TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS -...

BC0307

TRANSFORMAÇÕES

QUÍMICAS

APOSTILA DO CURSO

LABORATÓRIO

Santo André

2013

BC0307 – Transformações Químicas

1

ÍNDICE

CRONOGRAMA - 2º. QUADRIMESTRE DE 2013 ................................................................... 2

SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO ....................................... 4

ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DO CARDERNO DE LABORATÓRIO ........................... 5

ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DE PRÉ-RELATÓRIO ........................................................ 5

BIBLIOGRAFIA .............................................................................................................................. 5

PRÁTICA 1 – TÉCNICAS BÁSICAS DE UM LABORATÓRIO QUÍMICO .......................... 7

PRÁTICA 2 – LIGAÇÕES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ............ 10

PRÁTICA 3 – TERMOQUÍMICA DE REAÇÕES .................................................................... 15

PRÁTICA 4 – ASPECTOS QUALITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ......................... 27

PRÁTICA 5 – ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ...................... 31

PRÁTICA 6 – CINÉTICA QUÍMICA: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ..... 34


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CRONOGRAMA - 2º. QUADRIMESTRE DE 2013 SEMANA ATIVIDADES AVALIAÇÃO PRÉ-ATIVIDADES

1 (29/07 e 30/07) Não haverá aula

2 (05 e 06/08)

PRÁTICA 1: Apresentação das normas gerais para a realização das aulas práticas, noções de segurança e unidades de medida. Técnicas básicas de laboratório.

Caderno - Pré-relatório

3 (12 e 13/08) PRÁTICA 2: Ligações químicas e interações intermoleculares.


4 (19 e 20/08)

PRÁTICA 3: Termoquímica de reações

Obs:Não haverá aula no Campus São Bernardo do Campo (feriado municipal)


5 (26 e 27/08) Discussão dos experimentos 1, 2 e 3.

6 (02 e 03/09) PROVA DE LABORATÓRIO 1

7 (09 e 10/09) PRÁTICA 4: Aspectos qualitativos de reações químicas Caderno - Pré-relatório

8 (16 e 17/09) PRÁTICA 5: Aspectos quantitativos das reações químicas. Caderno -Pré-relatório

9 (23 e 24/09) PRÁTICA 6: Cinética química: determinação da ordem de reação Caderno - Pré-relatório

10 (30/09 e 01/10) Discussão dos experimentos 4, 5 e 6.

11 (07 e 08/10) PROVA DE LABORATÓRIO 2

12 (14 e 15/10) PROVA SUBSTITUTIVA (mediante apresentação de atestado)


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AVALIAÇÃO

- Pre-relatório: poderá valer um ponto e deverá conter periculosidade e propriedades físicas dos reagentes e materiais, fluxograma do experimento e contas (cálculos estequiométricos, etc) e bibliografia utilizada. - Prova: consistirá de questões que versam sobre os experimentos realizados e os conceitos neles envolvidos. Durante a prova poderá ser consultado o Caderno de Laboratório - Caderno de Laboratório: O caderno deve conter para cada aula prática o pré-relatório, as anotações feita nas aulas, equações químicas e gráficos quando pertinentes, bem como as discussões relativas a estes dados e as respostas para as questões de verificação. Coordenador da Disciplina

NOME e-mail Sala

Leonardo José Steil [email protected] 612-3 Bloco A


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SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO Leia integralmente o Guia de Segurança, Experimentos e Atividades (3ª.Edição) da disciplina

de Base Experimental das Ciências Naturais.

Em resumo:

Segurança

Conheça a localização dos chuveiros de emergência, extintores e lavadores de olhos.

Use sempre avental, mantenha os cabelos presos e use calçados fechados;

Os óculos são obrigatórios!

Usar a capela sempre que possível;

Nunca pipete com a boca, não cheire, nem experimente os produtos químicos;

Comes e bebes, só fora do laboratório;

Consulte o professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto;

Comunique qualquer acidente, por menor que seja ao professor;

Se utilizar chama, mantenha longe de qualquer reagente!

Nunca brinque no laboratório;

Evite o contato de qualquer substância com a pele;

Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando a extremidade aberta para um colega ou para si

mesmo.

Cuidado ao aquecer vidro em chama: o vidro quente tem exatamente a mesma aparência do frio

Procedimentos gerais

Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor

Pesquise sempre a toxicidade dos reagentes antes das práticas

Nunca abra um recipiente de reagente antes de ler o rótulo

Evite contaminar reagentes, nunca retorne o excedente aos frascos de origem

Adicione sempre ácidos à água, nunca água a ácidos

Não coloque nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos.

Não coloque resíduos de solventes na pia ou ralo; há recipientes apropriados para isso.

Não atire vidro quebrado no lixo comum. Deve haver um recipiente específico para fragmentos

de vidro.

Verifique se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma reação/destilação

Ao terminar a prática, lave o material utilizado e deixe-o em ordem


5

ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DO CARDERNO DE LABORATÓRIO O Caderno de laboratório é individual e deve conter para cada aula prática o fluxograma, as anotações feita nas aulas, equações químicas e gráficos quando pertinentes, bem como as discussões relativas a estes dados e as respostas para as questões de verificação. É expressamente proibido tirar cópia de cadernos de outros alunos.

ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DE PRÉ-RELATÓRIO O pré-relatório tem como objetivo prepará-lo para o experimento, tanto em relação ao

procedimento experimental quanto aos riscos envolvidos. Portanto, é imprescindível que seja

feito com atenção e muito cuidado. Deve conter:

1. TÍTULO E IDENTIFICAÇÃO

2. BREVE DESCRIÇÃO DOS OBJETIVOS DOS EXPERIMENTOS E DOS FENÔMENOS

A SEREM OBSERVADOS.

3. FLUXOGRAMA INDICANDO TODOS OS PROCEDIMENTOS

4. LEVANTAMENTO DAS PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS (COMO PONTOS DE

EBULIÇÃO E DE FUSÃO, DENSIDADE, MASSA MOLAR, ETC.) DE TODOS OS

REAGENTES, TOXICIDADE E PERICULOSIDADE E O QUE FAZER EM CASO DE

ACIDENTE;

5. CUIDADOS ESPECÍFICOS A SEREM TOMADOS COM OS MATERIAIS A SEREM

UTILIZADOS.

BIBLIOGRAFIA Fundamentos teóricos e detalhes experimentais

1. Peter Atkins e Loretta Jones, Princípios de Química, Questionando a vida e o meio ambiente, Bookman, Porto Alegre, 2001.

2. J. C. Kotz, P. Treichel Jr, Química Geral e Reações Químicas, Vol. 1 e 2, 1ª edição, Thomson Pioneira, São Paulo, 2005.

3. James E. Brady, Joel W. Russell, John R. Holum, Química a Matéria e Suas Transformações, 3ª edição, Volume 1 e 2, LTC Editora, Rio de Janeiro, 2002.

4. S. Murov, B. Stedjee, Experiments and exercises in basic chemistry, fourth editon, John Wiley & Sons Inc., New York, 1992.

5. E. Giesbrecht, Experiências de Química; técnica e conceitos básicos, PEQ, Projetos de Ensino de Química, Editora moderna, 1982.


