

Cℓ2(aq), comparado ao do iodo, I2(aq)? Consulte uma tabela de potencial de redução padrão e

fundamente a sua conclusão.

Cloro atua preferencialmente com oxidante e sódio como redutor. Consulte novamente a

tabela de potencial de redução padrão e fundamente essa afirmação.


VIVEIROS, A. M. V., MARTINS, C. R., ALVES, F. M., CEDRAZ, J. P. L., LÔBO, S. F., “Por

que alguns elementos são oxidantes e outros redutores?” Roteiros de aulas práticas da disciplina

Química Geral I, Salvador – BA, UFBA, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e

Inorgânica, 1998.



1979, p. 118-120.

57





AULA PRÁTICA: Eletroquímica

SALVADOR – Bahia

2010

58

Eletroquímica

Objetivos:

a. Estudar a relação entre a energia elétrica e transformação química.

b. Entender como funciona a pilha de Daniel.

c. Identificar a eletrólise como uma reação não-espontânea.

Eletroquímica: entendendo mais sobre reações de oxirredução

Eletroquímica é a parte da química que estuda os processos que envolvem transferências de

elétrons, em reações denominadas oxirredução ou redox. Reações de oxirredução são bastante

comuns como, por exemplo, combustão, obtenção e corrosão de metais, fotossíntese, respiração

etc.

Há dois tipos básicos de processos eletroquímicos: i) um no qual energia elétrica é gerada a

partir da reação de oxirredução – processo espontâneo; ii) outro em que a reação ocorre com

fornecimento de energia elétrica – processo não espontâneo.

O processo espontâneo é conhecido como pilha, a exemplo dos diversos tipos de pilhas

utilizadas comercialmente. Quando a energia elétrica é empregada para promover a reação

química, o processo recebe o nome de eletrólise, muito importante na produção dos metais,

hidróxido de sódio, hipoclorito de sódio etc.

A seguir será realizado um experimento com o objetivo de identificar uma reação de

oxirredução.

Experimento 01

1. Mergulhar uma barra de zinco, Zn(s), em uma solução aquosa, 1 mol/litro, de íons Cu(II).

Antes de realizar o item 1, observe e anote a cor da solução de Cu(II).

2. Aguardar alguns minutos e observar alterações na superfície do zinco e na cor da solução

de Cu(II).

Descreva o que você observou na superfície do zinco.

59

Você observou alguma modificação na cor da solução?

Sabendo que os íons Zn2+

(aq) são incolores e que o Cu(s) tem coloração

avermelhada, o que você acha que aconteceu?

Escreva uma equação geral para representar o que aconteceu nesse experimento.

O zinco metálico, Zn(s), transfere elétrons para os íons Cu(II), Cu2+

(aq); assim formam-se

íons Zn2+

(aq) e cobre metálico, Cu(s).

Você acha que se fosse colocado uma placa de cobre metálico, Cu(s), em uma

solução aquosa contendo íons Zn2+

, ocorreria a formação de íons Cu2+

(aq)? Discuta

sua resposta.

Pilha ou Célula Galvãnica: um tipo de célula eletroquímica

No EXPERIMENTO 01 ocorreram duas semirreações, a de oxidação do Zn a Zn2+

e a de

redução do Cu2+

a Cu. No EXPERIMENTO 02, as duas semirreações também vão ocorrer, mas em

recipientes separados. A FIGURA 1 representa um esquema do equipamento onde as

semirreações ocorrerão:

Experimento 02

1. Colocar, em um dos béqueres, solução 1 mol/litro de íons Zn2+

e mergulhar nessa solução

um pedaço de zinco;

FIGURA 1

60

2. No outro béquer, colocar solução 1 mol/litro de íons Cu2+

e mergulhar nessa solução uma

placa de cobre;

Você observa indícios de que ocorre reação nos béqueres separados?

3. Conectar os dois béqueres com uma ponte salina;

4. Conectar um voltímetro entre o zinco e o cobre e observar a passagem da corrente

elétrica;

5. Medir a voltagem da pilha.

O equipamento usado no EXPERIMENTO 02 é um exemplo de célula galvânica ou pilha.

