Relatório - química aulas práticas UNIP

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UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS
CURSO: Farmácia | DISCIPLINA: Química Geral
NOME DO ALUNO
RA: | POLO: 
DATA: 18/09/2021 e 25/09/2021
TÍTULO DO ROTEIRO: Química geral 
INTRODUÇÃO:
A Química é uma ciência que surgiu da imensa curiosidade dos homens sobre composição das substâncias, objetos e coisas que nos cercam. Atualmente, a Química é definida basicamente como a ciência que estuda a matéria, suas transformações e as energias envolvidas nesses processos.
	Durante os dois sábados de aulas presenciais que participamos, foram diversos os temas estudados e os procedimentos práticos executados, gerando a percepção de que o estudo da disciplina de química torna-se menos complexo quando são demonstradas suas aplicações no cotidiano, permitindo ao aluno observar a relevância do conteúdo. Assim, citaremos, nesta introdução, os temas trabalhados. 
Inicialmente, foram apresentadas as vidrarias disponíveis em um laboratório, com suas funções, formas de utilização e diferenças entre elas. Dentre as vidrarias e instrumentos apresentados, destacam-se as pipetas e micropipetas, que podem parecer simples, mas desempenham papel importantíssimo em qualquer experimento. 
As pipetas são instrumentos de medição utilizadas na transferência de volumes conhecidos, de um recipiente para outro.
Elas estão presentes no nosso dia a dia e muitas vezes não damos muita importância à sua utilização pois, de tanto usá-las rotineiramente, seu manuseio torna-se quase que inconsciente. Apesar disso, estar concentrado e saber utilizá-las de maneira correta é essencial para garantir a medição e transferência de volumes correta. (BIOMEDICINA PADRÃO, 2014)
As pipetas diferenciam-se em volumétrica e graduada, sendo que a volumétrica possibilita a medição de transferência de um único volume de líquidos, enquanto a graduada demonstra ser mais versátil porque possui marcações como uma régua, que permitem a medição de quantidades diferentes de um líquido. 
Outro assunto bastante curioso foi o estudo dos cátions a partir do teste da chama, uma vez que, dependendo do comprimento de onda do elemento testado, a cor da chama que estava em contato com o elemento era alterada. O teste de chama pode ser mais facilmente compreendido através do modelo atômico de Bohr, que demonstra que os elétrons se movimentam por diferentes níveis ou camadas de energia. Quando um elétron está recebendo energia, ele se movimenta de uma camada interna para outra mais externa e, quando retorna para uma camada mais interna, ocorre a liberação de luz, que é chamada de fóton. 
	A miscibilidade foi mais um tópico que pudemos compreender com bastante clareza quando demonstrada em testes práticos, compreensão que se faz extremamente importante para estudantes do Farmácia, já que “é um dos temas mais relevantes da área da química, tanto pela sua importância intrínseca quanto pela variedade de fenômenos e propriedades químicas envolvidas no seu entendimento” (MARTINS; LOPES; ANDRADE, 2013). 
	O estudo de ácidos e bases, incluindo suas características e diferenças, e as práticas realizadas para demonstrar de que maneiras podemos identificar se determinado elemento trata-se de ácido ou base, também se mostrou um aprendizado extremamente necessário para o desempenho da profissão de farmacêutico. A compreensão de que medicamentos ácidos são absorvidos em meio ácido, como o estômago, enquanto medicamentos básicos são absorvidos em meio básico, como o intestino, é essencial para a eficácia do tratamento de pacientes com diversas doenças. 
	Diretamente relacionado com a diferenciação de ácidos e bases, está o conhecimento sobre pH das substâncias, também um conteúdo que se faz presente com bastante frequência na rotina do farmacêutico. O pH é determinado pela concentração de íons de Hidrogênio (H+). Quanto menor o pH de uma substância, maior a concentração de íons H+ e menor a concentração de íons OH-. 
