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Química Geral

Experimental 2 Elias Meira da Silva

Universidade Aberta do Brasil Universidade Federal do Espírito Santo

Química

Licenciatura


O

trabalho experimental dentro da área de Química deve permitir particularmente, aos estudantes do curso de Licenciatura em Química na Modalidade Aberta e à Distância (EAD), uma familiarização dos experimentos de química dentro do trabalho experimental, que é desenvolvido no laboratório. As atividades experimentais devem também permitir aos estudantes o desenvolvimento de habilidades relacionadas às operações básicas que são necessárias para execução de atividades experimentais, além de correlacionar os dados obtidos experimentalmente, com os dados apresentados na literatura sobre os temas abordados em um curso introdutório de Química Geral. Este livro texto apresenta os procedimentos para realizar dez atividades experimentais, distribuídas ao longo de seis Módulos, que estão relacionados à investigação de vários fenômenos químicos e físicos, os quais deverão ser realizados pelos estudantes: I) Propriedades gerais dos gases; II) Propriedades gerais das soluções; III) Termoquímica; IV) Cinética Química; V) Estudos das soluções aquosas de sólidos iônicos e VI) Eletroquímica.


UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO Núcleo de Ed u c a ç ã o A b e r t a e a D i s t â n c i a

Química Geral

Experimental 2

El i a s M e i r a d a S i l v a

Vitória 2 010


UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO Presidente da República Luiz Inácio Lula da Silva Ministro da Educação Fernando Haddad Secretário de Educação a Distância Carlos Eduardo Bielschowsky DED - Diretoria de Educação a Distância Sistema Universidade Aberta do Brasil Programa Pró-Licenciatura Celso José da Costa

Reitor Prof. Rubens Sergio Rasseli

Chefe do Departamento de Qúmica Prof. Valdemar Lacerda Júnior

Vice-Reitor Prof. Reinaldo Centoducatte

Coordenação do Curso de Licenciatura em Química na Modalidade à Distância Prof. Elias Meira da Silva

Pró-Reitor de Ensino de Graduação Profª Izabel Cristina Novaes Diretor-Presidente do Núcleo de Educação Aberta e a Distância - ne@ad Prof. Reinaldo Centoducatte Diretora Administrativa do Núcleo de Educação Aberta e a Distância - ne@ad Profª Maria José Campos Rodrigues

Design Gráfico LDI- Laboratório de Design Instrucional ne@ad Av. Fernando Ferrari, n.514 CEP 29075-910, Goiabeiras - Vitória - ES (27)4009-2208

Diretor Pedagógico do ne@ad Julio Francelino Ferreira Filho Coordenadora do Sistema Universidade Aberta do Brasil na UFES Profª Maria José Campos Rodrigues

Laboratório de Design Intrucional LDI coordenação Heliana Pacheco, Hugo Cristo e José Octavio Lobo Name Gerência Isabela Avancini Editoração Thiago Dutra Capa Thiago Dutra Ilustrações Lidiane Cordeiro Fotografia Abraão Coutinho Impressão GM Gráfica e Editora

Dados Internacionais de Catalogação-na-publicação (CIP) (Biblioteca Central da Universidade Federal do Espírito Santo, ES, Brasil)

S586q

Silva, Elias Meira da. Química geral experimental 2 / Elias Meira da Silva. Vitória, ES : Universidade Federal do Espírito Santo, Núcleo de Educação Aberta e à Distância, 2010. 52 p. : il. Inclui bibliografia. ISBN: 1. Química. 2. Química experimental. I. Título. CDU: 542

Copyright © 2010. Todos os direitos desta edição estão reservados ao ne@ad. Nenhuma parte deste material poderá ser reproduzida, transmitida e gravada, por qualquer meio eletrônico, por fotocópia e outros, sem a prévia autorização, por escrito, da Coordenação Acadêmica do Curso de Licenciatura em Química, na modalidade a distância.


Sumário módulo 2

Introdução

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Módulo 1 – Propriedades gerais dos gases          1.1       Experimento 1 - Efeito da pressão atmosférica   1.2     Experimento 2 - Determinação do teor de gás oxigênio no ar

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Módulo 2 – Propriedades gerais das soluções     2.1     Experimento 3 – Solubilidade e Solventes   2.2     Experimento 4 – Determinação da curva de solubilidade do  KNO3   2.3     Experimento 5 – Determinação do número de águas de hidratação em um sal

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Módulo 3 – Termoquímica     3.1     Experimento 6 – Determinação da variação de entalpia (∆H)

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Módulo 4 – Cinética química     4.1     Experimento 7 – Fatores que afetam a velocidade de uma reação química

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Módulo 5 – Estudo das soluções aquosas de sólidos iônicos     5.1     Experimento 8 - Propriedades das soluções aquosas de sólidos iônicos: Hidrólise   5.2     Experimento 9 - Equilíbrios de complexação em meio aquoso

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Módulo 6 – Eletroquímica     6.1     Experimento 10 – Produção da corrente elétrica: Construção e determinação do       potencial da Pilha de Daniell

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Introdução

O  trabalho  experimental  dentro  da  área  de  Química  deve  permitir  particularmente, aos estudantes do curso de Licenciatura em Química  na Modalidade Aberta e à Distância (EAD), uma familiarização dos  experimentos  de  química  dentro  do  trabalho  experimental,  que  é  desenvolvido  no  laboratório.  As  atividades  experimentais  devem  também permitir aos estudantes o desenvolvimento de habilidades  relacionadas às operações básicas que são necessárias para execução  de atividades experimentais, além de correlacionar os dados obtidos  experimentalmente, com os dados apresentados na literatura sobre  os temas abordados em um curso introdutório de Química Geral.  As atividades experimentais que serão realizadas, pelos alunos,  no laboratório de química têm por objetivos:

I. Fazer  com  que  o  estudante  se  familiarize  com  os  materiais e reagentes mais comuns que são utilizados  em um laboratório;

II. Apresentar uma abordagem da Metodologia Científi ca  que  é  utilizada  para  a  investigação  de  fenômenos  químicos ou físicos;

III. Apresentar  e  desenvolver  as  técnicas  mais  usuais  de  laboratório  que  são  utilizadas  no  trabalho  experimental.   

Este  livro  texto  apresenta  os  procedimentos  para  realizar  dez  atividades  experimentais,  distribuídas  ao  longo  de  seis  Módulos,  que  estão  relacionados  à  investigação  de  vários  fenômenos  químicos  e  físicos, os quais deverão ser realizados pelos estudantes: I) Propriedades  gerais dos gases; II) Propriedades gerais das soluções; III) Termoquímica;  IV) Cinética Química; V) Estudos das soluções aquosas de sólidos iônicos  e VI) Eletroquímica.

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Módulo 1

Propriedades gerais dos gases

1.1 Experimento 1 Efeitos da pressão atmosférica

Objetivo - Verifi car a existência da pressão atmosférica.

Introdução O estado gasoso é o estado mais simples, onde as partículas de um  gás se encontram em um estado caótico de movimento em relação  aos  estados  condensados  da  matéria:  líquido  e  sólido.  No  estado  gasoso  as  substâncias  se  tornam  compressíveis  pela  ação  de  uma  pressão externa, ou pela diminuição da temperatura, podem ainda  se expandir até ocuparem todo volume do recipiente que a contém.

Materiais e reagentes - 1 Lata de refrigerante vazia - Bico de Bunsen - Tripé de ferro - Tela de amianto - Gelo - Água - Cuba de vidro ou outro recipiente para mergulhar a lata  de refrigerante. - 1 par de luvas térmicas

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Procedimento 1)  Colocar água até a altura de aproximadamente 1 cm dentro da  lata de refrigerante.

