RELATÓRIO - AULA PRÁTICA 1 - QUÍMICA

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UNIVERSIDADE REGIONAL DO ALTO URUGUAI E DAS MISSÕES – URI
ENGENHARIA CIVIL I/2015
QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL
PROFESSOR: CARLOS EUGÊNIO ROSSA
AULA PRÁTICA 1
IRACEMA DE SOUZA
JÉSSICA LISOT FAVIN
LETÍCIA PIRES
MATEUS ROSO
Metodologia
Tendo ocorrido em 13 de maio de 2015, a primeira aula prática da disciplina de Química Geral e Experimental, sendo esta integrada à ementa do curso de Engenharia Civil, da Universidade Regional Integrada do Alto Uruguai e das Missões, campus de Frederico Westphalen, mostrou aos acadêmicos e acadêmicas, através do conjunto de regras básicas expostas previamente pelo professor mestre Carlos Eugenio Rossa, o quão fundamental é a segurança no laboratório. Após a análise do arquivo em áudio, gravado durante a aula experimental, compusemos, em sequência, os cuidados mais importantes que devem ser levados em consideração: 
Conhecer a localização das saídas de emergência;
Conhecer a localização e o funcionamento de extintores de incêndio, caixas de primeiros socorros, chuveiros e equipamentos de proteção;
Não comer, beber ou guardar alimentos no laboratório;
Antes de efetuar qualquer atividade experimental, ler com zelo o protocolo experimental e procurar compreender a sua finalidade;
Todas as embalagens que contenham produtos devem estar devidamente rotuladas;
Reagentes e aparelhamentos devem ser organizados posterior término à sua utilização.
Além disso, nos foram apresentadas as regras de proteção individual, às quais incluem, fundamentalmente, o uso de jaleco, luvas e óculos de proteção, sendo estes essenciais para qualquer experiência a ser realizada dentro do meio onde os estudantes encontravam-se. Dentre os principais conceitos explanados pelo mestre Carlos Eugenio Rossa acerca da proteção pessoal, destacamos:
Não cheirar nem provar produtos químicos;
 Não pipetar com a boca. 
Além do mais, mencionamos também a explanação feita pelo orientador acerca das principais vidrarias que são comumente utilizadas em experiências laboratoriais, das quais destacamos a presença, com maior frequência, de béqueres e tubos de ensaios tendo os dois a função primordial de misturar líquidos.
Experiência I
Iniciamos a experiência transferindo, com o auxílio de uma Pipeta de Pasteur, aproximadamente 1 mililitro de água destilada para um béquer que comporta 50 ml. Após a primeira etapa, fomos a encontro do mestre Carlos Eugenio Rossa, o qual encontrava-se na bancada inferior do laboratório, com o principal componente desta experiência, sendo este o sódio metálico, separado previamente. Lembra-se que o sódio metálico deve estar, quando armazenado, embebido por querosene, em razão deste ser um forte agente redutor, o que, em contato com o ar e a água, além de ocorrer uma oxidação com tamanha facilidade, reage violentamente. Seguindo o roteiro do experimento, adicionamos, ao béquer que comportava a água destilada, uma gota de fenolftaleína, à qual é considerada “um indicador sintético que ao se dissolver em água se ioniza originando íons. Os íons liberados são H+ e OH- que estabelecem um equilíbrio em meio aquoso” (BRASIL ESCOLA). 
Percebemos então que, a partir da adição de fenolftaleína à água destilada, a substância formada, após a mistura dos dois componentes, era incolor, em razão da última ter pH neutro, sendo este igual à 7 em uma escala que varia de 0 a 14, conforme explicitado a seguir:
(Figura 1 – Fonte: Brasil Escola)
	
	Com o auxílio de uma espátula, cortamos ao meio a quantidade de sódio metálico que nos foi dada pelo orientador. Percebemos que, assim como os demais elementos que compõe a família dos Metais Alcalinos (1A), o sódio possuí brilho metálico e, em decorrência do grupo em que está alocado, é leve. Além disso, percebemos que, ao cortar, este apresentava certa macieza.