Os valores de pH variam de 0 a 14, sendo que as substâncias que possuem valores de pH até 7 são consideradas ácidas, 7 são neutras e acima de 7 são básicas/alcalinas. O valor do pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons hidrogênio de uma solução, as substâncias que revelam a presença de íons livres em uma solução são conhecidas como indicadores, esses mudam de cor em função da concentração de H+ e de OH- de uma solução, ou seja, do pH.
	Por fim, foi realizado a experimento do espelho de prata, que auxiliou no entendimento da diferenciação entre aldeídos e cetonas através da reação de Tollens (que identificou o aldeído). Este experimento resulta na deposição de uma substância prata e sólida na superfície de um recipiente. Essa substância é o que chamamos de espelho de prata. Essa reação ocorre apenas na presença de aldeídos, e não em cetonas, pois os aldeídos apresentam hidrogênio ligado ao carbono da carbonila, o que facilita a oxidação.
RESULTADOS E DISCUSSÃO:
	Durante as aulas, que ocorreram de forma presencial no campus da UNIP, as atividades de laboratório foram realizadas em conjunto pelas quatro integrantes desta bancada: Joice de Araujo Lacerda (RA 2145856), Keite Lynketellyn Paris Galdino (RA 2103971), Patricia Maciel Trevizani (RA 2117264) e Juscélia Mota dos Santos Neves (RA 2108440).
Aula 1 – Roteiro 1 
	Na primeira aula, que ocorreu de forma prática no laboratório, o professor orientou o grupo sobre a utilização de vidrarias, pipetas, pesagem e preparo de soluções.
	Para utilizar as pipetas com mais segurança e precisão, aprendemos a utilizar a pera (alguns anos atrás, a solução seria puxada para dentro da pipeta com a boca, mas este procedimento pode oferecer riscos). A pera é um objeto de borracha que pode ser encaixado na parte superior da pipeta e possui algumas letras que ajudam os iniciantes a entenderem sua utilização: A de aspirar (para tirar o ar da pera), S de subir (quando o líquido é “puxado” para dentro da pipeta) e E de excluir (quando o líquido é despejado no recipiente adequado). Assim, após aprender a utilizar as pipetas, realizamos a parte 1 e 2 deste roteiro, tendo o experimento sido realizado com sucesso e precisão. 
	Partimos então para o uso de uma bureta, uma vidraria que possui formato parecido com um funil e tem um menisco (uma torneirinha) em sua extremidade inferior. A bureta estava presa em um suporte universal através de garra metálica. Neste experimento, transferimos uma solução de alaranjado de metila para a bureta e, depois, escoamos para um béquer posicionado abaixo da bureta os volumes solicitados na parte 3 deste roteiro, tendo a experiência sido realizada sem maiores dificuldades. Importante ressaltar que a bureta foi preenchida em sua capacidade total, ou seja, até a marca do 0 (zero) e, depois, foi transferida a quantidade necessária para o béquer através da técnica de gotejamento, para que a precisão fosse a maior possível. 
	Na parte 4 do roteiro, tivemos contato com uma micropipeta automática, que é utilizada para coleta de volumes extremamente precisos e reduzidos. Assim, adicionamos a solução de alaranjado de metila a um béquer, encaixamos a ponteira da pipeta e, ajustamos micropipeta ao volume desejado. O modelo que nos foi apresentado é de fabricação europeia e, por isso, o último numeral é ocultado. Esta informação fez toda a diferença no experimento pois, para coletar 450 microlitros, ajustamos os números na micropipeta para “045”. Este experimento foi realizado com sucesso. 
	Na parte 5 do roteiro, aprendemos a utilizar a balança de precisão para preparar uma solução fisiológica. Considerando que a balança disponível no laboratório afere o peso em gramas, não foi preciso converter a quantia solicitada no experimento, que era de 0,9g, mas este é um aspecto para o qual devemos estar sempre atentos, já que utilizar a unidade de medida incorreta invalidaria todo o experimento. A pesagem e a dissolução foram realizadas com pouca dificuldade e, depois, efetuamos o cálculo solicitado pela letra ‘j’ utilizando a fórmula C=g/L e obtivemos o seguinte resultado: a concentraçãode NaCl foi de 9g/L ou de 9%. 