2)  Colocar a lata contendo água sobre a tela de amianto e aquecer  cuidadosamente com a chama do bico de Bunsen, até que quase  toda água do interior da lata tenha evaporado. 3)  Utilizando  as  luvas  térmicas  imergir  totalmente  a  lata  no  recipiente que contém água fria ou gelada, mantendo a boca da  lata para baixo. 4)

Observar e anotar o que acontece.

Questões para responder no relatório 1)  Por que a lata sofre modifi cações quando imersa na água fria ou gelada? 2)  Por que não podemos  colocar  a  lata  dentro  da  água  fria  ou  gelada  com a abertura voltada para cima?

3)  Por que os balões murcham à medida que a temperatura no interior  de um balão de borracha cheio de ar, como por exemplo uma bexiga,  diminui?

Bibliografia brady, j. & humiston, g.e., Química

Geral, Vol. 1, Rio de Janeiro, Livros  Técnicos e Científi cos Editora S.A., 1986.

russel, j.b., Química

Geral, Vol. I e II, São Paulo, Ed. McGraw-Hill do Brasil  Ltda., 2ª edição, 1982. mahan, b., Química

um Curso Universitário, São Paulo, Ed. Edgard Blücher  Ltda., 4ª edição, 1995.

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1.2 Experimento 2 Determinação do teor de gás oxigênio no ar

Objetivo - Determinar a porcentagem do gás oxigênio no ar.

Introdução Sabemos  que  o  gás  oxigênio  é  essencial  para  a  respiração,  para  a  liberação  de  energia  nos  seres  vivos.  O  ar  seco  ou  anidro  é  uma  mistura  composta  dos  gases  de  nitrogênio  (78%  do  ar),  oxigênio  (21% do ar), argônio (até 0,93% do ar) e neônio, criptônio, xenônio  e hidrogênio (até 0,03% do ar). Geralmente o ar que respiramos pode  conter  vapor  de  água,  dióxido  de  carbono  e  material  particulado  como, por exemplo, poeira.

Materiais e reagentes - 1 cuba de vidro ou béquer de 500 mL - 1 proveta de 100 mL - 1 béquer de 200 mL - 1 bastão de vidro - 1 régua - 1 Cronômetro ou relógio que tenha registro de minutos  - 4 g de palha de aço (Bombril) - 200 mL de solução de vinagre 1:1 (100 mL de vinagre +  100 mL de água destilada)

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Procedimento 1)  Colocar água no recipiente de 500 mL até cerca de 1/3 de sua capacidade.

2) Colocar 100 mL da solução de vinagre no béquer de 200 mL, em seguida adicionar a palha de aço. Agitar a mistura por cerca de 1 minuto.

3)  Retirar a palha de aço da solução de vinagre e agitar vigorosamente (dentro de uma pia ou tanque existente no laboratório), removendo quase toda a solução de vinagre.

4)  Colocar rapidamente a palha de aço no fundo da proveta e emborcar a mesma, rapidamente, no recipiente de 500 mL que contém a água.

5)  Com o auxílio de uma régua, medir de 5 em 5 minutos a altura da coluna de água contida dentro da proveta, registrando os dados no quadro abaixo.

6)  Quando a água não mais subir (isso deve ocorrer entre 10 e 20 minutos), medir a altura final da coluna de água na proveta, tendo o cuidado de igualar os níveis de água fora (no recipiente) e dentro do cilindro (para igualar as pressões), como nos esquemas I, II e III representados na Figura 1.

Tempo (min.) 5 10 15 20

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Altura da coluna de água na proveta (cm)


Ar

Ar

Ar

II Tempo final

III Ajuste para leitura

Ar I Tempo zero

Figura 1

Questões para responder no relatório 1)  Escrever a equação química da reação de remoção do gás oxigênio da  amostra do ar.

2)  Calcular o teor, em porcentagem, de gás oxigênio contido na amostra  do ar. NOTA: Para esse cálculo você deve utilizar uma régua para medir e depois  comparar a altura da coluna de água que entrou na proveta, com a altura  total da parte interna da proveta.

Bibliografia brady, j. & humiston, g.e., Química

Geral, Vol. 1, Rio de Janeiro, Livros  Técnicos e Científi cos Editora S.A., 1986. russel, j.b.,

Química Geral, Vol. I e II, São Paulo, Ed. McGraw-Hill do Brasil  Ltda., 2ª edição, 1982. pitombo, l. r. m., et

alii., Interações e Transformações III, Vol.3, São Paulo,  Edusp, 1ª edição, São Paulo, 1998.

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Módulo 2

Propriedades gerais das soluções

2.1 Experimento 3 Solubilidade e solventes

Introdução Denomina-se  solução,  a  uma  mistura  homogênea,  contendo  um  solvente  e  um  soluto.  O  solvente  é  a  substância  que  aparece  em  maior  quantidade  numa  solução  e  o  soluto  é  a  substância  que  se  apresenta em menor quantidade nessa mistura homogênea. Nesta  experimento  você  irá  observar  o  comportamento  de  alguns solutos e a sua solubilidade na presença de um determinado  solvente.

Materiais e reagentes - 2 béqueres  de 100mL - Espátula - Termômetro de -10 a 110°C - Bastão de vidro - Bico de Bunsen - Tripé de ferro - Tela de amianto - 4 Tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio - Pinça de madeira - Cloreto de sódio (sal de cozinha) - Álcool etílico (álcool comum) - Iodo sólido - Água destilada

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Ensaio 1 Procedimento 1)  Adicionar em um béquer de 100 mL aproximadamente 50 mL de água.

2) Com o auxílio de uma espátula adicionar pequenas quantidades de cloreto de sódio no béquer agitando a mistura com o auxílio de um bastão de vidro.

3)  Continuar adicionando o sal até que ele não se dissolva mais. 4)  Deixar essa solução em repouso por cinco minutos. Essa solução que você acabou de preparar se chama solução saturada. Com o auxílio do termômetro, medir e anotar a temperatura dessa solução. Temperatura da solução saturada (ºC) = ________

5) Transferir a solução saturada cuidadosamente para o outro béquer, não deixando que os cristais de cloreto de sódio que formam o corpo de chão passem para o outro béquer.

6)  Agitar a solução transferida para o outro béquer com o auxílio de um bastão de vidro adicionando em seguida, aos poucos e com cuidado, cerca de 40 mL de álcool etílico. Observar e anotar o que acontece.

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Questões para responder no relatório 1)  Qual dos dois solutos é mais solúvel em água? 2)  Escrever a equação de dissolução do sal de cozinha em água. 3)  Tente explicar o aconteceu com o sal de cozinha na solução saturada. 4)  Por que você anotou a temperatura de solução saturada? Explique. 5) Esse experimento pode ser utilizado como uma técnica de separação  quando  se  deseja  separar  um,  ou  mais  dos  componentes  de  uma  mistura homogênea? Explique.

Ensaio 2 Procedimento 1)  Enumerar três tubos de ensaios de 1, 2 e 3. 2)  Adicionar aos tubos 1 e 2, 10 mL de água e ao tubo 3, 10mL de  álcool etílico.

3)  Adicionar aos tubos 2 e 3, uma pequena quantidade (ponta de  espátula),  de  iodo.  Agitar  cuidadosamente,  e  anotar  as  suas  observações.

4)  Após anotar as suas observações colocar uma pequena quantidade  de álcool no tubo 2, agitar, em seguida, colocar as soluções dos  tubos 2 e 3 no recipiente reservado no laboratório, para receber  as respectivas soluções de iodo.

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Ensaio 3 Procedimento

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Atenção: Certifique-se que não há nenhuma substância inflamável próximo ao bico de Bunsen que será utilizado nesse ensaio.