	Após essas constatações, colocamos o fragmento de sódio metálico no vidro de relógio, e com o béquer, contendo uma mistura de água destilada e fenolftaleína, fomos até à Capela para iniciarmos o experimento principal. 
	Colocando os materiais dentro e com a devida proteção que já fora mencionada anteriormente, iniciamos o experimento colocando o fragmento de sódio dentro do béquer. Percebemos que, com o passar do tempo, a água, misturada ao indicador ácido-base, começou a ganhar um tom róseo. Além disso, avistamos a formação de uma chama. Em um primeiro momento, não compreendemos o real motivo, contudo, após as posteriores análises e pesquisas sobre o assunto, chegamos a seguinte equação:
A partir desta, podemos inferir que, após a reação violenta entre o sódio e a água, houve a formação de duas substâncias fundamentais que explicam os fenômenos levantados anteriormente: a primeira é o hidróxido de sódio (NaOH), também conhecida como soda cáustica. Em razão de ser uma base forte, o hidróxido de sódio, na presença de fenolftaleína, dissolve-se e esta última, indicando o pH, deixa a água com tom róseo; a segunda substância é o gás hidrogênio (H²), sendo este um gás extremamente inflamável, o qual explode com muita facilidade, contudo ele não deflagra sozinho, isto é, ele necessita de calor, o qual é fornecido pela própria reação química, sendo esta uma reação exotérmica, na qual há liberação de energia. 
Resumindo, a partir do momento em que o sódio encontrou em contato com a água, houve a formação de soda cáustica, que em contato com a fenolftaleína, deixou a água rósea, indicando uma base. Também houve formação de gás hidrogênio, o qual, quando em contato com o oxigênio do ar, entrou em combustão.
Experiência II
Relembrando os conceitos de eletronegatividade e eletropositividade, os quais serão expostos no decorrer deste capítulo, iniciamos a experiência fazendo uso de dois pedaços de óxido de cálcio (CaO) e dois de óxido de magnésio (MgO), sendo o primeiro conhecido, na construção civil, como Cal e utilizado amplamente na elaboração de argamassas e também na pintura; o segundo, “é uma das matérias-primas para fazer o cimento Portland em plantas de processo seco. Se MgO demais é adicionado, o cimento pode tornar-se expansivo. Também é utilizado como antiácido estomacal, o então conhecido leite de magnésia ” (BRASIL ESCOLA).
A partir disso, separamos os dois compostos em dois béqueres diferentes com volume de água destilada próximo a 55 ml. Com um intervalo de tempo próximo a três minutos, iniciamos a segunda parte proposta no guia da experiência, à qual propunha que acrescentássemos quatro gotas de fenolftaleína em cada um dos recipientes. Após a adição do indicador ácido-base, e também através dos conceitos aprendidos em sala de aula, concluímos que, em razão da cor rósea vista nas duas vidrarias, o CaO e o MgO, eram, comprovadamente, compostos básicos.
Após leitura das indagações propostas na folha de experiências, concluímos que os elementos mais eletropositivos (pouco eletronegativos) dos dois compostos iniciais, são o cálcio (Ca) e o magnésio (Mg), ambos localizados na família dos metais alcalinos-terrosos (2A). Logo, o oxigênio, localizado na família dos calco gênios (6A), apresenta caráter eletronegativo.
Conclui-se, por conseguinte, que o caráter eletronegativo e o eletropositivo, por serem propriedades periódicas, estão amplamente ligados ao conceito de ganhar ou perder elétrons em uma ligação química, respectivamente. Sendo que o primeiro, na Tabela Periódica, aumenta de baixo para cima nas famílias, e da esquerda para a direita nos períodos. Já o segundo, aumenta de cima para baixo nas famílias, inclusive na dos metais alcalinos-terrosos, a qual está em evidência na experiência citada, e da direita para a esquerda nos períodos.