	Seguindo para a parte 6, que finaliza este roteiro e também está primeira aula, realizamos a resolução das questões disponibilizadas:
	A – As vidrarias apresentadas nas figuras são:
	1: balão de fundo chato 
	2: béquer 
	3: erlenmeyer
	4: pipeta volumétrica 
	B – A resolução desta questão esta relacionada ao conteúdo de molaridade, assim, utilizamos a fórmula disponibilizada, obtendo o seguinte resultado:
	m(s) = 3,6g
	C – Mais uma vez, utilizando a fórmula que foi dada no exercício, obtivemos o resultado abaixo: 
	A massa pesada deverá ser 11,25g de sulfato de sódio (Na2SO4).
Aula teórica – Vidrarias e soluções
	Nesta aula, foram apresentados os diversos tipos de vidrarias e equipamentos disponíveis em laboratórios, desde os mais simples, que são utilizados frequentemente, até os menos conhecidos e de uso pouco comum. 
	Dentre tantas vidrarias apresentadas, algumas são facilmente recordadas por serem utilizadas na maior parte dos experimentos, é o caso dos tubos de ensaio, Becker, Erlenmeyer, proveta e pipeta. Outras vidrarias destacam-se por características únicas, como por exemplo: o balão de fundo chato, que pode ser utilizado para aquecer brandamente as soluções; o vidro de relógio, que pode ser utilizado em pesagens, transporte de substâncias sólidas ou mesmo como tampa de outras vidrarias, mostrando-se extremamente versátil. 
Nesta aula conhecemos também a teoria das soluções, que são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias, sendo que o soluto estará sempre em menor proporção e o solvente, geralmente, é água. 
As soluções podem ser classificadas por diferentes critérios, sendo eles: quanto ao estado físico (sólido, líquido ou gasoso); quando à natureza do soluto, que pode ser molecular (quando o soluto é formado de moléculas que não se dissociam) ou pode ser iônica (quando o soluto se separa em íons, conduzindo corrente elétrica); quando ao coeficiente de solubilidade ou, simplesmente, saturação – que significa a quantidade máxima de um soluto que pode ser dissolvida em determinada quantidade de solvente, em determinada temperatura (já que a temperatura do solvente pode alterar este coeficiente) – tornando as soluções insaturadas, saturadas ou supersaturadas. 
As soluções insaturadas são aquelas em que a quantidade de soluto dissolvido é menor do que o coeficiente de solubilidade, ou seja, poderia ser colocado mais soluto na solução. Já as saturadas são aquelas soluções em que atingiu-se o limite, ou seja, todo o soluto foi dissolvido mas o solvente atingiu seu coeficiente de solubilidade. E, por fim, nas soluções supersaturadas, a quantidade de solvente é maior do que o coeficiente daquele soluto, tornando impossível a dissolução de todo o solvente. 
Aula 2 – Roteiro 1 
	Nesta aula prática, realizamos o teste de chama, que foi utilizando para identificação de cátions e para observação das diferentes zonas de aquecimento do bico de Bunsen. 
	Depois de acesa a chama, utilizamos uma argola metálica para coleta dos sais que foram utilizados no experimento, levando a argola até a chama para observar de que cor a chama se tornaria. Após cada sal utilizado, a argola deveria ser limpa em uma solução de HCl, para que não houvesse interferência de um sal para outro. As cores observadas neste experimento foram:
Sódio (Na) – chama amarela
Potássio (K) – chama com traços violeta 
Bário (Ba) – chama laranja 
Cálcio (Ca) – chama laranja 
Estrôncio (Sr) – chama vermelha
Cobre (Cu) – chama verde 
	Através deste experimento foi possível concluir que cátions iguais apresentam a mesma cor de chama, enquanto os cátions diferentes apresentam diferentes cores de chama, ficando evidente esta diferenciação. 