1)  Colocar uma pequena quantidade (ponta de espátula), de iodo em um tubo de ensaio.

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Atenção: Siga corretamente as orientações do instrutor ou professor, para executar, a técnica de aquecimento em tubos de ensaio na chama de um bico de Bunsen.

2) Com o auxílio de uma pinça de madeira, fazer o aquecimento do iodo contido no tubo de ensaio, sobre a chama do bico de Bunsen. Anotar as observações ocorridas durante o aquecimento.

3)  Após o aquecimento, fechar o registro de entrada de gás do bico de Bunsen.

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Atenção: Certifique-se que não há nenhum bico de Bunsen ligado no laboratório.

4)  Para a remoção do iodo sublimado contido no tubo de ensaio, adicionar no tubo de ensaio, uma quantidade de álcool que seja suficiente para solubilizar todo iodo, agitar cuidadosamente com as mãos, e em seguida, colocar a solução contida no tubo de ensaio no recipiente reservado no laboratório, para receber as respectivas soluções de iodo.

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Questões para responder no relatório 1)  O  que  se  pode  concluir  sobre  a  solubilidade  do  iodo  em  água  e  no  álcool? Justifi car a sua resposta.

2)  O iodo apresenta qual coloração no estado gasoso? 3)  Explique por que ocorre a sublimação do iodo e não a liquefação dele  na realização do ensaio 3?

4)  Que características deve apresentar um solvente para ser utilizado na  solubilização de um determinado soluto? 

Bibliografia brady, j. & humiston, g.e., Química

Geral, Vol. 1, Rio de Janeiro, Livros  Técnicos e Científi cos Editora S.A., 1986. russel, j.b.,  Química

Geral, Vol. I e II,  São  Paulo,  Ed.  McGraw-Hill  do  Brasil Ltda., 2ª edição, 1982.

mahan, b., Química

um Curso Universitário, São Paulo, Ed. Edgard Blücher  Ltda., 4ª edição, 1995.

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2.2 Experimento 4 Determinação da curva de solubilidade do KNO3

Objetivos - Construir a curva de solubilidade do KNO3 em água. -  Verifi car  o  efeito  da  temperatura  na  solubilidade  do  nitrato de potássio em água.

Introdução A  solubilidade  de  uma  substância  é  defi nida  como  a  quantidade  de  soluto  necessária  para  produzir  uma  solução  saturada  em  uma  determinada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura.   A  maneira  como  a  solubilidade  varia  com  a  temperatura  depende  de  fatores  termodinâmicos.  Uma  variação  na  temperatura  perturba  o  equilíbrio  termodinâmico  do  sistema  e  um  aumento  dessa temperatura desloca o equilíbrio para a direção que absorverá  calor. Assim, se a dissolução de um soluto na solução é um processo  endotérmico, o soluto se tornará mais solúvel quando a temperatura  for aumentada.   Em  geral,  a  solubilidade  da  maioria  das  substâncias  sólidas  e  líquidas  em  um  solvente  líquido  aumenta  com  o  aumento  da  temperatura. A variação da solubilidade de uma substância em uma  quantidade fi xa de solvente com a temperatura pode ser representada  grafi camente e a curva obtida denomina-se Curva de Solubilidade.

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Materiais e reagentes - 6 Tubos de ensaios apropriados para a realização do experimento - Estante para tubos de ensaios - pipeta graduada de 5 ou 10 mL - Béquer de 200 ou 400 mL o para banho - Maria - Espátula - Termômetro - Bico de Bunsen - Tripé de ferro - Tela de amianto - Balança semi-analítica - Sal de nitrato de potássio (KNO3) - Água destilada

Procedimento 1)  Enumerar os tubos de ensaios de 1 a 6. Em seguida, adicionar a cada um dos tubos de ensaio enumerados, a massa de KNO3 correspondente, de acordo com os dados apresentados na Tabela 1. Tabela 1

Tubo

1

2

3

4

5

6

massa (g) temperatura (°C)

2,00

5,00

8,00

12,00

14,00

17,00

2)  Com o auxílio de uma pipeta graduada, adicione a cada um dos seis tubos de ensaio 10,0 mL de água destilada. Aquecer cuidadosamente em banho-Maria, cada um dos tubos de ensaio até que ocorra a dissolução completa do sal de KNO3.

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3)  Cuidadosamente, colocar o termômetro dentro do tubo de ensaio enumerado de 1, que contém a solução de KNO3 que está mantida sob aquecimento em banho–Maria. Em seguida, remover o tubo de ensaio do banho–Maria e com pequenas agitações com o termômetro, deixar a solução contida no tubo de ensaio esfriar.

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Atenção: Tenha muito cuidado nessa operação, para não quebrar o bulbo do termômetro.

4)  Observar atentamente e anotar na Tabela 1, a temperatura na qual se observa a formação dos primeiros cristais do sal de KNO3 na solução.

5)  Repetir o mesmo procedimento para cada um dos tubos de ensaios enumerados de 2 a 6.

Observações Outra maneira para construção da curva de solubilidade do sal de KNO3 em água, consiste em fazer com que cada grupo faça a medida de duas massas do sal de KNO3 para a obtenção dos pontos da curva de solubilidade desse sal. Por exemplo, se existir três grupos de alunos no laboratório, cada um dos grupos poderá fazer a medida das duas massas referentes aos tubos 1 e 2, outro grupo poderá fazer a medida das massas dos tubos 3 e 4 e o terceiro grupo deverá fazer as medidas das massas dos tubos 5 e 6. Os valores das temperaturas de cristalização do sal nos respectivos tubos de ensaio deverão ser anotados num quadro geral, conforme modelo abaixo, cujos valores das respectivas temperaturas de cristalização, deverão ser utilizados por todos os grupos para obtenção de uma única curva de solubilidade do sal de nitrato de potássio. Dessa maneira os dados da Tabela 1 poderão ser substituídos por um quadro geral onde os valores das temperaturas nos respectivos tubos serão os obtidos pelos três grupos. Caso haja algum problema na determinação da temperatura de cristalização, o respectivo tubo de ensaio contendo o sal de KNO3 deverá ser reaquecido até a dissolução completa dos seus cristais. P

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Ao término do experimento todo sal de KNO3 contidos nos tubos  de ensaio deverá ser depositado em um recipiente para posterior  recuperação  dos  mesmos.  Para  isso  deve  reaquecer  o  tubo  de  ensaio e quando todo sal estiver solubilizado, com o auxílio de  uma pinça de madeira, depositar a solução do sal de KNO3 contida  no tubo no recipiente reservado para receber essa solução. Quadro geral contendo os valores das temperaturas (ºC) de cristalização para o sal de KNO3 obtidos pelos três grupos.

Grupos

tubo 1

tubo 2

tubo 3

tubo 4

tubo 5

1 2 3

Questões para responder no relatório 1)  Calcular  para  cada  uma  das  soluções  contidas  nos  tubos  de  ensaio  enumerados de 1 a 6, a massa (g) de KNO3 / 100g de H2O. NOTA: Considerar o valor da densidade da água igual a 1,00 g/mL, portanto,  10,0 mL correspondem a 10,0 g.

2)  Construir em papel milimetrado, o gráfi co: da massa (g) de KNO3 / 100 g de H2O em função da temperatura (ºC).

Bibliografia brady, j. & humiston, g.e., Química

Geral, Vol. 1, Rio de Janeiro, Livros  Técnicos e Científi cos Editora S.A., 1986. russel, j.b.,  Química

Geral , Vol.  I  e  II,  São  Paulo,  Ed.  McGraw-Hill  do  Brasil Ltda., 2ª edição, 1982.

ferreira, a.m.p. f.  et

alli.; PEQ: Projetos de Ensino de Química;  Vol.1;   Editora Moderna,  1ª edição, São Paulo, 1978.