6

Informações técnicas (propriedades físicas, toxicidade, preço, nomenclatura)

1. CRC Handbook of Chemistry and Physics

2. Merck Index

3. Aldrich Handbook of Fine Chemicals and Laboratory Equipment

4. IUPAC Gold Book - http://goldbook.iupac.org/

Bases de Dados/Referências

1. The Web os Science (www.isiknowledge.com)

2. SciFinder Scholar (disponível nos laboratórios de pesquisa)

3. Sciencedirect (www.sciencedirect.com)

4. American Chemical Society (www.pubs.acs.org)

5. Royal Society of Chemistry (www.rsc.org)

Outras referências

- SYMYX-DRAW (software para edição de estruturas orgânicas) pode ser obtido gratuitamente

mediante registro no site www.symyx.com/micro/getdraw/

http://goldbook.iupac.org/

http://www.isiknowledge.com/

http://www.sciencedirect.com/

http://www.pubs.acs.org/

http://www.rsc.org/

http://www.symyx.com/micro/getdraw/


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PRÁTICA 1 – TÉCNICAS BÁSICAS DE UM LABORATÓRIO QUÍMICO Atividade pré-aula: Pré-relatório do Experimento (inclua resposta à questão 1).

TRAZER PAPEL MILIMETRADO

Atividade pós-aula: Responder o questionário no caderno de laboratório.

Introdução

Apesar do grande desenvolvimento teórico da química, ela continua a ser uma ciência

eminentemente experimental, daí a importância das aulas práticas para o ensino e aprendizado

da química. A experiência treina o químico no uso dos métodos, técnicas e instrumentos de

laboratório, e permite a aplicação dos conceitos teóricos aprendidos.

Alguns materiais, geralmente de vidro, são empregados em medidas volumétricas de

precisão, como balões volumétricos, provetas, pipetas e buretas. Outros, como o erlenmeyer e o

béquer são utilizados no preparo de soluções e para aquecer líquidos. Existem ainda materiais

de porcelana, utilizados geralmente para aquecimento de sólidos em altas temperaturas e para

triturar reagentes sólidos e utensílios de metal, empregados como suporte para montagem de

sistemas.

Objetivos

Identificar e manusear alguns materiais e técnicas empregadas corriqueiramente no

trabalho em laboratório. Determinar a concentração de uma substância a partir da densidade

da solução.

Procedimento Experimental

Identifique os materiais abaixo e explicite seus principais usos:


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Almofariz e Pistilo Frasco de armazenamento Pipeta volumétrica

Balão de fundo chato Funil Proveta

Balão de fundo redondo Funil de decantação Suporte para tubos

Béquer Funil de Buchner Tela de amianto

Bico de Bunsen Kitassato Tripé

Cadinho de porcelana Pinça de madeira Tubo de ensaio

Erlenmeyer Pipeta graduada

Figura 1: Materiais empregados no trabalho em laboratório.

Densidade de soluções

Pese um béquer de 25 ou 50 mL, limpo e seco, em uma balança semi-analítica. Anote o

valor com todas as casas decimais. Utilizando uma pipeta volumétrica (10 mL), com o auxílio da

pêra (ou do pipetador), pipete exatamente 10 mL de água destilada e transfira para o béquer.

Obtenha a massa do conjunto béquer + água e determine, pela diferença entre os valores, a

massa correspondente ao volume de água medido na pipeta. Calcule então a densidade da água

e anote o valor.

Repita o procedimento acima com as seguintes soluções de sacarose: 30 g.L-1, 60 g.L-1, 90

g.L-1, 120 g.L-1 e 150 g.L-1.

Repita o procedimento acima para as “soluções desconhecidas” de refrigerante indicada

pelo professor e, através de um gráfico elaborado em papel milimetrado com os dados das

cinco soluções padrão {densidade (eixo y) versus concentração em g/L (eixo x)}, descubra a

concentração de açúcar destas soluções de refrigerante. Determine o teor de açúcar e compare

com o valor informado pelo fabricante no rótulo do produto.

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21

6

19

21

6

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6

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6


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Questões

1. Identifique os materiais da Figura 1 e explicite seus principais usos.

2. Apresente o gráfico (densidade versus concentração) com os dados obtidos pelo seu grupo.

3. Calcule (graficamente) a concentração da “solução desconhecida” indicada para o seu

grupo e compare com o valor dado pelo fabricante.

Referências

1. Felicíssimo, A.M.P.; Toma, H.E.; Prado J.C.; Zinner, L.B.; Marcondes, M.E.R.; Constantino,

M.G.; Kuya, M.K.; Isuyama, R.; Najjar, R.; Osório, V.K.L.; Oliveira, W. PEQ – projetos de

ensino de Química: Experiências de Química, técnicas e conceitos básicos, São Paulo: Editora

Moderna.

2. Henderson, S.K.; Fenn, C.A.; Domijan, J.D. “Determination of sugar content in commercial

beverages by density”, Journal of Chemical Education , 1998, 75, 1122-1123.


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PRÁTICA 2 – LIGAÇÕES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES

Atividade pré-aula: Pré-relatório da prática

Atividade pós-aula: Responder o questionário no caderno de laboratório

Introdução

Assim como somos capazes de diferenciar nossos amigos através de características físicas

como altura, peso, cor dos olhos e cabelos, podemos também diferenciar as substâncias

químicas utilizando algumas de suas propriedades, tais como, o estado físico, ponto de fusão e

ebulição, densidade, solubilidade, condutividade elétrica, cor, densidade, maleabilidade,

ductibilidade e viscosidade.

Todas essas propriedades que podem ser medidas e observadas sem alterar a composição

da substância são chamadas propriedades físicas. As propriedades físicas das substâncias

dependem do tipo de ligação química e das forças intermoleculares que as compõem.

Uma das características de um líquido é sua tendência em adquirir formas que tornam

mínima a área superficial, de modo que o maior número de moléculas permaneça no interior

da fase líquida. Gotículas de líquido tendem a ser esféricas devido a esta propriedade, já que a

esfera representa a forma com menor área superficial para um determinado volume. É possível,

porém, que outras forças atuem sobre o liquido, afastando-o de seu formato ideal. A força de

gravidade da Terra, por exemplo, tende a achatar a esfera e a aglomerar o liquido em grandes

massas, como é o caso dos oceanos.

Assim, os efeitos de superfície em uma interface líquido-gás (como no caso da água em

contato com vapor d'água) determinam uma força resultante, cuja direção se encontra no plano

tangente à superfície de pontos particulares desta interface.

Objetivos

Relacionar as propriedades macroscópicas das substâncias (ponto de fusão, solubilidade,

miscibilidade, condução de corrente elétrica e tensão superficial) com o tipo de ligação

molecular e de interação intermolecular.


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1. Aquecimento de sólidos

1a. Cubra uma placa de aquecimento com folha de papel alumínio. Coloque uma quantidade

pequena de açúcar a uma pequena distância do centro. Adicione a mesma quantidade de

parafina e de cloreto de sódio em posições eqüidistantes uma das outras e do centro, formando

um triângulo. Mantenha a chapa na temperatura máxima. Observe os materiais durante o

aquecimento e anote a ordem cronológica em que entram em fusão. Anote e interprete as

observações considerando a estrutura das substâncias e as forças intermoleculares.