Aula 2 – Roteiro 2 
	O tema principal desta aula prática foi miscibilidade e polaridade das substâncias. A miscibilidade é a capacidade de uma mistura formar uma única fase, ou seja, tornar-se uma mistura homogênea. Considerando que cada elemento da tabela periódica possui uma eletronegatividade diferente, os átomos de mesma eletronegatividade são chamados de moléculas apolares, enquanto as moléculas polares são aquelas em que existe eletronegatividade entre os átomos. 
	O objetivo do procedimento proposto neste roteiro é estudar a diferença de solubilidade de um soluto sobre diferente solventes, assim, é importante saber que semelhante dissolve semelhante, ou seja, moléculas apolares dissolvem outras apolares, e o mesmo ocorre com as moléculas polares. Outra observação bastante relevante é de que mais carbonos tiver, mais apolar será a substância.
	Após enumerarmos os tubos de ensaio, adicionamos os reagentes em cada tubo, seguindo orientação do roteiro e observamos os seguintes resultados em relação à miscibilidade: 
	Tubo 1 - Água + Etanol = substância miscível 
	Tubo 2 - Água + Hexano = substância imiscível
	Tubo 3 - Água + Ácido Oleico = substância imiscível
	Tubo 4 - Hexano + Etanol = substância miscível
	Tubo 5 - Hexano + Butanol = substância miscível
	Tubo 6 - Hexano + Ácido Oleico = substância miscível
	Concluída a parte 1, seguimos para a parte 2 deste roteiro, que propõe a extração de iodo presente em uma solução de tintura de iodo. Para realização desta prática, a mesma quantidade de solução de tintura de iodo e de hexano foram adicionadas ao funil de separação e, esta substância foi agitada. Depois, o funil foi recolocado na argola e aguardamos até que as fases da substância se separassem para que a fase inferior pudesse ser escoada para um Erlenmeyer posicionado embaixo do funil. 
	Em relação ao resultado deste experimento, o professor nos orientou sobre o uso do funil de separação, explicando que, para que a separação fosse completa, deveríamos utilizar um elemento totalmente polar e outro totalmente apolar. Como este não foi o caso, a solução tornou-se parcialmente miscível, ou seja, ocorreu uma mistura e a separação total das fases não foi possível. Ainda assim, a fase inferior foi retirada no Erlenmeyer através da técnica de gotejamento. 
	A partir da atividade complementar obrigatória, em sua letra “A”, concluímos que: a água é mais densa do que o etanol, o hexano e o ácido oleico. O hexano, por sua vez, é menos denso do que o etanol, o butanol e o ácido oleico. 
	Na atividade complementar “B”, chegamos às seguintes conclusões: o tubo 1 contém água e etanol, ambas substâncias polares, sendo a solução miscível; o tubo 2 contém água – substância polar – e hexano, que é uma substância apolar, assim a solução é imiscível; no tubo 3 também temos água, desta vez colocada junto ao ácido oleico, que é uma substância apolar, o que torna a solução imiscível; o tubo 4 contém o hexano – substância apolar – e o etanol, que apesar de ser uma substância predominantemente polar, possui parte de sua composição apolar, o que é capaz de tornar está solução miscível; no tubo 5 temos duas substâncias apolares, sendo o hexano e o butanol e, portanto, a solução é miscível; no tubo 6 também temos duas substâncias apolares, já que o hexano foi misturado ao ácido oleico e, assim, a solução também é miscível. 
Aula teórica – Ácidos e bases + pH
	A diferenciação entre ácidos e bases, suas nomenclaturas e principais características, foram o tema central desta aula. De maneira resumida, a substância ácida sempre possuirá o H em sua composição e possui o pH abaixo de 7, enquanto a base sempre possuirá OH juntos e possui pH acima de 7. 