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tubo 6


2.3 Experimento 5 Determinação do número de águas de hidratação em um sal

Objetivo - Determinar o número de mols de água de hidratação  no sal de sulfato de cobre.

Introdução Muitos  compostos  mesmo  sendo  purifi cados  após  sua  obtenção  apresentam  certa  quantidade  de  água  que  não  conseguem  ser  removidas. A presença dessas águas nesses compostos são conhecidas  como águas de hidratação. O número de águas de hidratação presentes  num  determinado  composto  está  relacionado  com  a  natureza  de  espécies presentes que forma as moléculas desse composto.

Materiais e reagentes - Sulfato de cobre pentahidratado* - Cadinho de porcelana - Tripé de ferro - Triângulo de porcelana - Bico de Bunsen - Pinça metálica - Dessecador - Espátula - Balança semi-analítica

* Pode ser utilizado também sulfato de magnésio, carbonato de sódio ou qualquer outro sal hidratado.

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Procedimento 1)  Colocar o triângulo de porcelana sobre um tripé de ferro. Em seguida colocar sobre o triângulo de porcelana, o cadinho de porcelana, fazendo um aquecimento do sistema com o bico de Bunsen por cerca de 3 minutos.

2) Colocar o cadinho no dessecador e deixar esfriar. Quando tiver atingido a temperatura ambiente medir a massa do cadinho numa balança semi-analítica, anotar a massa do cadinho.

3)  Repetir esse procedimento mais uma vez, para ter a certeza de que a massa do cadinho está constante.

4)  Colocar uma quantidade de massa do sal de sulfato de cobre hidratado que não ultrapasse 1/3 da capacidade do cadinho. Em seguida medir a massa do cadinho contendo o sal de cobre (II).

5)  Aquecer cuidadosamente o cadinho com o sal de cobre(II), até que grande parte da água tenha sido eliminada, isso pode ser observado pela descoloração do sal de cobre(II). Continuar o aquecimento por mais 5 minutos. Cessar o aquecimento, colocar o cadinho no dessecador, deixar esfriar e medir a massa novamente.

6)  Voltar a aquecer o cadinho por mais 5 minutos. Deixar esfriar no dessecador e medir a massa do cadinho novamente. A diferença entre as duas pesagens devem ser mínima. Caso não obtenha uma massa constante, repetir o procedimento até obter uma constância no valor da massa.

7)  Calcular a quantidade de água presente no sal hidratado pela diferença de massa antes e depois do aquecimento.

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Questões para responder no relatório 1)  Determinar o número de mols de água presentes no sal hidratado. 2)  Explicar por que o número de águas de hidratação depende do tipo  das espécies presentes que constituem esse sal.

3)  Podemos  afi rmar  que  quando  um  sal  apresenta-se  hidratado,  sua  estabilidade  está  relacionada  com  as  suas  águas  de  hidratação?  Explique.

Bibliografia brady, j. & humiston, g.e., Química

Geral Vol. 2, Capítulo 1, Rio de  Janeiro, Livros Técnicos e Científi cos Editora S.A., 1986. ferreira, a.m.p. f. et

alli.; PEQ: Projetos de Ensino de Química; Vol.1;   Editora Moderna, 1ª edição, São Paulo, 1978.

russel, j.b., Química

Geral Vol. I e II, São Paulo, Ed. McGraw-Hill do  Brasil Ltda., 2a edição, 1982.

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Módulo 3

Termoquímica

3.1 Experimento 6 Determinação da variação de entalpia (∆H)

Objetivos - Determinar a variação da entalpia de dissolução dos  cloretos de sódio e potássio. - Aplicação da lei de Hess.

Introdução Sabemos através do nosso dia a dia que o calor, que é uma forma de  energia, fl ui sempre através de um corpo mais quente para um mais  frio. Muitas reações químicas ocorrem com a liberação de calor para o  ambiente, conhecidas como reações exotérmicas, como conseqüência  ocorre o aumento da temperatura. Outras reações químicas ocorrem  com  a  absorção  de  calor,  retirando  calor  do  ambiente,  conhecidas  como reações endotérmicas e como conseqüência, ocorre à diminuição  da temperatura. Quando uma reação química é realizada sob pressão constante,  a variação de entalpia, ∆H, pode ser determinada pela diferença entre  as entalpias dos produtos e a dos reagentes:

∆H = ∑ H Produtos - ∑ H Reagentes Não  importando  os  caminhos  percorridos  pelos  reagentes  da  reação até à obtenção dos produtos, a variação de entalpia, em termos  quantitativos,  deverá  ter  sempre  o  mesmo  valor.  Essa  observação  experimental, é conhecida como lei de Hess.

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Para se determinar as medidas entalpia de uma reação química, podemos utilizar o calorímetro, que permite obter os valores energéticos relacionados a troca de calor envolvidos numa reação química.

Materiais e reagentes - Ácido clorídrico 1,0 M - Hidróxido de sódio 1,0 M ( padronizado) - Solução hidroalcoólica de fenolftaleína a 1% - Cloreto de sódio sólido - Cloreto de potássio sólido - Termômetro - Calorímetro (recipiente cilíndrico de isopor que acondiciona uma lata de cerveja de volume aproximado de 300mL)

Ensaio 1 Determinação da capacidade calorífica do calorímetro

Procedimento 1)  Com um auxílio de uma proveta medir 100 mL de uma solução de ácido clorídrico aproximadamente 1,0 M. Em seguida adicionar essa solução em um calorímetro.

2) Adicionar duas gotas do indicador fenolftaleína, com o auxílio de um bastão de vidro agitar cuidadosamente a solução.

3)  Anotar a temperatura quando a temperatura da solução permanecer constante. Temperatura da solução de ácido clorídrico 1,0 M (°C) = ________

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4)  Calcular o volume de hidróxido de sódio necessário para neutralizar 100 mL de cido clorídrico 1,0 M. Volume de Hidróxido de sódio (NaOH), 1,0 M calculado = ________

5)  Com um auxílio de uma proveta medir o volume (V1) da solução de hidróxido de sódio aproximadamente 1,0 M, adicionando um excesso de 5,0 mL sobre o volume calculado por você. Volume de NaOH 1,0 M + 5,0 mL de Hidróxido de sódio ________

6) Anotar a temperatura da solução de hidróxido de sódio, que deve ser aproximadamente a mesma da solução do ácido clorídrico 1,0 M. Temperatura da solução de hidróxido de sódio 1,0 M (°C) = ________

Observação Anote o valor da concentração molar correta que se encontra no rótulo dos frascos que contém a solução de ácido clorídrico e hidróxido de sódio.

7)  Adicionar cuidadosamente a solução de hidróxido de sódio à solução de ácido clorídrico contida no calorímetro e com o auxílio de um bastão de vidro agitar. Anotar a temperatura máxima alcançada. Temperatura da solução no calorímetro após a reação (°C) = ________

8)  Terminada a leitura, anotar a cor da solução que se encontra dentro do calorímetro. Cor da solução após a reação que se encontra dentro do calorímetro ________________________________________________________

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Calcular a capacidade calorífica do calorímetro considerando a reação de neutralização do hidróxido de sódio e ácido clorídrico. Dado: ∆H Neutralização = -13,7 Kcal.mol-1 q reação = q solução + q calorímetro q reação = calor liberado pela reação = nH2O . ∆H Neutralização

nH2O = nº de mols de H2O formado = nº de mols de HCl que reagiu.

q solução = calor absorvido pela solução de NaCl = m.c.∆T = d.v.c.∆T, onde: d = densidade da solução de NaCl = 1,04 g/mL (solução de NaCl = 1,0 M) c = calor específico da solução de NaCl = 0,93 cal/g.ºC q calorímetro = calor absorvido pelo calorímetro = c.∆T

Ensaio 2

Determinação de entalpia de dissolução dos cloretos de sódio e potássio.