Experiência III
Neste capítulo, levantamos uma questão acerca da influência da eletronegatividade na coloração de determinado composto iônico ou covalente. Esta será explicitada, com maior teor de informações, no penúltimo parágrafo do capítulo 5.
Neste experimento, utilizamos dois tubos de ensaio. Após a enumeração dos mesmos, adicionamos 2 ml de iodeto de potássio (KI) em um, e a mesma quantidade debrometo de potássio (KBr) em outro. Observamos que o primeiro composto iônico apresentava uma tonalidade amarelada, já o segundo, incolor. Após, adicionamos em cada um, igual quantidade de cloreto de sódio (NaCl). Observamos então que o tubo um, contendo, incialmente iodeto de potássio, continuava com seu tom amarelado, e o tubo 2, contendo brometo de potássio, continuava incolor. A partir daí, prosseguimos com o que nos fora pedido no guia das experiências laboratoriais, adicionando então amido, um polissacarídeo orgânico contendo, excentricamente, cadeias carbônicas. Percebemos então que o primeiro tubo mudou do amarelo para o roxo, além disso, formou-se uma mistura heterogênea. Já o segundo tubo, continuou com a mesma neutralidade observada anteriormente.
Concluímos, respondendo às indagações propostas, que a ordem de eletronegatividade, do mais ao menos eletronegativo, dá-se da seguinte forma: cloro, bromo, iodo, carbono, e, por conseguinte, potássio, sendo este o menos eletronegativo de todos os compostos utilizados.
Experiência IV
Na realização desta experiência, reiteramos os conceitos de eletropositividade e eletronegatividade, ambos importantíssimos para o estudo da Química e que foram citados no capítulo 3.
Transferindo para um tubo de ensaio cerca de duas ml de iodeto de potássio (KI), o qual foi amplamente utilizado no experimento V, e que, adiantadamente já explicitamos que é um composto iônico possuindo caráter polar, observamos que o mesmo apresentava um tom amarelado, contudo, após a adição de igual volume de brometo de potássio (KBr), a solução ficou mais clara. Após o ocorrido, adicionamos 1 ml de amido, que acabara de deixar a solução com tom violeta. 
Analisando os resultados obtidos, podemos concluir, a partir da lista de elementos mais eletronegativos, que o bromo, composto do brometo de potássio, é o elemento mais eletronegativo da reação, em seguida, citamos o iodo, presente no iodeto de potássio, por conseguinte, o carbono, sendo este o elemento fundamental da composição do polissacarídeo amido, o qual, possuí em sua fórmula, a formação de uma cadeia carbônica, e, sendo o menos eletronegativo, e, em decorrência, o mais eletropositivo, denotamos o potássio, elemento que compões o iodeto de potássio. 
A partir disso, surgiu-nos uma indagação: qual a influência da eletronegatividade sobre a cor de determinado composto químico? Buscamos informações e conseguimos resolver essa questão: os compostos iônicos, sendo na sua totalidade sólidos, apresentam tonalidades próximo à cor branca (com exceção do fluoreto de prata, AgF, que apresenta tonalidade avermelhada), neste caso podemos citar o iodeto de potássio (composto iônico com eletronegatividade superior ao do KBr, mas inferior à do amido), e do brometo de potássio (também caracterizado como um composto iônico que apresenta eletronegatividade inferior à do KI), tendo o primeiro apresentado tonalidade amarelada e, a partir do acréscimo do segundo, a solução ter voltado a tonalidade branca ; contudo, como já era previsto a partir da primeira conclusão acerca da relação entre a propriedade periódica citada nas primeiras linhas deste parágrafo, e a coloração, compostos covalentes, que apresentam altos índices de eletronegatividade, tendem a ocorrência de um aumento na tonalidade, como fora observado a partir do acrescentamento de amido à solução que, anteriormente, apresentava coloração clara e, passou desta para a tonalidade violeta, evidenciando o alto caráter eletronegativo.