	Os ácidos podem ser classificados de acordo com o número de íons de Hidrogênio que liberam por molécula, portanto, aqueles que liberam um íon são chamados monoácidos; dois íons são chamados diácidos; três íons são chamados triácidos; quatro íons são chamados tetrácidos. 
	Aprendemos também sobre a nomenclatura oficial dos ácidos e das bases, que sempre seguem regrinhas básicas, tornando a nomenclatura fácil de entender:
Hidrácidos seguem a seguinte regra: (radical do elemento) + ‘ídrico’;
Oxiácidos seguem a seguinte regra: Ácido (radical do elemento) + ‘íco’ (mais oxigênio – nox maior) ou ‘oso’ (menos oxigênio – nox menor);
Bases seguem a seguinteregra:hidróxido + de + nome do elemento.
Nesta aula, iniciamos também o aprendizado de alguns conceitos de pH, que são muito importantes para a prática do farmacêutico, pois precisamos deste conhecimento para entender a absorção de determinados medicamentos. Este conteúdo está diretamente relacionado com o conhecimento de ácidos e bases, pois o pH é uma das características que possibilidade diferenciar com facilidade se uma substância é classificada como ácido ou como base. 
Aula 3 – Roteiro 1 
	O foco principal desta aula prática foi o aprendizado da diferenciação da ácidos e bases na prática. Para realização do procedimento, utilizamos dez tubos de ensaios e duas soluções desconhecidas, que foram analisadas por diversas técnicas que demonstravam as propriedades funcionais dos ácidos e das bases para, por fim, determinarmos que a substância X tratava-se de um ácido e a substância Y tratava-se de uma base. A técnica que nos pareceu mais interessante durante a análise foi a do Magnésio que, ao ser misturado com o ácido, reagiu e tornou-se um sal esbranquiçado; enquanto ao ser misturado com a base, não apresentou qualquer reação, afundando no tubo de ensaio. 
Com a realização da atividade complementar obrigatória deste roteiro, pudemos concluir que: o amoníaco e o leite de magnésio tem caráter básico, enquanto o vinagre e o leite de vaca tem caráter ácido. 
Aula 3 – Roteiro 2
	Nesta aula prática, aprendemos a utilizar a analisar a fita indicadora de pH e o pHmetro. Utilizando quatro soluções diferentes e a fita indicadora, realizamos a analise do gradiente de cor que surgiu na fita. Depois, estes resultados foram confirmados com o uso do pHmetro e obtivemos os seguintes resultados: o ácido acético é uma substância ácida de pH 3; o hidróxido de sódio é uma substância básica de pH 13; o cloreto de sódio é uma substância neutra de pH 7; o acetato de sódio é uma substância básica de pH 8. 
	Na atividade complementar, letra “A”, analisamos o pH de algumas substâncias que fazem parte de nossa alimentação diariamente e concluímos que: o suco de maçã possui pH 3,8 (ácido); o café possui pH 5 (ácido); o sabão em pó possui pH 11,5 (básico); e o tomate possui pH 5,8 (ácido). 
Na parte “B” desta mesma atividade, obtivemos a seguinte resposta: a medição do pH requer um eletrodo indicador e um eletrodo de referência, cada eletrodo constituindo uma meia célula. A meia célula que corresponde ao eletrodo de referência gera uma voltagem constante e que não depende do pH. A meia célula correspondente ao eletrodo indicador é constituída por um eletrodo de vidro. A membrana deste eletrodo, que tem geralmente a forma de um bulbo, é fabricada a partir de um vidro especial de composição rigorosamente controlada. Esse vidro apresenta uma propriedade singular que o distingue dos vidros comuns: o contato com uma solução aquosa provoca uma modificação superficial da estrutura. Tudo se passa como se a água da solução transformasse a camada externa do vidro, inicialmente dura e compactada, numa película hidratada do tipo gel. Essa camada gelatinosa extremamente fina permite a penetração dos íons H+ e, consequentemente, o aparecimento de uma voltagem que é função linear do pH. 