Procedimento 1)  Com um auxílio de uma proveta medir 100 mL água destilada. Em seguida adicionar em um calorímetro. Com o auxílio de um bastão de vidro, agitar cuidadosamente até que a temperatura permaneça constante. Temperatura da água destilada no calorímetro (°C) = ________

2) Calcular a massa necessária dos sais de cloreto de sódio e potássio para preparar 100 mL de solução 1,0 M do respectivo sal. Em seguida anotar abaixo a massa calculada do respectivo sal. Massa em gramas de NaCl = ________ Massa em gramas de KCl = ________

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3)  Medir em uma balança semi-analítica a massa do respectivo sal. 4)  Adicionar a massa do respectivo sal à água contida no calorímetro, agitar cuidadosamente, e anotar a temperatura máxima (ou mínima) alcançada. Temperatura da solução no calorímetro após a dissolução do sal de NaCl (°C) = ________ Temperatura da solução no calorímetro após a dissolução do sal de KCl (°C) = _________

5) Terminado o ensaio, colocar a solução contida no calorímetro no recipiente reservado para cada sal, para sua posterior recuperação. Cálculos para a interpretação dos resultados: Considere a reação de dissolução em meio aquoso: MCl(s) = M+(aq) + Cl-(aq) , onde: M+ = Na+ e K+ q reação = q solução + q calorímetro q reação = calor liberado pela reação = nMCl . ∆H dissolução n = nº de mols do sal dissolvido q solução = calor absorvido pela solução de MCl = m.c.∆T = d.v.c.∆T, onde: d = densidade da solução de NaCl = 1,04 g/mL (solução de NaCl = 1,0 M) c = calor específico da solução de NaCl = 0,93 cal/g.ºC d = densidade da solução de KCl = 1,05 g/mL (solução de KCl = 1,0 M) c = calor específico da solução de KCl = 0,91 cal/g.ºC q calorímetro = calor absorvido pelo calorímetro = c.∆T ∆H dissolução = q calorímetro / nM+ nM+ = nº de mols do cátion dissolvido

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Questões para responder no relatório 1)  Determinar a variação de entalpia de dissolução, ∆Hdissolução, para cada  um dos íons Na+ e K+ e tente explicar os resultados obtidos em termos  de energia de hidratação e energia reticular, ∆HU. MCl(s) = M+(g) + Cl-(g) M+(g) + H2O = M+(aq)

∆HU (energia reticular)

Cl-(g) + H2O = Cl-(aq)

∆H hidratação do íon Cl-

MCl(s) = M+(aq) + Cl-(aq)

∆H dissolução

∆H hidratação do íon M+

∆H dissolução = ∑∆H hidratação + ∆HU ∆H dissolução = calor de dissolução do MCl(s), obtido nesse experimento ∆H hidratação = soma da energia de hidratação dos respectivos íons M+ M+ = Na+ e K+ ∆HU = energia reticular dos compostos MCl a 0K (Kcal/moL): ∆HU para o NaCl = 185 ∆HU para o KCl = 168 ∆H hidratação = entalpia de hidratação a 298K (Kcal/moL): ∆H hidratação do íon Na+ = 97,8 ∆H hidratação do íon K+ = 77,0 ∆H hidratação do íon Cl- = 91,1

Bibliografia brady, j. & humiston, g.e., Química

Geral, Vol. 1, Rio de Janeiro, Livros  Técnicos e Científi cos Editora S.A., 1986. ferreira, a.m.p. f.

et alli.;  PEQ: Projetos de Ensino de Química;  Vol.1;   Editora Moderna,  1ª edição, São Paulo, 1978.

russel, j.b.,

Química Geral Vol. I e II, São Paulo, Ed. McGraw-Hill do Brasil  Ltda., 2a edição, 1982.

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Módulo 4

Cinética química

4.1 Experimento 7 Fatores que afetam a velocidade de uma reação química

Objetivo - Verifi car  como  a  variação  de  concentração  dos  reagentes infl ui na velocidade de reação entre  tiossulfato  de sódio e ácido sulfúrico: Na2S2O3 (aq) + H2SO4 (aq)

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

Introdução A cinética química estuda a velocidade das reações químicas tendo  como  referencial  a  velocidade  com  que  essas  reações  ocorrem,  os  fatores que modifi cam essa velocidade e o mecanismo pelo qual elas  se  processam.  Nesse  experimento  será  utilizada  a  reação  química  entre  o  tiossulfato  de  sódio  e  o  ácido  sulfúrico.  Serão  realizadas  quatro reações mantendo fi xa a concentração de um dos reagentes  e variando a concentração do outro, medindo-se o tempo gasto em  cada uma das reações.

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Materiais e reagentes - 3 buretas de 50 mL ou de 25 mL - 3 béqueres de 100 mL - 3 suportes universal - 3 garras para buretas - 8 tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio - Cronômetro ou relógio com marcador de segundos - Solução de ácido sulfúrico (H2SO4), 0,3 M - Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3), 0,3 M - Álcool etílico - Água

Procedimento 1)  Rotular as buretas de: 1 para H2SO4; de 2 para H2O e de 3 para o Na2S2O3 fazer o mesmo procedimento para os béqueres de 100 mL.

2) Adicionar em cada bureta o líquido correspondente. Acertar o menisco de cada bureta e deixar sob cada uma delas o béquer correspondente.

3)  Com o auxílio da bureta que contém H2SO4 adicionar em 4 tubos de ensaio 4 mL de H2SO4 .

4)  Numerar outros 4 tubos de ensaio de 1 a 4.

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5) Com o auxílio das respectivas buretas, adicionar nos tubos de ensaio numerados Na2S2O3 e H2O conforme os dados da Tabela 1. Tabela 1 – Combinações das misturas de Na2S2O3 e H2O.

Combinação no tubo 1 2 3 4

Volume (mL) Na2S2O3

6 4 3 2

Volume (mL)

Concentração

H2O

C=

2 3 4

C1 = C2 = C3 = C4 =

Vol. Na2S2O3

Vol. da solução

Tempo (t) em Seg.

V=

1 t

6)  Adicionar ao tubo 1 os 4 mL da solução de ácido sulfúrico 0,3M. Imediatamente inicie com o auxílio de um cronômetro a contagem do tempo. Agitando continuamente a mistura. Observar atentamente no tubo 1 quando iniciar o aparecimento de uma turvação parar o cronômetro. Anotar na Tabela 1 o tempo que levou para aparecer a turvação. Em seguida, descartar em local apropriado o conteúdo do tubo 1 e lavar imediatamente esse tubo com água para que o mesmo não fique manchado.

7)  Repetir o procedimento para os tubos 2, 3 e 4 anotando na Tabela 1 os tempos da reação.

8)  Calcular os valores de C1 a C4 registrar os valores na Tabela 1. 9)  Se eventualmente ocorrer alguma dúvida em relação a alguma medida realizada, refazer o experimento da combinação que apresentou dúvidas.

10)  Completar a última coluna da Tabela 1, calculando os valores das velocidades V fazendo, V = 1/t .

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Questões para responder no relatório 1)  Fazer  um  gráfi co  em  papel  milimetrado  da  velocidade  (V=1/t)  em  função das concentrações das combinações nos tubos 1 ao 4 (C1 a C4).  Caso seja necessário pode adequar os valores do gráfi co multiplicando  por 10 ou por 100 todas as velocidades e expressar seus valores nos  resultados obtidos.