Célula galvânica é uma célula eletroquímica na qual uma reação química espontânea pode ser

usada para gerar corrente elétrica. À medida que a reação acontece, ocorre a migração de íons

através de material poroso ou de ponte salina: íons de carga positiva migram em direção ao

catodo e íons de carga negativa migram em direção ao anodo.

Analise a FIGURA 1 e identifique: i) o catodo; ii) o anodo; iii) o sentido do fluxo de

elétrons; iv) a ponte salina.

A partir do que foi observado no experimento 02, responda:

i) Escreva as semiequações para as semirreações que ocorreram no catodo e no

anodo.

ii) Escreva a equação que representa o processo total.

iii) Calcule a variação de potencial para o processo, segundo informações dadas a

seguir, e compare-o com aquele obtido no experimento.

Zn(s) Zn2+

(aq) + 2e E

o = + 0,763 V

Cu(s) Cu2+

(aq) + 2e E

o = 0,337 V

Compare a força oxidante e redutora das espécies químicas envolvidas no processo.

Qual a importância da ponte salina numa pilha?

61

Uma das maneiras de analisar a espontaneidade de processos químicos é avaliando os valores

da variação da energia livre de Gibbs (G). No caso da reação aqui estudada, o valor da

variação da energia livre padrão é Go = - 212 kJ/mol. Quanto mais negativo é o valor de G

o

mais espontâneo é o processo e, nas reações redox, esse valor reflete maior tendência de os

elétrons serem transferidos do anodo, nessa reação o Zn(s), para o catodo.

A relação entre o Go e o potencial padrão da célula, E

o, é dada pela equação (1):

Go = nFE

o (1)

Em que: F = constante de Faraday = 96.485 J.V1

.mol1

e n = número de elétrons transferidos na

reação.

A equação que descreve potenciais de célula sob condições não-padrão é a chamada equação

de Nernst, representada a seguir:

Em que Q = razão entre as concentrações dos reagentes e produtos, cada um elevado à potência

de seus coeficientes estequiométricos.

Eletrólise: uma reação redox não-espontânea

A eletrólise é um processo de passagem de uma corrente elétrica através de uma solução

iônica ou sal fundido para promover a reação redox. A eletrólise altera a polaridade dos eletrodos.

Ao invés das reações que ocorreriam espontaneamente nos eletrodos, com o suprimento externo

de energia, observa-se a ocorrência de reações reversas. Assim, para a redução, os elétrons são

forçados para o catodo; este eletrodo ainda é o sítio de redução, mas na eletrólise ele está

carregado negativamente, pois o suprimento externo de energia força os elétrons para o local da

reação. O anodo ainda é o sítio de oxidação, mas na eletrólise ele é carregado positivamente. Ao

forçar a oxidação do material, o suprimento externo remove os elétrons da região de reação de

oxidação.

No experimento 03 será realizada a eletrólise da água (H2O), num equipamento semelhante

ao representado na FIGURA 2. Observe-o atentamente para, através dos resultados obtidos, você

identificar os produtos da reação.

E = Eo - RT

nFlnQ

62

Experimento 03

1. Utilizando o equipamento para a eletrólise, adicionar cerca de 3 mL de solução de

fenolftaleína em cada tubo contendo a solução aquosa de sulfato de sódio 1 mol/L.

2. Ligar a fonte e aguardar alguns minutos.

3. Observar o volume dos gases formados e a coloração da solução nos dois tubos.

Quais os gases produzidos em cada um dos tubos?

Por que os volumes dos gases produzidos foram diferentes?

Como explicar a diferença de coloração da solução em cada tubo?

Escreva as semiequações para as semirreações do cátodo e do ânodo.


BROWN, S. L. E HOLME, T. A. Química geral aplicada à engenharia. Tradução: Maria Lúcia

Oliveira. São Paulo: Cengage Learning Edições Ltda. 2010

RUSSELL, J. B. Química Geral. São Paulo: Makron-Books do Brasil, vol. 2, 1994.

FIGURA 2

Roteiros QUI B17

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