2. Solubilidade

Transfira para um tubo de ensaio aproximadamente 2 mL do solvente indicado.

Adicione uma pequena (ponta de espátula; no caso do Iodo, apenas 1 bolinha) quantidade da

amostra sólida indicada. Verifique se há solubilização ou não. Quando ambos forem líquidos,

misture 1,0 mL de cada. Os sistemas a serem estudados são:

a) H2O + KMnO4 b) Hexano + KMnO4

c) H2O + H3CCOONa d) Hexano + H3CCOONa

e) H2O + I2 f) Hexano + I2

g) H2O + CaCO3 h) Hexano + CaCO3

i) H2O + sacarose j) Hexano + sacarose

k) H2O + parafina l) Hexano + parafina

m) H2O + Hexano + I2

3. Obtenção da Tensão Superficial de Líquidos

Alguns métodos são comumente utilizados para a determinação da tensão superficial,

destacando-se o método do “peso relativo da gota”, que será abordado nesta prática. Quando

uma gota se forma na ponta de um tubo semelhante ao esquematizado na Figura 1, ocorre a

atuação das forças Peso (P) e Capilar (FC).


12

Figura 1: Esquema da pipeta (diâmetro da boca igual a 2r) com a representação das forças Peso

(P) e Capilar (FC) atuando na gota.

A força peso (P) equivale ao produto de uma massa (em nosso caso, a massa da gota) com a

aceleração da gravidade (9,81 m s-2). A massa da gota equivale ao seu volume (Vg), multiplicado

pela sua respectiva densidade (d):

m = Vg . d

A força capilar é proporcional à tensão superficial () e à linha de contato entre a gota e

o tubo (L), correspondente ao perímetro do bocal do tubo. Da definição de tensão superficial,

tem-se que:

L = 2πr

Para que a gota se destaque do tubo, é necessário que as forças Peso (P) e Capilar (FC)

sejam iguais. Assim:

2r = d . Vg . g

Na presente prática, para contornar o problema da determinação do raio do tubo, será

utilizado um método comparativo para a determinação da tensão superficial. Este método está

baseado na prerrogativa de conhecermos o valor de tensão superficial da água.

Primeiramente, então, é feita a medida do número de gotas (n), formadas por um

determinado volume fixo (V) de água. O volume de cada gota será:

a

an

VV

Este procedimento experimental deve ser repetido utilizando-se um outro liquido (l),

medindo-se o número de gotas (nl) que um volume (Vl) forma nas mesmas condições. Têm-se

então que:

l

ln

VV

Para os dois líquidos em questão, podemos escrever:


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r

gVd aaa

2

..

e r

gVd lll

2

..

Substituindo-se os valores de Va e Vl, teremos que:

rn

gVd

a

aa

2.

..

e rn

gVd

l

ll

2.

..

Finalmente, dividindo a por l:

al

la

l

a

nd

nd

.

.

Assim, conhecendo-se o valor de tensão superficial da água, determina-se a tensão

superficial de qualquer liquido.

Realize os seguintes experimentos na ordem proposta, lavando a pipeta com bastante

água destilada entre uma medida e outra. Anote os valores da densidade do etanol e das

soluções salina e de detergente para os cálculos.

a. Encher uma pequena pipeta graduada de 5 mL com água destilada e determinar o número de

gotas que são formadas em cada mililitro. Repetir esta medida pelo menos duas vezes.

b. Repetir o mesmo procedimento utilizando álcool etílico absoluto.

c. Repetir o mesmo procedimento utilizando solução aquosa com 20% de NaCl em massa.

d. Repetir o mesmo procedimento utilizando solução aquosa com 20% de detergente em massa.

Não se esqueça de verificar a temperatura ambiente e a densidade das soluções nesta

temperatura (se possível, utilize o densímetro).

Questões

1. Descreva detalhadamente todos os fenômenos observados nos itens de 1 e 2, indicando

sempre as interações intermoleculares envolvidas nas solubilizações e interações. Interprete o

porquê da solubilidade dos compostos nos determinados solventes (não justifique simplesmente

como “polar dissolve polar; apolar dissolve apolar”. Apresente todas as reações químicas.

2. Discuta a solubilidade em água de diferentes sais como nitratos, sulfatos, cloretos e outros.

2. Sabendo-se o valor da tensão superficial da água, determinar o valor de para o etanol

absoluto e para a solução de NaCl e de detergente. Compare todos os valores de obtidos,

justificando as diferenças observadas

Referências


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1. Kotz, J. C; Treichel Jr. P. M. Química geral e reações químicas. São Paulo: Thomson

Learning, 2006, vol. 1 e 2.

2. Atkins, P. W; Jones, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio

ambiente. 3 ed. Porto Alegre:Bookman, 2006.

3. Atkins, P. W; Físico Química Vol 1 e 2, ed LTC, 2004.

4. Leal-Ferreira, G. F., Revista Brasileira de Física, Vol. i I, NP 2, 1981.


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PRÁTICA 3 – TERMOQUÍMICA DE REAÇÕES


Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas realizadas, fazer os cálculos e responder o

questionário no caderno de laboratório

Introdução

Quando uma reação química ocorre, os reagentes inicialmente presentes no sistema vão se

modificando com o avanço da reação, de modo a formar os produtos. Essa transformação vem

acompanhada por uma mudança característica na energia. No entanto, processos que ocorrem a

pressão constante são mais fáceis de medir a entalpia, H, como propriedade de um sistema, já

que pqH , (Veja Aula 4). Ou seja, a variação de entalpia é dada pelo calor trocado com as

vizinhanças. Então, numa reação química, a temperatura do sistema após a reação é, em geral,

diferente da temperatura inicial. De maneira a restaurar o sistema a sua temperatura inicial, é

preciso haver um escoamento de calor, seja para as vizinhanças ou a partir das vizinhanças. É a

partir desse princípio de troca de calor entre o sistema e as vizinhanças que vamos estudar o

calor de neutralização de um ácido com uma base, com a ajuda de um calorímetro. Este

princípio nos será útil para estendermos o conceito a outras reações, seja ela de dissolução,

mudança de fase, combustão ou formação.

Calor das Reações Químicas

Vimos na Aula 5 que a entalpia do Sistema é definida como sendo a energia interna do sistema

mais o produto da pressão pelo volume:

pVUH (Eq.1)

A pressão constante a Eq.1 se torna:

VpUH (Eq.2)

Vimos que a variação da energia interna é dado por qwU , com Vpw ex . Se

substituirmos na Eq.2, temos:

VpqVpH ex )( (Eq.3)

Considerando que não há diferença entre a pressão do sistema e as vizinhanças, pex = p, A Eq.3

se torna:

pqH (Eq.4)


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Assim a variação de entalpia em qualquer processo termodinâmico é dado pela diferença da

entalpia final (Hf) pela inicial (Hi):

ifp HHq (Eq.5)

No caso de reações químicas onde inicialmente temos os reagentes e no fim da reação os

produtos, o calor absorvido ou liberado é igual a soma das entalpias dos produtos menos a

soma das entalpias dos reagentes

reagentesprodutosreaçãop HHHq (Eq.6)

Podemos ilustrar melhor essa equação usando um gráfico como mostrado na Figura 1.