Aula 4 – Roteiro 1 
	Entendendo a diferenciação entre aldeídos e cetonas, nesta aula, realizamos a prática do “espelho de prata”, que nos permitiu identificar um aldeído através da reação de Tollens. 
O experimento foi realizado da seguinte maneira: adicionamos em um béquer, ao nitrato de prata, o hidróxido de amônio – está etapa foi realizada com uso da capela, para evitar risco de contaminação às pessoas. Um precipitado marrom foi observado nessa etapa mas, ao agitar a solução, ela voltou a tornar-se incolor. Em um balão de fundo chato foi adiciona a glicose e a solução contida no béquer, depois o balão foi tampado e agitado até que o espelho de prata se formasse, “transformando” o balão de fundo chato em um espelho. Esta reação ocorre pois, na oxidação da glicose, que é um aldeído, ela é o a gente redutor e, no final da reação, se torna um composto carboxílico.
Na atividade complementar, letra “A”, concluímos que a quitosana tem três tipos de grupos funcionais reativos, que são dois grupos hidroxil (um primário e um secundário) e um grupo amino, nas posições C-2, C-3 e C-6 respectivamente. 
Já na letra “B”, que refere-se ao reagente de Fehling, explica-se: A solução de Fehling é um teste químico usado para diferenciar carboidratos solúveis em água de cetonas, sendo também um teste para monossacáridos. O teste foi desenvolvido pelo químico alemão Hermann von Fehling, em 1849. Este teste é usado para determinar se um composto com grupos funcionais carbonilo se trata de um aldeído ou de uma cetona, pois quando o composto é adicionado à solução de Fehling e a mistura é aquecida, aldeídos são oxidados, dando resultado positivo, mas as cetonas não.
REFERÊNCIAS: 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Introdução à química. Mundo Educação. Disponível em: https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/introducao-quimica.htm. Acesso em 25 set 2021. 
CÂMARA, Brunno. Pipeta: um instrumento simples, porém de grande importância. Biomedicina Padrão, 2014. Disponível em: https://www.biomedicinapadrao.com.br/2014/09/pipeta-um-instrumento-simples-porem-de.html. Acesso em: 26 set 2021. 
BUENO, L., MOREIRA; K. C., SOARES, M.; DANTAS, D. J.; SOUSA, A. C.; WIEZZEL, J.; TEIXEIRA, M. F. S. O ensino de química por meio de atividades experimentais: a realidade do ensino nas escolas. Universidade Estadual Paulista “Júlio de Mesquita Filho” Faculdade de Ciências e Tecnologia/Presidente Prudente; junho/2009. Disponível em: http://unesp.br/prograd/ENNEP/Trabalhos%20em%20pdf%20-
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MARTINS, Cláudia Rocha; LOPES, Wilson Araújo e ANDRADE, Jailson Bittencourt. Solubilidade das substâncias orgânicas. Química Nova [online]. 2013, v. 36, n. 8, pp. 1248-1255. Disponível em: <https://doi.org/10.1590/S0100-40422013000800026>. Epub 04 Out 2013. ISSN 1678-7064. https://doi.org/10.1590/S0100-40422013000800026. Acesso em 26 set 2021. 
NUNES, C. R.; NUNES, F. DA S.; ALMEIDA, L. M.; YAMAGUCHI, K. K. DE L. Teste da chama: uma perspectiva sobre transição eletrônica para alunos do ensino médio do IFAM. Revista Ensino, Saúde e Biotecnologia da Amazônia, v. 1, n. especial, p. 1, 1 jun. 2019.
DIAS, Diogo Lopes. Experimento: o espelho de prata. Manual da Química, ano desconhecido. Disponível em: https://www.manualdaquimica.com/experimentos-quimica/experimento-espelho-prata.htm. Acesso em 27 set 2021.