2)  Explicar  utilizando  a  Teoria  das  Colisões  por  que  o  aumento  na  concentração de um ou de todos os reagentes aumenta a velocidade da  reação.

3)  Qual foi a substância que permitiu medir o tempo da reação? 4)  Sabendo que V = k[ S2O32- ]m [ H+]n , onde m e n são as respectivas ordens  de reação para o íon tiossulfato e o íon H+. Explicar como se pode obter  pelo método gráfi co, os valores das ordens de reação em relação ao íon  tiossulfato e ao íon hidrônio.

Bibliografia brady, j. & humiston, g.e., Química

Geral Vol. 2, Capítulo 1, Rio de Janeiro,  Livros Técnicos e Científi cos Editora S.A., 1986. ferreira, a.m.p. f.

et alli.;  PEQ: Projetos de Ensino de Química;  Vol.1,  Editora Moderna,  1ª edição, São Paulo, 1978.

oliveira, e. a., Aulas Práticas de Química, Vol.1, Editora Moderna, 1ª edição, 

São Paulo, 1986. russel, j.b., Química

Geral Vol. I e II, São Paulo, Ed. McGraw-Hill do Brasil  Ltda., 2ª edição, 1982.

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Módulo 5

Estudo das soluções aquosas de sólidos iônicos

5.1 Experimento 8 Fatores que afetam a propriedades das soluções aquosas de sólidos iônicos - Hidrólise

Objetivos -  Fazer  a  reação  de  combustão  do  metal  magnésio  e  verifi car as propriedades exibidas pelos produtos obtidos  nessa transformação química em meio aquoso. -  Verifi car  as  mudanças  ocorridas  nas  propriedades  ácidas e básicas em soluções aquosas de alguns sólidos  iônicos ocorridas através da hidrólise.

Introdução As reações de salifi cação ou de neutralização fornecem como produtos  sais com características iônicas, que geralmente são solúveis em meio  aquoso. A dissolução de um sólido iônico em meio aquoso, dependendo  da força do ácido e da base que originaram esse sal a partir de uma  reação química, pode provocar mudanças nas propriedades ácidas ou  básicas nas soluções aquosas desses respectivos sais.

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Ensaio 1 Materiais e reagentes - Palha de aço (Bombril) - Pinça de madeira - Espátula - Bico de Bunsen ou lamparina à álcool - Tubo de ensaio - 1,5 cm de fita de magnésio - Água - Solução hidroalcoólica de fenolftaleína a 1% - Solução de ácido clorídrico 0,1 M

Procedimento 1)  Com ajuda de uma palha de aço lixe bem aproximadamente, 1,5 cm de uma fita de magnésio.

2) Prenda a fita de magnésio na ponta de uma pinça de madeira. 3)  Acenda o bico de Bunsen e cuidadosamente encoste a ponta da fita na chama. Observe e anote suas observações. (cuidado, não olhe diretamente para a fita que está sendo queimada).

4)  Recolha com a ajuda de uma espátula, as cinzas produzidas pela combustão da fita de magnésio, colocando-as num tubo de ensaio.

5)  Adicione aproximadamente 3 mL de água. 6)  Agite o tubo, observe e anote suas observações. 7)  Adicione ao tubo de ensaio, uma gota de solução hidroalcoólica de fenolftaleína. Observe e anote suas observações.

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8)  Adicione ao tubo de ensaio, uma gota de ácido clorídrico diluído.  Observe e anote suas observações.

9)  Com a ajuda de uma pinça de madeira, aqueça o tubo de ensaio  cuidadosamente na chama do bico de Bunsen. Observe e anote  suas observações.

Questões para responder no relatório 1)  Escrever  a  equação  química  correspondente  às  transformações  químicas ocorridas em 3,5 e 8.

2)  Justifi car as observações ocorridas em 3,5 e 8. 3)  Justifi car as observações ocorridas em 6. 4)  Justifi car as observações ocorridas em 7. 5)  Justifi car as observações ocorridas em 9.

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Ensaio 2 Materiais e reagentes - 6 Tubos de ensaios - Estante para tubos de ensaios - Bastão de vidro - Proveta de 10 mL - Pisseta com água destilada - Papel de tornassol azul - Papel de tornassol vermelho - Bicarbonato de sódio ou carbonato de sódio sólido - Acetato de sódio sólido - Cloreto de ferro (III) sólido - Cloreto de sódio sólido - Nitrato de potássio sólido - Sulfato de alumínio sólido

Procedimento 1)  Numerar os tubos de ensaios de 1 a 6 em seguida colocá-los numa estante para tubos de ensaio.

2) Adicionar em cada um dos tubos de ensaios cerca de 0,5 g da substância conforme indicado no quadro abaixo.

3)  Com o auxílio de uma proveta adicionar 10 mL de água destilada, em cada um dos 6 tubos de ensaios, em seguida, agitar cuidadosamente os tubos de ensaio para que ocorra a completa dissolução dos respectivos sais.

4)  Embebecer a ponta de um bastão de vidro na solução aquosa do tubo de ensaio 1.

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5)  Tocar, com a ponta do bastão embelecido na solução 1 nas tiras de papel de tornassol vermelho e azul. Observar e anotar as colorações no quadro abaixo.

6)  Repetir o procedimento para cada uma das soluções aquosas restantes nos respectivos tubos de ensaios de 2 a 6.

Tubo de ensaio

Substância

Fórmula

1 2 3 4 5 6

Acetato de sódio Cloreto de ferro(III) Cloreto de sódio Sulfato de alumínio Bicarbonato de sódio Nitrato de Potássio

Tornassol vermelho

Tornassol azul

Observações O papel de tornassol é um papel de filtro que foi embebecido nas respectivas tinturas azul ou vermelha de um pigmento proveniente de liquens, que são seres vivos formados pela associação de fungos e algas. A parte mais ativa desse pigmento denomina-se azoltmina ( C7H7NO4 ). As reações químicas dessa substância em meio ácido e básico são apresentadas a seguir: C7H7NO4   +   NaOH      C7H6NO4Na   +   H2O (litmato de sódio, de cor azul) C7H6NO4Na   +   HCl     C7H6NO4H   +   NaCl (ácido lítmico, de cor vermelha) Para se obter o papel de tornassol azul ou vermelho, primeiramente, as tiras de papel de filtro são embebecidas nas respectivas soluções de litmato de sódio ou ácido lítmico, em seguida essas tiras são secadas e posteriormente armazenadas em local apropriado, isento da presença de ácidos ou bases.

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Questão para responder no relatório 1)  Escrever  as  equações  químicas  para  as  reações  alcalinas,  ácidas  ou  neutras, que representam as reações ocorridas nos tubos de ensaios de  1 a 6, justifi cando por que ocorreu ou não a mudança na coloração do  papel indicador de tornassol azul ou papel de tornassol vermelho.

Bibliografia brady, j. & humiston, g.e., Química

Geral Vol. 2, Capítulo 1, Rio de Janeiro,  Livros Técnicos e Científi cos Editora S.A., 1986. oliveira, e. a., Aulas Práticas de Química, Vol.1, Editora Moderna, 1ª edição, 

São Paulo, 1986. russel, j.b., Química

Geral Vol. I e II, São Paulo, Ed. McGraw-Hill do Brasil  Ltda., 2ª edição, 1982.

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5.2 Experimento 9 Equilíbrios de complexação em meio aquoso

Objetivos -  Apresentar  alguns  casos  de  dissociação  e  formação    de  complexos  ocasionadas  por  reações  envolvendo  o  ligante  e  pela  formação  de  outras  espécies  complexas  mais estáveis. - Apresentar a dissolução de precipitados pela formação  de complexos.