Figura 1: Representação gráfica da Eq.6 para um processo químico (a) Exotérmico

(b)Endotérmico.

Vê-se em cada gráfico, uma linha que representa a entalpia total dos produtos e a outra é a dos

reagentes. A diferença entre as linhas representa a variação de entalpia total para a reação (

reaçãoH ). No caso da Figura 1a, a quantidade de entalpia final é inferior a inicial, ou seja, a

entalpia da reação é negativa ( 0 reaçãoH ), o que significa que o sistema está liberando energia

para as vizinhanças na forma de calor. Este processo leva o nome de exotérmico. Da mesma

maneira podemos racionalizar para a Figura 1b, ou seja, a entalpia dos produtos é superior a

dos reagentes, e a variação de entalpia da reação é positiva ( 0 reaçãoH ) o que significa que o

sistema esta absorvendo energia das vizinhanças na forma de calor.

Podemos pensar da seguinte maneira quanto as reações endotérmicas e exotérmicas. Sabemos

que uma reação química se da um sistema e que a temperatura após a reação é geralmente

diferente da temperatura inicial. Para restaurar o sistema a temperatura inicial é preciso haver

um escoamento de calor seja ele das vizinhas ou para as vizinhanças. Se o sistema estiver mais


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quente após a reação ocorrer, é necessário escoar calor para as vizinhanças de modo a restaurar

o sistema ao seu estado inicial, é o que chamamos de reação exotérmica, que por convenção o

calor da reação é negativo. Se o sistema estiver mais frio depois da reação, é necessário então

escoar calor a partir das vizinhanças com o objetivo de restaurar a temperatura inicial, neste

caso, a reação é endotérmica e o calor da reação é negativo.

Tendo em vista que agora temos um conhecimento maior do uso da entalpia em reações

químicas, vamos falar um pouco sobre reações de neutralização e como podemos determinar o

calor envolvido nesse tipo de reação.

Reação de neutralização

Muitos compostos se dissolvem em água, formando soluções aquosas. Em alguns casos, as

moléculas de água solvatam as moléculas ou íons presentes na solução. Em outros casos, a

molécula de água e as moléculas do soluto ou íons podem reagir. Em água pura, uma pequena

porcentagem de moléculas tomam parte do equilíbrio químico como mostrado na Eq. 7:

)()(3)(22 aqaql OHOHOH (Eq.7)

Como resultado, pequena quantidade de íon hidrônio (

)(3 aqOH ) e íon hidroxila (

)(aqOH ) estão

presente na água.

No caso de ácidos quando em contato com água, formando uma solução aquosa, o ácido libera

um ou mais íons hidrogênio (H+) por molécula para moléculas de água formando o íon

hidrônio. Neste contexto, nos referimos a liberação do íon hidrogênio como dissociação. A

facilidade com que o ácido se dissocia é a medida da força de um ácido. Quando toda molécula

de ácido em solução está dissociada dizemos que este ácido é forte. Por exemplo, se

borbulharmos uma certa quantidade de ácido clorídrico gasoso em uma amostra de água para

preparar uma solução de ácido clorídrico, a reação pode ser escrita da seguinte forma:

)()(3)(2)( aqaqlg ClOHOHHCl (Eq.8)

O ácido clorídrico é um ácido forte, o que significa que, essencialmente, todas as moléculas de

HCl estão dissociadas. Outros ácidos fortes são o ácido nítrico (HNO3), ácido sulfúrico (H2SO4)

e ácido fluorídrico (HF).

Já as bases fortes são compostos que em água se dissociam essencialmente em íons hidroxila e

seu respectivo cátion. O hidróxido de sódio é um exemplo de uma base forte, que em água

reage seguindo a seguinte reação:

)()()( aqaq

água

s NaOHNaOH (Eq.9)

Na reação de ácido clorídrico com hidróxido de sódio, forma cloreto de sódio totalmente

dissociado mais água.


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)(2)()()()( laqaq

água

aqaq OHNaClNaOHHCl (Eq.10)

Essa reação chamamos de neutralização, de um ácido com uma base.

No entanto podemos expandir um pouco mais a Eq.10 e generalizarmos para uma reação de

qualquer ácido HA (sendo A um anion monovalente qualquer) e uma base MOH (sendo M um

metal monovalente):

)(2)()()()( laqaq

água

aqaq OHMAMOHHA (Eq.11)

Nota-se que, como na Eq.10, o principal produto é a água. Então se o ácido e a bases estão

fortemente ionizados no principio da reação, a única reação química em realidade é:

)(2)()(3 2 laqaq OHOHOH (Eq.12)

Ou seja, é a mesma reação abordada no inicio do item, no entanto, de maneira inversa. Assim

como qualquer outra reação, haverá um calor envolvido durante a formação dos produtos. E no

caso da reação de um ácido com uma base, chamamos de calor de neutralização.

Analisando bem a Eq.11, o calor de neutralização de qualquer ácido com uma base será

o calor de formação da água a partir dos íons hidrônio e hidroxila. E para um ácido forte com

uma base forte o calor de neutralização é de -13,71 kcal mol-1 ou -57,3 kJ mol-1 . Note que o

valor do calor de neutralização é negativo o que significa que a reação de um ácido forte com

uma base forte libera calor.

No entanto, existem muitos fatores que tendem a fazer com que o calor liberado em

uma neutralização real se diferencie de -13,71 kcal mol-1 . No caso de um ácido ou uma base

fraca, se produz ionização, um processo que absorve calor; a composição das moléculas

associadas tambem absorve calor. No entanto, as interações específicas entre o solvente e o

soluto produzem, freqüentemente, um aumento de calor, fator que se manifesta por um calor

de dissolução negativo. O efeito calorífico líquido em uma neutralização pode ser maior ou

menor que -13,71 kcal mol-1. As neutralizações de ácido e bases fracas levam a calores menores,

exceto em certos casos em que o calor de dissolução é grande.

Diante desses fatores, vamos determinar o calor de neutralização de ácido clorídrico e

hidróxido de sódio, ambos ácido e base fortes, e para avaliar o efeito de um ácido fraco reagir

ácido acético com hidróxido de sódio.


Materiais necessários

Calorímetro composto

Cronômetro


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100 mL de solução de NaOH 1 mol L-1 .

50 mL de solução HCl 1 mol L-1 .

50 mL de solução de ácido acético 1 mol L-1 .

Parte 1 – Determinação da Constante do Calorímetro.

Para determinar o fluxo de calor de um processo, o calorímetro é preenchido com conhecida

quantidade de água. O processo que libera ou absorve calor é então realizado dentro do

calorímetro e a temperatura da água é monitorada com um termômetro. Pela quantidade de

água presente dentro do calorímetro e pela mudança de temperatura da água a quantidade de

calor transferido pelo processo pode ser determinada. No caso de determinar a Constante do

calorímetro, partiremos de duas amostras de água a diferentes temperaturas. Uma vez que se

conhece o calor específico e a quantidade de cada amostra de água podemos determinar a

constante o calorímetro utilizando a seguinte equação:

ocalorímetrfriaáguaáguaquente qqq 0 (Eq.7)

Utilizando a Eq. 1, a Eq 7 se torna:

TCTcmTcm quenteáguaáguaquentefriaáguaáguaquente 0 (Eq.8)

Aqui temos que tomar cuidado ao diferenciar as variações de temperatura, já que friaT é

diferente de quenteT . Rearranjando a Eq.8:

T

TcmTcmC

quenteáguaáguaquentefriaáguaáguaquente

(Eq.9)

Vale ressaltar que a Eq.7 nada mais é que o enunciado da primeira lei da Termodinâmica.