Respondendo à última indagação proposta, concluímos que a eletronegatividade, dentro da família dos halogênios, grupo que comporta o elemento mais eletronegativo da Tabela Periódica, sendo este o flúor (F), aumenta de baixo para cima.
Experiência V
Neste capítulo do relatório, várias definições químicas serão apresentadas e, de certa forma, relembradas, dentre elas, está a solubilidade, também denominada como coeficiente de solubilidade, sendo esta conceituada como “a máxima quantidade de soluto (geralmente considerado como uma substância sólida) que se solubiliza em uma dada quantidade de solvente (comumente caracterizado como um composto líquido), a uma dada temperatura. ” (BRASIL ESCOLA)
A partir do conceito apresentado no parágrafo anterior, é que começaremos a relatar as informações apontadas em cada um dos tópicos presentes no guia de experiências laboratoriais.
No tubo 1, acrescentamos cerca de 2 ml de água destilada, acrescidas de mais 2 ml de álcool etílico, conhecido também como etanol, ou, simplesmente, álcool. Fazendo uso da tradicional frase química “semelhante dissolve semelhante”, podemos perceber, durante a reação, que a água e o etanol, sendo compostos polares, solubilizaram-se com tamanha facilidade, formando uma mistura homogênea. Contudo, deve-se salientar, que o etanol possuí um quesito a mais, já que é bipolar, isto é, consegue dissolver-se tanto em substâncias polares, como a água, quanto em substâncias apolares, como a gasolina.
No tubo 2, também acrescentamos dois mililitros de água destilada, acrescidos de 2 ml de acetona, sendo que os dois componentes se misturaram com tamanha facilidade, logo podemos afirmar que a acetona é polar.
Antes de trazermos os resultados apresentados no tubo de ensaio de numeração 3, traremos o conceito da terceira indagação feita na quinta página de experimentos que nos foi cedida pelo professor Carlos. Lembra-se, no exato momento, que o segundo questionamento já fora respondido no item 3.
Podemos definir momento dipolo, como a atração que ocorre entre moléculas polares. Esta pode ser observada nas reações ocorridas nos tubos 1 e 2.
Em continuação da aula laboratorial, nos foi proposto que, no tubo 3, houvesse o acréscimo de 2 ml de água destilada e mais duas de hexano. Observamos que os dois compostos não se misturaram, formando uma mistura heterogênea composta por duas fases. Observamos também que o hexano ficou próximo à superfície, provando assim que é menos denso se comparado à agua, a qual apresenta densidade próxima 1 kg/m³. Além disso, nos fora recomendado também, o acrescentamento de uma pequena porção de iodo, o que provocou uma mudança no composto, já que com a mistura de iodo e hexano, ambos apolares, houve a solubilização do segundo formando assim uma fase violeta, todavia a mistura continuou sendo bifásica, tendo a água no fundo do tubo de ensaio e a miscelânea entre iodo e hexano, na parte superior. Com isso, reiteramos a regra de que “semelhante dissolve semelhante”.
Embora não tenhamos feito a experiência proposta no item d e f, em razão da falta de iodo na sala de materiais, iremos, no decorrer do presente relatório, explicitar os resultados. No tubo 4, acrescentamos, hipoteticamente, 2 ml de água destilada, acrescentadas a uma pequena porção de iodo (I²), sendo que no último há a interferência das forças de London, sendo considerada uma ligação intermolecular (ligação que existe entre as moléculas de determinada substância) fraca. Como o iodo é apolar, não houve solubilização com a água, formando assim uma mistura bifásica.