Introdução Quando se faz reagir duas substâncias a uma determinada temperatura,  a  reação  irá  se  processar,  buscando  o  estado  de  equilíbrio.  Um  sistema  em  equilíbrio  apresenta  para  todas  as  espécies  presentes,  uma concentração constante que geralmente, são relacionadas entre  si  através  da  constante  de  equilíbrio, K,  da  reação.  Uma  maneira  de  favorecer  uma  situação  de  equilíbrio,  consiste  em  adicionar  ou  retirar  uma  ou  mais  espécies  que  dela  participam,  produzindo  um  deslocamento no equilíbrio de acordo com o princípio de Le Chatelier.

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Ensaio 1 Materiais e reagentes - Béquer de 100 mL - 3 Tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio - 4 tubos de Conta gotas - Solução de cloreto de ferro (III) 0,50 M - Solução de tiocianato de amônio 0,20 M - Solução de fluoreto de sódio 0,10 M - Solução de oxalato de amônio 0,25 M - Pisseta com água destilada

Procedimento 1)  Adicionar no béquer de 100 mL 30 mL de água destilada, 2 gotas da solução de cloreto de ferro (III) 0,50 M e 4 gotas da solução de tiocianato de amônio 0,20 M. Agitar e colocar em quatro tubos de ensaio numerado de 1 a 4, aproximadamente 2 mL dessa solução para fazer os seguintes ensaios:

2) Ao tubo 1 adicionar 2 gotas da solução de cloreto de ferro (III) 0,50 M . Agitar, observar e anotar suas observações.

3)  Ao tubo 2 adicionar 4 gotas da solução de tiocianato de amônio 0,20 M. Agitar, observar e anotar suas observações.

4)  Ao tubo 3 adicionar 2 gotas da solução de fluoreto de sódio 0,10 M. Agitar, observar e anotar suas observações.

5)  Ao tubo 4 adicionar 2 gotas da solução de oxalato de amônio 0,25 M. Agitar, observar e anotar suas observações.

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Ensaio 2 Materiais e reagentes - 4 Tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio - 3 tubos de Conta gotas - Solução de sulfato de cobre(II) pentahidratado 0,1 M - Solução de ácido sulfúrico 0,1 M - Solução de Brometo de potássio saturada - Pisseta com água destilada

Procedimento 1)  Numerar os tubos de ensaio de 1 a 3. Adicionar ao tubo de ensaio 1 cerca de 2,0 mL da solução de sulfato de cobre (II) 0,1 M e 1 mL da solução de H2SO4 0,1 M. Essa será a solução que você utilizará para os ensaios experimentais.

2) Dividir a solução preparada no tubo de ensaio 1 em partes iguais para os tubos 2 e 3.

3)  Ao tubo 2 com o auxílio de um conta gotas, adicionar lentamente gota a gota, a solução de KBr saturada, até não observar mais modificações. Anotar as suas observações.

4)  Colocar o tubo 3 ao lado do tubo 2, adicionar ao tubo 3 água destilada em volumes equivalentes aos da solução de KBr saturada adicionados no tubo 2. Anotar as suas observações. Atenção: Agitar a solução do tubo 3 após cada adição de Kbr e

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comparar com o outro tubo.

5)  Desprezar a metade do volume de cada tubo e adicionar água, em pequenas porções, até reverter o processo observado no item 3.

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Questões para responder no relatório 1)  Escrever  a  equação  química  correspondente  às  etapas  ocorridas  em  3 e 4.

2)  Justifi car as observações ocorridas em 4. 3)  Justifi car as observações ocorridas em 5.

Ensaio 3 Materiais e reagentes - 2 Tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio - 4 tubos de Conta gotas - Solução de nitrato de prata 0,1 M - Solução de hidróxido de amônio 6,0 M - Solução de cloreto de sódio 1,0 M - Solução de ácido nítrico 4,0 M - Pisseta com água destilada

Procedimento 1)  Colocar em dois tubos de ensaio aproximadamente 3 mL de água  destilada e 3 gotas da solução de nitrato de prata 0,1 M.

2)  Adicionar em um dos tubos 5 gotas de solução de hidróxido de  amônio 6,0 M. Colocar em seguida, nos dois tubos de ensaio, 2  gotas da solução de cloreto de sódio 1,0 M. Agitar e comparar.  Anotar suas observações.

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3)  Adicionar  ao  tubo  onde  se  formou  um  precipitado,  4  gotas  de  solução  de  hidróxido  de  amônio  6,0  M.  Agitar  e  anotar  suas  observações. Colocar a seguir 8 gotas de solução de ácido nítrico  4,0 M. Agitar e anotar as suas observações.

Questões para responder no relatório 1)  Escrever  a  equação  química  correspondente  às  etapas  ocorridas  em  2 e 3.

2)  Explicar  as observações ocorridas em 2. 3)  Explicar as observações ocorridas em 3.

Tabela 1 - Constantes de estabilidade de complexos a 25 ºC.

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Reação em meio oquoso

K est.

Cr3+ + 4OH- = [ Cr(OH)4 ]-

7,0 x1029

Sn2+ + 3OH- = [ Sn(OH)3 ]-

4,0 x1024

Pb2+ + 3OH- = [ Pb(OH)3 ]-

8,0 x1013

Ni2+ + 6NH3 = [ Ni(NH3)6 ]2+

3,0 x108

Zn2+ + 4OH- = [ Zn(OH)4 ]2-

1,4 x1015

Zn2+ + 4NH3 = [ Zn(NH3)4 ]2+

2,5 x109

Fe3+ + 3F- = FeF3

1,0 x1012

Fe3+ + 3C2O42- = [ Fe2(C2O4)3 ]3-

1,0 x1020

Fe3+ + SCN- = [ FeSCN ]2+

1,1 x103

Cu2+ + 4NH3 = [ Cu(NH3)4 ]2+

4,0 x1012

Ag+ + 2NH3 = [ Ag(NH3)2 ]+

1,7 x107

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Bibliografia brady, j. & humiston, g.e.,

Química Geral Vol. 2, Capítulo 1, Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986.

ferreira, a.m.p. f.

et alli.; PEQ: Projetos de Ensino de Química; Vol.1, Editora Moderna, 1ª edição, São Paulo, 1978.

oliveira, e. a., Aulas Práticas de Química, Vol.1, Editora Moderna, 1ª edição,

São Paulo, 1986. russel, j.b.,

Química Geral Vol. I e II, São Paulo, Ed. McGraw-Hill do Brasil Ltda., 2ª edição, 1982.

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Módulo 6

Eletroquímica

6.1 Experimento 10 Produção da corrente elétrica

Objetivos -  Verifi car  que  a  produção  de  eletricidade  pode  ser  obtida por meio de transformações químicas. - Construir e determinar o potencial na pilha de Daniell. - Avaliar a fi la de reatividade dos metais em função do  potencial de redução padrão.

Introdução Podemos  observar  através  de  muitas  reações  químicas  que  as  substâncias  de  uma  maneira  geral,  até  certo  ponto,  antes  de  suas  moléculas  se  estabilizarem  quimicamente,  exibem  uma  tendência  de receber ou doar elétrons. Um fato de extrema importância está  relacionado ao armazenamento de energia na forma de eletricidade,  que está diretamente ligado as transformações químicas, que permite  o  armazenamento  de  energia  elétrica,  sob  a  forma  de  reagentes  químicos. A Eletroquímica estuda o aproveitamento da transferência de  elétrons que ocorre durante uma transformação química, envolvendo  diferentes  substâncias  que  podem  converter  energia  química  em  energia elétrica ou vice-versa.

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Utilização do multímetro

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Atenção: Antes de iniciar qualquer medida, ler com atenção o manual de instruções que acompanha o aparelho. Este texto não substitui a leitura do manual que acompanha o equipamento. Dependendo da época poderá haver mudança no modelo do equipamento.