Como não há trabalho realizado pelo sistema (w=0) toda variação de energia só pode ser dado

por troca de calor. No caso do calorímetro como não há troca, pelo menos a princípio, com as

vizinhanças, a energia do sistema não se altera e toda a energia do sistema se mantém constante.

Dessa maneira, todos os componentes do sistema, no caso: água quente, água fria e calorímetro,

trocam calor entre si, mas no final a energia do sistema tem que se conservar. Ou seja, a

somatória de todos os calores num sistema isolado é igual a zero:

0...;0 4321 qqqqq (Eq.10)

O importante aqui é saber determinar a variação de temperatura do processo. Em muitos casos

é difícil determinar diretamente a variação de temperatura, T, com precisão. Em

consequência, é necessário acompanhar a variação da temperatura com o tempo, através de

leituras periódicas da mesma. Para isso anota-se a temperatura do sistema a cada 30 segundos


20

por 5 minutos. Dessa maneira podemos organizar os dados em um gráfico como mostrado na

Figura 2:

0 2 4 6 8 10 12 14 16 1822

23

24

25

26

27

28

29

30

Após a mistura

Tf

Tem

pera

tura

C

)

Tempo (minutos)

T

Linha da

mistura

Ti

Antes da mistura

Momento do

início da mistura

Figura 2 - Variação da temperatura em função do tempo.

A partir da Figura 2 pode ser obtido graficamente o valor correto para T. No caso desta

experiência, como as temperaturas rapidamente ficam constantes em função do tempo, os

valores de T podem ser obtidos facilmente através dos valores estacionários das temperaturas

da água fria, água morna e de equilíbrio.

Assim, para determinar a constante de um calorímetro, calorífica de um metal, faz-se necessário

o uso de um calorímetro. Siga o seguinte roteiro:

1. Colocar no calorímetro 50 mL de água destilada a temperatura ambiente.

2. Agitar moderadamente e iniciar rapidamente o registro da temperatura do sistema a

cada 30 segundos até que a mesma se mantenha constante, por pelo menos dois minutos.

3. Com uma proveta tomar uma amostra de 50 mL de água destilada de temperatura

rigorosamente conhecida, cerca de 20 ºC acima da temperatura ambiente. Esta amostra de água

morna deve ser em seguida rapidamente adicionada no calorímetro.

4. Agitar levemente a mistura e anotar a temperatura a cada 10 segundos, até que a mesma

permaneça constante.


21

Parte 2 – Calor de Neutralização de Ácido Forte/Base Forte

Para determinar o calor ou entalpia de neutralização de um ácido forte com uma base forte

adicione ao calorímetro 50 mL de solução 1 mol L-1 de NaOH padronizada. Tampe o

calorímetro e registre a temperatura a cada 30 s por 5 minutos, ou até que atinja o equilíbrio

entre a temperatura do calorímetro e a base adicionada. Adicione 50 mL de solução de HCl 1

mol L-1, necessariamente a mesma temperatura que a solução de NaOH contida dentro do

calorímetro. Tampe o calorímetro imediatamente e agite gentilmente o sistema. Anote a

temperatura da mistura em intervalos de 30 segundos por 5 minutos.

Temos que sempre ter em mente que necessariamente ambos os reagentes devem estar a

mesma temperatura. Isso se deve ao fato deste experimento medir a variação de temperatura

antes e depois da mistura. Caso um dos reagentes estejam em temperatura diferente a variação

final terá contribuição dessa variação e determinação do calor de neutralização fica prejudicada.

Ademais, ambos os reagentes devem estar na mesma concentração e mesma quantidade, caso

um esteja a mais que outro o calor da reação será limitada por aquele em menor quantidade.

Parte 3 – Calor de Neutralização de Ácido Fraco/Base Forte

Utilizando o mesmo procedimento adotado anteriormente, apenas substituindo o ácido

clorídrico por ácido acético, determine o calor de neutralização. A concentração da solução

também é de 1 mol L-1. Anote a variação da temperatura em intervalos de 30 segundos.

Cálculos

1- Para todos os experimentos é possível determinar o fluxo de calor q pela medida de variação

de temperatura ∆T que ocorre durante o processo. Use os espaços reservados ao final dessa aula

(Apêndice A) para representar graficamente os dados de Temperatura vs. Tempo a fim de

determinar a variação de temperatura ∆T que ocorreu durante o processo.

2- Em posse dos valores de variação de temperatura obtidos em cada experimento e a massa de

cada amostra metálica determine a constante do calorímetro e o calor de neutralização de cada

reação.

Inicialmente, construa uma tabela para organizar os valores calculados da constante do

calorímetro ( ocalorímetrC ):

Tabela 1: Valores de Variação de Temperatura e constante do obtidos a partir dos gráficos

mostrados no Apêndice B.


22

Variação de Temperatura,

ΔT (K)

ocalorímetrC (cal g

-1 ºC

-1 )

Amostra 1

Amostra 2

Amostra 3

Média=

Para determinar o calor de reação partimos do principio que não há perdas de calor do interior

do calorímetro para as vizinhas. Dessa maneira todo o calor pode ser escrito da seguinte forma:

0 ocalorímetrsoluçãoreação qqq (Eq.13)

Rearranjando a Eq.13:

)( ocalorímetrsoluçãoreação qqq (Eq.14)

Sabendo que Tmcq , substituindo na Eq.14 temos:

)( TCTcmq ocalorímetrsoluçãosoluçãoreação (Eq.15)

Colocando em evidencia a variação de temperatura do sistema:

TCcmq ocalorímetrsoluçãosoluçãoreação )( (Eq.16)

Para resolver a Eq.16 é necessário conhecer a massa da solução ( soluçãom ) o calor específico da

solução ( soluçãoc ) e a constante do calorímetro ( ocalorímetrC ), além claro, da variação de

temperatura.

A solução final é formada por água e NaCl, consideraremos em nossos cálculos a densidade da

solução como sendo 1,076 g m L-1 e o calor especifico como 0,980 cal ºC ou 4,103 J ºC.

Uma vez que a reação é a realizada a pressão constante, o calor trocado/transferido durante o

processo é igual a entalpia, então:

Hqreação (Eq.17)

Para melhor organizar a grande quantidade de dados obtidos construa uma Tabela, como

indicado na Tabela 1:

Tabela 3: Valores da Constante do Calorímetro, e entalpias de neutralização de ácido/base

realizados nos itens 5.2 e 5.3.

Variação de

Temperatura, ΔT reaçãoH (kJ/mol)


23

(K)

Áci

do F

ort

e/

Base

Fort

e

Amostra 1

Amostra 2

Amostra 3

Média=

Áci

do F

raco

/

Base

Fort

e

Amostra 1

Amostra 2

Amostra 3

Média=

Lembre se de dividir o valor determinado do calor de reação pelo número de mol de H+ .