No tubo 5, acrescentamos uma pequena quantidade de iodeto de potássio (KI) acrescida à duas ml de água destilada. Como o KI possuí propriedade polar, houve solubilização do soluto com o solvente, neste caso a água. Observamos que a mistura ganhou um tom amarelado. Todavia, após o acréscimo de uma pequena quantidade de I², o qual, além da propriedade apolar, possuí uma hidroxila em sua fórmula, à qual lhe confere polaridade, logo, em contato com o composto inicialmente formado, solubiliza-se e transforma-se em um líquido avermelhado.
No tubo 6, como já fora dito anteriormente, em razão da não disposição de iodo, realizamos a experiência hipoteticamente com base em livros e vídeos. Acrescentado duas ml de hexano e uma pequena porção de iodo em um tubo de ensaio, concluímos que, como o hexano é um composto apolar e o iodo também, houve a solubilização e a formação de uma mistura homogênea. Além disso, podemos citar a presença das forças de Londonnas duas substâncias.
No tubo 7, acrescentamos cerca de duas ml de hexano, acrescidas a uma pequena porção de iodeto de potássio. Em razão do primeiro ser apolar e o segundo polar, não houve solubilização, e sim a formação de uma mistura heterogênea e o surgimento de poucas bolhas, às quais indicam a liberação de hidrogênio.
A partir dos resultados obtidos e discutidos, podemos concluir, através de outros exemplos, que quando há a junção de duas substâncias apolares, como o hexano e o iodo, há a solubilização, entretanto, quando temos duas substâncias, sendo uma polar e outra apolar, por exemplo a água e o óleo, não há solubilização e sim a decorrente formação de uma mistura, sendo que a mesma pode ser caracterizada como bifásica (quando há duas fases), trifásica (quando há três fases) e até mesmo polifásica (quando há quatro fases ou mais). Além disso, observa-se que quando colocamos dois compostos polares em contato, neste caso a água e o álcool etílico, ambos representados no tubo 1, há a solubilização, em razão de a primeira substância ser um composto covalente polar que só dissolve solutos polares. Em uma definição geral, podemos conceituar um composto covalente polar, como aquele que apresenta, em seus átomos que estão ligados, eletronegatividades diferentes, no caso, como já fora citado, a água. 
Tratando-se de compostos iônicos, sendo estes possuidores de pelo menos uma ligação entre um metal, que perde elétrons, a um ametal, que ganha elétrons, podemos afirmar que, apesar de serem polares, nem todos são solúveis em água, como é o caso do carbonato de cálcio (CaCO³) e do cloreto de prata (AgCl), o qual é praticamente insolúvel e, após certo tempo, acaba gerando um corpo de fundo. 
Experiência VII – TESTES COM CONCRETO E REBOCO
De todos os experimentos feitos em laboratório naquela noite, podemos dizer que esse foi um dos mais ricos em conhecimento, não só por relacionar o teórico à praticidade da construção civil, mas também por resgatar conteúdos aprendidos no primeiro ano do ensino médio. Almejamos transmitir, através dos itens abaixo descritos, todo a informação agregada durante e após a experiência citada:
A ação da água sobre reboco e concreto
Logo no início da aula laboratorial, nos foi dado, pelo orientador Carlos Eugenio Rossa, alguns pedaços de concreto misturado ao reboco, os quais, segundo o guia prático dos experimentos, deveriam ser prontamente mergulhados em um béquer contendo aproximadamente 60 ml de água destilada. Como nos foi pedido, pelo professor Carlos, aguardamos cerca de uma hora entre o mergulho dos pedaços de concreto e reboco na água destilada, e o real início da experiência. 