1)  A Figura 1 apresenta o multímetro onde estão indicados os principais itens que serão abordados nesse ensaio.

2) Observar na Figura 1 as faixas e os tipos de escalas numéricas, que estão indicadas através de setas, dos tipos de medidas que podem ser efetuadas nesse tipo de equipamento.

Ensaio 1 Medida da Voltagem da sua Casa ou ou do laboratório

Materiais e reagentes - Multímetro - Tomadas de saída da energia elétrica (do laboratório e/ ou da sua casa)

Procedimento Na sua residência a tensão normal encontrada na tomada de energia elétrica é de 110-120 Volts (AC-corrente alternada).

1)  Conectar a ponta do fio vermelho no terminal VmA e a ponta do fio preto no terminal COM (veja as setas indicadas na Figura 1).

2) Para efetuar a medida, mudar a chave rotativa de funções para a posição 200 da faixa de escalas ACV (girar para o sentido horário, a partir da posição OFF). Deixar nesta posição durante no mínimo 30 segundos.

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3)  Introduzir  as  outras  extremidades  dos  fi os  na  tomada  de  sua  casa ou laboratório, em seguida, efetuar a leitura no visor do  aparelho. Após a leitura retornar a chave rotativa para a posição  OFF.

Ensaio 2 Medida da Voltagem de uma pilha

Materiais e reagentes - Multímetro - Pilha seca do tipo AA

Visor

Voltagem Corrente contínua

Voltagem Corrente alternada Amperagem

Resistência

Como ligar Fio vermelho Fio preto

Figura 1 – Multímetro modelo ET – 1001 – Minipo.

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Procedimento

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Atenção: As pilhas elétricas (AA), conhecidas como pilhas secas, apresentam uma tensão de 1,5 Volts quando novas.

1)  Conectar os fios (vermelho na posição VmA e preto na posição COM) em seguida, girar a chave rotativa de funções para a posição 20 da faixa de escalas DCV (girar para o sentido anti-horário, a partir da posição OFF). Ver Figura 1.

2) Esperar 30 segundos. Em seguida, encostar ponta do fio vermelho no pólo positivo da pilha e a ponta do fio preto no pólo negativo da pilha. Efetuar a leitura do valor no visor. Após a leitura retornar a chave rotativa para a posição OFF.

Ensaio 3 Materiais e reagentes - 2 béqueres de 100 mL - Proveta de 100 mL - Lâmina de zinco - Lâmina de cobre - Lixa ou palha de aço (Bombril) - Tubo em “U” - Algodão - Multímetro - Solução de sulfato de cobre (II) pentahidratado 0,1 M - Solução de sulfato de zinco 0,1 M - Solução saturada de cloreto de potássio - Pisseta com água destilada

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Procedimento Preparo da ponte salina

1)  Colocar a solução saturada de cloreto de potássio no tubo em “U”. Feche as extremidades do tubo com pedaços de algodão embebecidos com a solução de cloreto de potássio saturada. Tomar o cuidado para não deixar formar bolhas de ar no interior do tubo. Ver Figura 2. Montagem da pilha

2) Com o auxílio de uma proveta, colocar no béquer, 50 mL de solução de sulfato de cobre e no outro béquer, 50 mL de solução de sulfato de zinco.

3)  Lixar as lâminas de zinco e cobre e lavar com água destilada. 4) Mergulhar as lâminas nas soluções correspondentes. 5)  Ligar o eletrodo de zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do multímetro.

6) Colocar a ponte salina ligando os dois eletrodos preparados. 7)  Efetuar a leitura e anotar o valor registrado no visor do multímetro. 8) Retirar os eletrodos e a ponte salina das soluções.

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Fluxo de elétrons

Ponte salina

Circuito

Ânodo

Cátodo

-

+

Oxidação

Zn

Redução

Zn2+ +

2e-

Cu2+ +

2e-

Cu

Figura 2 – Esquema da pilha de Daniell.

Questão para responder no relatório 1)  Em  qual  posição  a  chave  rotativa  do  multímetro,  representado  na Figura 1, você colocaria para medir a voltagem de 220 V, da  tomada de saída de eletricidade de uma casa?  Na posição 750  ou 200? Explique.

2)  Explicar  a  função  de  cada  um  dos  componentes  da  pilha  de  Daniell.

3)  Determinar o valor da energia livre (∆G) para a pilha de Daniell  através da expressão: ∆G = - nF∆E, onde: n = números de elétrons envolvidos na reação F =  constante  de  Faraday,  que  assume  os  valores  de  96.500,  quando ∆G é expresso em joule/moL e 23, quando ∆G é expresso  em Kcal/moL. 

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Ensaio 4 Materiais e reagentes - Béquer de 100 mL - 2 tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio - Prego com cabeça (15x15) - Fio de cobre nº 26 (cerca de 10 cm) - Lixa ou palha de aço (Bombril) - Solução de sulfato de cobre (II) pentahidratado 0,1 M - Solução de nitrato de prata 1,0 M - Pisseta com água destilada

Procedimento 1)  Em dois tubos de ensaio adicionar aproximadamente 2,0 mL da solução de sulfato de cobre, em seguida, em um dos tubos de ensaio, colocar uma unidade de prego, caso seja necessário, adicionar mais solução de sulfato de cobre, o suficiente, para cobrir o prego. Observar e anotar o que acontece.

2) Em um béquer de 100 mL adicionar cerca de 70,0 mL da solução de nitrato de prata.

3) Lixar o fio de cobre, em seguida, fazer uma espiral, e colocar o fio quase que totalmente imerso, na solução de nitrato de prata contida no béquer. Observar e anotar o que acontece.

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Questão para responder no relatório 1)  Explicar as observações ocorridas em 1. 2)  Explicar  as observações ocorridas em 2. Dados: Potencial padrão de redução E0 a 25 ºC. Fe3+

+ e-

Cu2+ Ag+

Fe2+

+

0,77 V

+2e- =

Cu

+

0,34 V

+ e-

Ag

+

0,80 V

=

=

Bibliografia brady, j. & humiston, g.e., Química

Geral Vol. 2, Capítulo 1, Rio de Janeiro,  Livros Técnicos e Científi cos Editora S.A., 1986.

ferreira, a.m.p. f.

et alli.;  PEQ: Projetos de Ensino de Química;  Vol.1,  Editora Moderna,  1ª edição, São Paulo, 1978. oliveira, e. a., Aulas Práticas de Química, Vol.1, Editora Moderna, 1ª edição, 

São Paulo, 1986. russel, j.b., Química

Geral Vol. I e II, São Paulo, Ed. McGraw-Hill do Brasil  Ltda., 2ª edição, 1982.

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Elias Meira da Silva Possui Graduação em Química - FFCL Osvaldo Cruz (1982), Mestrado em Química (Química Inorgânica) pela Universidade de São Paulo (1991) e Doutorado em Química (Química Inorgânica) pela Universidade de São Paulo (1995). Atualmente é Professor Associado 2 da Universidade Federal do Espírito Santo. Tem experiência na área de Química, com ênfase em Química Inorgânica e Educação Química, atuando principalmente nos seguintes temas: Ensino de Química, Educação Química, Ensino Experimental de Química, Formação Continuada de Professores de Química no Ensino Médio e Formação Continuada de Professores de Ciências no Ensino Fundamental. Estudos dos Complexos dos carboxilatos e picratos de Lantanideos (III) com lactamas.


9 788599 510667

www.neaad.ufes.br (27) 4009 2208

Química Experimental 2  

Material desenvolvido no Laboratório de Design Instrucional do Ne@d - Núcleo de Ensino à Distância da Universidade Federal do Espírito Santo...

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