Mostre também todo o seu trabalho em detalhes para os cálculos de calor e capacidade

calorífica. Preste atenção para os sinais matemáticos, que é uma fonte de erros muito comum

em calorimetria.

Questões

1 - Este experimento possui algumas fontes de erros. Discuta duas das mais possíveis fontes

sistemáticas de erros. Como esses erros podem influenciar na determinação da entalpia de

neutralização?

2 - Os valores de calor de neutralização para ácido forte/base determinados nesse experimento

se assemelham aos já apresentados na literatura?

3 - A partir dos valores do calor de neutralização para ácido forte/base forte, para esse

experimento, como você avaliaria a validade dos seus resultados? São confiáveis ou não?

Discuta.

4 - O valor do calor de neutralização para ácido fraco/base forte foi superior ou inferior o

obtido para ácido forte/base forte? Discuta

5 - Se você dobrasse a concentração de cada solução de ácido forte e da base forte, mantendo

todo o sistema o mesmo, o calor de neutralização seria diferente? Discuta


24

6 - Se você dobrasse a massa de água mantendo todo o sistema o mesmo, o que aconteceria com

a variação de temperatura do sistema (água+calorímetro)?

Referências

PILLA, L. Físico-Química I, 1 ed. ,Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A.,

1979.

BALL, D.W., Físico Química, Vol 1., São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005.

ATKINS, P.W., Physical Chemistry, 6 Ed., Oxford: Oxford University Press, 1998.

ATKINS, P.W., Físico-Química e Fundamentos, 3 Ed., Rio de Janeiro: Livros Técnicos e

Científicos Editora S.A., 2003..


25

Tem

per

atu

ra (

C)

Tempo (min)

Tem

per

atu

ra (

C)

Tempo (min)

Tem

per

atu

ra (

C)

Tempo (min)

Ácido Forte.Base Forte, Amostra 2T

emp

era

tura

(C

)

Tempo (min)

Constante do Calorímetro, Teste 3

Tem

per

atu

ra (

C)

Tempo (min)

Ácido Forte.Base Forte, Amostra 3

Ácido Forte.Base Forte, Amostra 1

Constante do Calorímetro, Teste 2T

emp

era

tura

(C

)

Tempo (min)

Constante do Calorímetro, Teste 1

APÊNDICE B


26

Tem

per

atu

ra (

C)

Tempo (min)

Tem

per

atu

ra (

C)

Tempo (min)

Tem

per

atu

ra (

C)

Tempo (min)

Tem

per

atu

ra (

C)

Tempo (min)

Ácido Fraco/Base Forte, Amostra 2

Tem

per

atu

ra (

C)

Tempo (min)

Ácido Fraco/Base Forte, Amostra 2

Ácido Fraco/Base Forte, Amostra 1APÊNDICE A

Tem

per

atu

ra (

C)

Tempo (min)


27

PRÁTICA 4 – ASPECTOS QUALITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS


Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas observadas e responder o questionário no

caderno de laboratório

Introdução

A compreensão das reações químicas é fundamental para a compreensão das

transformações do mundo natural. Em uma transformação química ocorrem quebras das

ligações químicas das espécies reagentes formando-se novas ligações, nas quais os produtos

resultantes apresentam propriedades químicas diferentes das espécies originais.

Para representar uma reação química utiliza-se a equação química. Qualitativamente uma

equação química descreve os reagentes e os produtos de uma reação, que podem ser átomos,

íons ou moléculas. Quantitativamente, uma equação química balanceada indica as relações

estequiométricas (em mol) entre as unidades reagentes.

As reações podem envolver substâncias dissolvidas em solventes diversos, como por

exemplo, em água ou tolueno; ou envolver substâncias não dissolvidas em solventes (via seca).

Quando todos os reagentes e produtos são descritos na forma de moléculas, tem-se uma

equação molecular e quando são descritos na forma de íons, uma equação iônica.

Objetivos

Efetuar observações sobre compostos e reações químicas. Reconhecer e escrever

equações químicas para os diferentes tipos de reações em solução aquosa. Aplicar os conceitos

das leis ponderais e volumétricas da química.


1. Identificação de cátions

1a. Inicialmente, teste a chama da seguinte maneira: introduza a extremidade da alça metálica

nas várias regiões da chama de um bico de Bunsen. Verifique a temperatura aproximada de

cada região da chama, sabendo que o fio fica vermelho escuro a aproximadamente 500°C,

vermelho a 700°C e alaranjado a 1100°C.

1b. Introduza na região mais quente da chama a extremidade do clipe previamente passado em

solução de NaCl e observe a cor gerada na chama. Repita este procedimento para soluções de:


28

LiCl, KCl, CaCl2, SrCl2 e BaCl2. ATENÇÃO: utilize uma alça metálica para CADA solução de

sal (não os misture!).

2. Reações por via úmida

Efetue as seguintes reações, adicionando em placa de toque, vidro de relógio ou tubo de

ensaio as quantidades indicadas. Anote todas as observações, inclusive as cores e os estados dos

reagentes.

2.1. Reação ácido-base

2.1.a. Numa placa de toque, adicione 2 gotas de solução de NH4OH 1,0 mol.L-1 e 1 gota

de solução de verde de bromocresol. Observe. Adicione, gota a gota, solução de HCl 1,0 mol.L-1

até observar alteração.

2.2. Reação de precipitação

2.2.a. Coloque em uma placa de toque 2 gotas de solução de KI - 0,5 mol L-1 e 1 gota de

solução de Pb(NO3)2 - 0,25 mol L-1. Observe. Adicione 2,0 mL de água e deixe em repouso.

Após 5 minutos observe novamente. ATENÇÃO: ao final, não descarte na pia e sim em local

apropriado.

2.2.b. Coloque em um vidro de relógio 2 gotas de solução de KCl - 0,5 mol L-1 e 1 gota

de solução de Pb(NO3)2 - 0,25 mol L-1. Observe. Adicione 2,0 mL de água e deixe em repouso.

Após 5 minutos observe novamente. ATENÇÃO: ao final, não descarte na pia e sim em local

apropriado.

2.2.a. Coloque em um vidro de relógio 2 gotas de solução de K(H3CCOO) - 0,5 mol L-1

e 1 gota de solução de Pb(NO3)2 - 0,25 mol L-1. Observe. Adicione 2,0 mL de água e deixe em

repouso. Após 5 minutos observe novamente. ATENÇÃO: ao final, não descarte na pia e sim

em local apropriado.

2.3. Reação de complexação

2.3.a. Coloque em uma placa de toque 2 gotas de FeCl3 0,1 mol L-1 e 5 gotas de água.

Logo após, adicione 1 gota de solução de NH4SCN 0,1 mol L-1. Observe.

2.3.a. Coloque em uma placa de toque 3 gotas de CuSO4 - 0,1 mol L-1 e 5 gotas de água.

Logo após, adicione 1 gota de solução de NH4SCN 0,1 mol L-1. Observe.

2.4. Reação de precipitação e complexação

2.4.a. Adicione 1,0 mL de solução de CuSO4 0,5 mol.L-1 e 2 gotas de solução de

NH4OH 4,0 mol L-1. Observe. Adicione 1,0 mL de água, agite e deixe em repouso por 1

minuto. Observe e anote. Adicione gota a gota a solução de NH4OH 4,0 mol L-1, sempre

agitando, até observar alteração na coloração (anote o número de gotas).