Após o intervalo de tempo citado anteriormente, acrescentamos outras 60 ml de água destilada em outro béquer. A partir disso, pegamos dois papéis indicadores de pH, sendo este “constituído de uma tabela de cores que vão do vermelho escuro (ácido) ao roxo (alcalino-básico), passando por todas as cores e valores de pH, e fitas de um papel de constituição especial, que quando emergido em uma substancia de pH desconhecido altera sua cor original para a cor que indica o pH, tendo um valor mais exato quando comparado à tabela. ” (INFOESCOLA)
Posterior utilização do indicador universal e verificação do comporto com o mesmo, percebemos que a mistura de água destilada com pedaços sólidos de concreto e reboco apresentava pH próximo a 10, salientando uma solução básica. Já o béquer contendo água destilada, após verificação, apresentava pH 7, indicando uma solução neutra. 
A ação do ácido sulfúrico sobre o concreto
Embora essa experiência não tenha sido feita em laboratório, decidimos buscar informações e explicitar, através deste subcapítulo, o que de fato ocorre com o concreto quando em contiguidade com o ácido sulfúrico. 	
A partir de leituras sobre o assunto, concluímos que o concreto, quando em contato com ácido sulfúrico (H₂SO₄), têm seu pH inicial, próximo a 13, reduzido para aproximadamente 6, em razão disso, o concreto perde sua dureza e estabilidade. 
A ação de ácidos sobre metais (Fe, Al, Cu)
Utilizando três tubos de ensaio, separamos quantidades pequenas e iguais de ferro (Fe), cobre (Cu) e alumínio (Al). Em seguida, gotejamos sobre os materiais descritos anteriormente, ácido sulfúrico. Como já era de se esperar, o ácido teve ação direta sobre todos os metais, provocando o aquecimento da mistura. Com o ferro, por exemplo, houve a liberação de gás hidrogênio e a formação do sulfato de ferro II, também conhecido por sulfato ferroso. Portanto, conclui-se, que em decorrência dos elementos ferro, alumínio e cobre serem mais reativos que o hidrogênio, eles o deslocam, liberando-o, no decorrer da reação, na forma de gás. Assim, os três elementos citados inicialmente, são oxidados, sendo agentes redutores, enquanto o hidrogênio é reduzido, sendo o agente oxidante.
A ação de bases sobre metais (Fe, Al, Cu)
Utilizando mais três tubos de ensaio e, separando em quantidades iguais pequenas porções de ferro (Fe), cobre (Cu) e alumínio (Al), acrescentamos, junto a estes, poucas gotas da solução básica de hidróxido de sódio (NaOH), a qual já fora citada no item 2 deste relatório. Não sendo diferente dos ácidos, na reação com bases, há a formação de gás hidrogênio, todavia, neste caso, há um diferencial: a formação de um sal incomum. Além disso, quando colocamos os metais na presença de ácidos, como o H₂SO₄, a grande maioria possuí uma afinidade química e reage, todavia, isso é exatamente ao contrário do que ocorre com os metais quando em contato com bases. Para ser exato, somente quatro metais reagem diretamente com as bases, sendo que um deles é o alumínio. Observamos que no tubo de ensaio em que havia ferro e em outro que havia cobre, nada aconteceu, contudo no segundo tubo de ensaio que havia alumínio, após o gotejar de hidróxido de sódio, ocorreu uma reação exotérmica em que o produto formado foi aluminato de sódio (um sal incomum) e gás hidrogênio.
Conclusão
Concluímos este relatório, dizendo o quão enriquecedor foi a aula prática, à qual nos fez relembrar diversos conceitos e até entender o motivo de determinadas reações acontecerem de tal forma.
Como já fora feita uma conclusão em cada um dos tópicos, não iremos nos delongar neste. Esperamos ter saciado, em sua totalidade, os objetivos do professor para com a formulação deste relatório. Da mesma forma, agradecemos-te, professor Carlos Eugenio Rossa, pela orientação que nos fora dada durante a aula laboratorial.
Referência Bibliográfica
MACEDO, Magno Urbano de; CARVALHO, Antônio. Química. São Paulo: Ibep, 2000.
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RUSSEL, John Blair. Química Geral: Volume 1. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994.
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