29

2.4.b. Adicione 1,0 mL de solução de CuSO4 0,5 mol.L-1 e 2 gotas de solução de NaOH

4,0 mol L-1. Observe. Adicione 1,0 mL de água, agite e deixe em repouso por 1 minuto. Observe

e anote. Adicione gota a gota a solução de NaOH 4,0 mol L-1, sempre agitando, até atingir a

mesma quantidade de gotas adicionada no item 2.4a. Observe e anote.

2.4.c. Coloque em tubos de ensaio (separados) 5 gotas de solução 0,2 mol.L-1 dos

seguintes sais: Ni(NO3)2, Co(NO3)2, Fe(NO3)2, Mn(NO3)2, Zn(NO3)2, Fe(NO3)3, Cr(NO3)3,

Al(NO3)3. Adicione lentamente (gota a gota), cada tubo, a solução de NaOH – 1 mol.L-1, até

formação do precipitado. Observe e anote a cor e o aspecto do precipitado formado. Continue

adicionando NaOH – 1 mol.L-1 aos precipitados formados e observe os casos em que há

dissolução dos mesmos.

Sal Hidróxido formado gotas de NaOH até

formação de

precipitado

(Cor e Aspecto)

Excesso de NaOH

(Cor e Aspecto)

Mn(NO3)2

Ni(NO3)2

Co(NO3)2

Zn(NO3)2

Fe(NO3)2

Fe(NO3)3

Cr(NO3)3

Al(NO3)3

2.5. Reação de oxi-redução

2.5.a. Em uma placa de toque, coloque uma fita de magnésio e adicione, gota a gota,

uma solução de HCl – 1 mol.L-1. Observe e anote.

2.5.b. Em uma placa de toque, adicione 2-3 gotas de NaNO2 - 1 mol.L-1, adicione 1 gota

de 1 gota de HCl – 1 mol.L-1 e, lentamente, adicione 2 gotas de KMnO4 – 0,02 mol.L-1. Observe

e anote.


30

Questões (utilize equações químicas para justificar as respostas quando for adequado)

1. Identifique e explique o porquê das diferentes cores emitidas pelos íons metálicos quando

expostos a chama.

2. Discuta a solubilidade em água de diferentes sais como nitratos, sulfatos, cloretos e outros.

3. No experimento 2.4.b, discuta a relação entre os íons metálicos dos nitratos e a formação de

precipitados na presença de base forte.

4. Apresente uma breve discussão sobre a composição dos complexos no experimento 2.3 e 2.4

e o porquê de suas cores intensas.

5. Descreva o que ocorreu na parte 2.5 e apresente as equações químicas envolvidas.

Referências



2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 1994, v. 1.

3. Vogel, A.I. Química analítica qualitativa. São Paulo: Mestre Jou, 1981.


31

PRÁTICA 5 – ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

Atividade pré-aula: Pré-relatório da Prática (estime os volumes a serem utilizados nas titulações)

Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas observadas e responder o questionário no

caderno de laboratório

INTRODUÇÃO

Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças

qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um

ou mais produtos. Uma reação química envolve mudanças relacionadas às ligações entre os

átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão

entre dois tipos de isômeros.

Um aspecto bastante importante sobre uma reação química é a conservação da massa e

o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da

ocorrência da reação. Assim, através da equação química, que representa o balanço de massa

em uma determinada reação, pode-se determinar a quantidade dos reagentes envolvidos e dos

produtos formados. Estes cálculos são essenciais para procedimentos industriais, medicinais e

de análise de produtos.

OBJETIVOS

Aplicar os conceitos das leis ponderais e volumétricas relacionados às reações químicas.

PROCEDIMENTO

1. Padronização da solução de NaOH aproximadamente 0,5 mol L-1

(a) Pese aproximadamente 0,5 g de hidrogeno ftalato de potássio (Anote a massa exata de

hidrogeno ftalato de potássio pesada) em um erlenmeyer, adicione aproximadamente 30 mL de

água.

(b) Adicione 2 gotas de fenolftaleína;

(c) Transfira a solução de NaOH aproximadamente 0,5 mol L-1 para a bureta;


32

(d) Titule até observar uma coloração levemente rósea na solução do erlenmeyer. Anote o

volume de solução de NaOH utilizado.

(e) Repetir o procedimento.

2. Determinação da concentração exata da solução de HCl aproximadamente 1 mol.L-1.

(a) Transfira exatamente 10,0 mL da solução de HCl aproximadamente 1,0 mol.L-1 para um

erlenmeyer.

(b) Adicione 2 gotas de fenolftaleína.

(c) Transfira a solução de NaOH (cuja concentração foi determinada no item anterior) para a

bureta (note que a bureta já contém uma quantidade da solução de NaOH a ser utilizada. Basta

completar seu volume).




3. Determinação do teor de ácido acético numa amostra de vinagre

(a) Transfira exatamente 10,0 mL de vinagre para um erlenmeyer pequeno.

(b) Adicione 2 gotas de fenolftaleína.

(c) Complete para a bureta com a solução de NaOH (note que a bureta já contém uma

quantidade da solução de NaOH a ser utilizada. Basta completar seu volume).




QUESTÕES

1. Quais os tipos de medida de concentração que podem ser utilizados para definir a

quantidade de um determinado composto (ou elemento) em solução?

2. Apresente todos os cálculos para a determinação da concentração das soluções.

3. Porque foi utilizado o hidrogeno ftalato de potássio para a determinação da concentração da

solução de NaOH? O que é um padrão primário? Cite exemplos.


33

4. Quais são os possíveis empregos de uma análise quantitativa de íons metálicos, como ferro,

por exemplo? Quais são as possíveis aplicações para uma titulação ácido base?

5. A quantidade determinada de ácido acético na amostra de vinagre é compatível com o teor

exigido pela legislação? Explique.

REFERÊNCIAS



2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo:Makron Books, 1994, v. 1.

3. Vogel, A.I. Química analítica qualitativa. São Paulo:Mestre Jou, 1981.


34

PRÁTICA 6 – CINÉTICA QUÍMICA: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE

REAÇÃO

Atividade pré-aula: Pré-relatório do experimento (toxicidade e periculosidade dos reagentes,

propriedades físicas. Trazer 1 Sonrisal® por grupo)

Atividade pós-aula: Responder o questionário no caderno de laboratório

Introdução

As reações químicas têm permitido à humanidade resolver muitas questões que a

desafiam. No entanto, para que isso fosse possível, foi necessário aprender como alterar a

velocidade das reações, seja acelerando as excessivamente lentas ou retardando as muito rápidas.

O conhecimento e o estudo da velocidade das reações químicas, além ser muito importante

para a indústria, também está relacionado ao nosso cotidiano, como, por exemplo, quando

guardamos alimentos na geladeira para retardar as reações que levam às suas decomposições ou

usamos uma panela de pressão para aumentar a velocidade de cozimento dos alimentos.

Para que ocorra uma reação química são necessárias duas condições: i) haver afinidade

química entre as substâncias; ii) haver colisões entre as moléculas dos reagentes que levem a

quebra de suas ligações para formação de novas ligações (rearranjo dos átomos dos reagentes

para formação dos produtos).

Alguns fatores externos alteram a freqüência de colisões entre os reagentes de uma

reação química, aumentando ou diminuindo assim a velocidade com que ela ocorre. Tais

fatores podem ser, por exemplo, a temperatura, a pressão, a concentração de reagentes, a

superfície de contato e a presença de catalisadores ou inibidores.

Objetivo

Verificar alguns fatores que influenciam na velocidade das reações químicas.


1. Efeito da superfície de contato na velocidade da reação

Utilizando papel toalha, limpar dois béqueres de 100 mL e colocar água até a marca de

25 mL. Dividir um comprimido de Sonrisal® em quatro partes iguais, em seguida triturar um

dos pedaços com o auxílio do bastão de vidro. Adicione, simultaneamente, em um dos

béqueres com água um quarto de comprimido de Sonrisal® sem triturar e, em outro, um quarto

de comprimido de Sonrisal® triturado. Observe, anote e interprete.


35

2. Estudo da velocidade da reação entre tiossulfato de sódio e ácido clorídrico.

2a - Determinação da ordem de reação para o S2O3-2

(aq).

S2O3-2

(aq) + 2H+(aq) S(s) +SO2 (g) + H2O

Será determinado o tempo necessário para que se forme uma mesma quantidade de enxofre

em soluções com concentração constante de ácido clorídrico e concentrações variáveis de

tiossulfato de sódio.

a) Prepare cinco soluções aquosas de tiossulfato de sódio em tubos de ensaio, conforme a

tabela:

Béquer

Volume (mL)

NaS2O3 (0,06 mol L-1) H2O (mL)

1 12,0 ---------

2 10,0 2,0

3 7,5 4,5

4 3,5 8,5

5 2,0 10,0

b) Coloque sob cada tubo de ensaio uma tira de papel preto, apoiado em folha branca.

c) Adicione ao primeiro tubo de ensaio 2,5 mL de ácido clorídrico 2,0 mol L-1 e dispare o

cronômetro e agite. Quando a tira de papel preto não estiver mais visível através do topo do

tubo de ensaio, pare o cronômetro. Registre o tempo decorrido.

d) Repita o mesmo procedimento para os demais tubos anotando os tempos correspondentes.

Anote seus resultados no Caderno de Laboratório:

2b - Determinação da ordem de reação para H+(aq)

Será determinado o tempo necessário para que se forme uma mesma quantidade de

enxofre em soluções com concentração constante de tiossulfato de sódio e concentrações

variáveis de ácido clorídrico.


36

a) Prepare quatro soluções de ácido clorídrico em tubos de ensaio, conforme a tabela:

Béquer

Volume (mL)

HCl (0,3 Mol L-1) H2O

1 5,0 -----

2 3,5 1,5

3 2,5 2,5

4 1,0 4,0

b) Adicione ao primeiro tubo de ensaio 20,0 mL de solução de tiossulfato de sódio de

concentração 0,2 mol.L-1 e determine o tempo para que a tira de papel preta não seja mais

visível pelo topo do tubo de ensaio.

c) Repita o mesmo procedimento para os tubos 2, 3 e 4

d) Anote os resultados em seu Caderno de Laboratório.

3. Efeito da temperatura na velocidade da reação

Adicione, com o auxílio de uma pipeta, 2,0 mL da solução de tiossulfato de sódio (0,2

mol L-1) em 3 tubos de ensaio e em outros 3 tubos, adicione 2,0 mL da solução de ácido

clorídrico (0,3 mol L-1). Coloque um par de tubos contendo - separadamente - as soluções de

ácido e de tiossulfato de sódio em banho de água com gelo (a 0 oC) e aguarde por 5 minutos.

Coloque outro par de tubos, um com ácido e outro com tiossulfato de sódio em outro banho

de água a 40 oC, e aguarde por 5 minutos.

Após decorrer o tempo, com as soluções dos tubos estiverem na temperatura do banho,

entorne a solução de tiossulfato de sódio no tubo que contém o ácido clorídrico e coloque o

sistema em cima de uma fita preta, semelhante ao procedimento 2a e 2b, e dispare o

cronômetro. Determine o tempo para que a tira de papel preta não seja mais visível. Repita o

mesmo procedimento para a temperatura ambiente. Não se esqueça de verificar qual a

temperatura ambiente. Anote os resultados em seu Caderno de Laboratório.

Guia para elaboração para discussão dos resultados no caderno

Apresente no caderno uma descrição da influência dos fatores como superfície de

contato, concentração e temperatura na velocidade de uma reação química, sempre com base

nos resultados dos experimentos realizados.


37

Com relação à reação entre o tiossulfato e o ácido, os dados obtidos nos itens 2a e 2b

deverão passar por um tratamento matemático para que possam ser relacionados através de um

gráfico linear, levando em consideração a fórmula para o cálculo da velocidade de reação:

V = k.[S2O32-]a.[H+]b (1)

Na primeira parte do experimento, a concentração do íon H+ manteve-se constante, desta

forma, a fórmula pode ser simplificada para:

V = k.[S2O32-]a (2)

A velocidade da reação é inversamente proporcional ao tempo (t) necessário para que a

reação ocorra completamente. Portanto, temos:

1/t ≈ k’.[S2O32-]a (3)

A linearização da equação (3) pode ser realizada aplicando o logaritmo natural em

ambos os lados da equação:

ln(1/t) = c + a.ln[S2O32-] (5)

Portanto, os valores de t obtidos no experimento deverão ser convertidos em ln(1/t) e os

valores de [S2O32-] deverão ser convertidos em ln[S2O3

2-]. Os dados devidamente tratados

servirão para a construção do gráfico. A correlação entre os valores de ln(1/t) (no eixo y) e

ln[S2O32-] (no eixo x) levará à obtenção de uma equação que exprime a melhor reta. O valor do

coeficiente angular desta equação irá exprimir a ordem de reação para o íon em questão, neste

caso S2O32-.

Na segunda parte deste experimento, o cálculo da ordem de reação em relação ao íon H+

deverá ser executado da mesma forma, para tanto realize as devidas transformações matemáticas

a partir da equação (1), observando que a concentração de S2O32- mantém-se constante.

Referências

1. Mahan, B.H.; Myers, R.J. Química – Um curso universitário, 4a ed, Edgar Blucher:SP, 1993.



Questões de Verificação

1. No experimento do Sonrisal®, explique o que foi observado.

2. Em relação ao estudo da velocidade da reação entre o tiossulfato de sódio e ácido clorídrico,

responda:

2.1. Que tipo de reação está ocorrendo? Justifique.


38

2.2. Interprete os tempos de reação obtidos nos dois experimentos.

2.3. Calcule as ordens de reação em relação ao tiossulfato (coeficiente a) e em relação ao

íon H+ (coeficiente b).

2.4. Qual é o significado destes coeficientes?

2.5. Por que a velocidade é inversamente proporcional ao tempo de reação?

3. Identifique os fatores observados nesta prática que alteram a velocidade de uma reação

química.

4. Qual(is) fator(es) que altera(m) a velocidade de uma reação química que não foi(ram)

explorado(s) nesta prática. Identifique e comente.

TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS -...

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