relatorio de aula pratica quimica analitica

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RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS - EaD
	
AULA ____
	
	
	DATA:
______/______/______
VERSÃO:01
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA – AULA 1
DADOS DO(A) ALUNO(A):
	NOME:
	MATRÍCULA:
	CURSO: Farmácia
	POLO:
	PROFESSOR(A) ORIENTADOR(A): Fernanda Carolina Gomes Barbosa
	ORIENTAÇÕES GERAIS: 
· O relatório deve ser elaborado individualmente e deve ser escrito de forma clara e
· concisa;
· O relatório deve conter apenas 01 (uma) lauda por tema;
· Fonte: Arial ou Times New Roman (Normal e Justificado);
· Tamanho: 12;
Margens: Superior 3 cm; Inferior: 2 cm; Esquerda: 3 cm; Direita: 2 cm;
· Espaçamento entre linhas: simples;
· Título: Arial ou Times New Roman (Negrito e Centralizado).
	TEMA DE AULA: 
ELETRÓLISE
RELATÓRIO:
1. Demonstrar importância do processo de eletrólise para a área de farmácia. 
é um processo físico-químico que utiliza a energia elétrica de uma fonte qualquer (como pilha ou bateria) para forçar a ocorrência de uma reação química de produção de substâncias simples ou compostas que não podem ser encontradas na natureza ou que não são encontradas em grande quantidade. 
A eletrólise é bastante aplicada na indústria química, muitos metais que utilizamos em nosso dia a dia são produzidos através desse processo, como o alumínio (Al), sódio (Na), magnésio (Mg), potássio (K), etc. Além de várias substâncias de grande utilidade, como o ferro metálico (Fe2), o gás cloro (Cl2), o hidróxido de sódio (NaOH) também são obtidas por eletrólise.
2. Comentar sobre a eletrólise ígnea e aquosa, apontando a diferença de ambas.
Eletrolise ígnea: É o tipo de eletrólise que ocorre com o material fundido, sem água.
A eletrólise em meio aquoso: é um processo em que se passa corrente elétrica através de uma solução aquosa, onde existem íons que produzem reações, gerando energia química.
3. Esclarecer o que é um cátodo e um Ânodo em um processo eletrolítico.
Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o polo positivo da pilha. Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o polo negativo da pilha.
O gerador (bateria) fornece elétrons ao terminal negativo (cátodo) e “puxa” elétrons do terminal positivo, fechando um circuito elétrico. Os íons presentes no processo são produzidos pela dissolução e ionização de sais. Por exemplo, o NaCl produziria os íons Na+ e Cl− em solução aquosa. Quando a água está presente no sistema, também existem íons provenientes da autoionização da água, que produz cátions H+ e ânionsOH−no meio. 
Com o sistema ativo, os cátions, positivos, recebem elétrons no polo negativo (rico em elétrons) e sofrem redução. Os ânions levam seus elétrons ao polo positivo (ânodo) e se descarregam (oxidam-se), liberando os elétrons no eletrodo.
4. Dizer em um processo eletrolítico aquoso quem são os cátions e Ânions de prioridade em detrimento dos íons H+ e OH-
É necessário considerar a reação de autoionização da água, onde são produzidos íon H+ e íon OH-. O composto iônico é dissolvido em água, ocorrendo a formação de íons livres, que produzirão a corrente elétrica. Devem ser montadas as quatro reações para obter a reação global desta eletrólise.
Nesta cuba eletrolítica, deve haver água e o composto iônico dissolvidos. Da autoionização da água, serão formados íons H+ e íons OH-.
Se o composto for um sal, o NaCl, em contato com a água, formará o íon Na+ e o íon Cl-. Os íons positivos serão atraídos pelo eletrodo negativo e os íons negativos serão atraídos pelo eletrodo positivo. Cada par de íons (positivo e negativo) competirão entre si para ver qual se formará ao redor do seu respectivo eletrodo.
Existe uma tabela de facilidade de descarga elétrica, entre cátions e ânions:
Cátions:
Alcalinos
Alcalinos Terrosos
Al3+   <   H+   <   demais cátions
Ordem crescente de facilidade de descarga dos cátions
Ânions:
Ânions Oxigenados  <  OH-  <  ânions não oxigenados  <  halogênios
Ordem crescente de facilidade de descarga dos ânions
Observando a tabela, deve-se comparar então os seguintes íons:
- Cl- e OH-
- H+ e Na+
De acordo com a tabela, o íon Cl- (halogênio) tem mais facilidade do que o íon OH-.
De acordo com a tabela, o íon H+ tem mais facilidade do que o íon Na+.
Então, formam-se nos eletrodos, o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2).
No polo (-) = H+
No polo (+) = Cl-
5. Em um processo de eletrólise do KI (Iodeto de potássio) quem seria o cátodo e quem seria o Ânodo? Quais os produtos reacionais formados nesse processo?
Na mistura se forma a substancia no ânodo: visto que o iodeto (I1-(aq)) é um ânion menos reativo que o hidróxido (OH-(aq)), o iodeto vai se descarregar no ânodo primeiro, conforme a semirreação anódica a seguir:
2 I1-(aq) → I2(s) + 2e-
há a formação de iodo. Posteriormente, esse iodo reage com os íons iodeto da solução, formando o íon complexo tri-iodeto I31-(aq):
I2(s) + I1-(aq)  → I31-(aq)
Esses íons complexos se inserem no interior da amilose na forma de novelo, o que acarreta na formação de um complexo de cor azul intensa:
I31-(aq) + amido → complexo azul de I31-e amido
Se for usada a água no lugar da solução de amido, o resultado será uma cor castanha, em razão da baixa presença de iodo na água.
Substância que se forma no cátodo: nesse caso, o íon hidrônio (H3O1+(aq)) é um cátion menos reativo que o potássio hidrônio (K1+(aq)). Portanto, o hidrônio irá se descarregar primeiro do cátodo, sendo que a sua semirreação é dada por:
2 H3O1+(aq) + 2e- → 2 H2O(l) +1 H2(g)
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA – AULA 2
DADOS DO(A) ALUNO(A):
	NOME:
	MATRÍCULA:
	CURSO: Farmácia
	POLO:
	PROFESSOR(A) ORIENTADOR(A): Fernanda Carolina Gomes Barbosa
	ORIENTAÇÕES GERAIS: 
· O relatório deve ser elaborado individualmente e deve ser escrito de forma clara e
· concisa;
· O relatório deve conter apenas 01 (uma) lauda por tema;
· Fonte: Arial ou Times New Roman (Normal e Justificado);
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Margens: Superior 3 cm; Inferior: 2 cm; Esquerda: 3 cm; Direita: 2 cm;
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		TEMA DE AULA: 
ENSAIOS NA CHAMA
RELATÓRIO:
1. Explicar a diferença entre reações de via úmida e reações em via seca.
Reações por via seca são aplicáveis a substâncias sólidas, e as últimas, a substâncias em solução . Os ensaios por via seca parecem ter perdido sua popularidade; no entanto, frequentemente eles fornecem informações úteis num período de tempo comparativamente mais curto. 
As reações por via úmida são realizados com substância em solução aquosa, ou seja , o reagente e a substância problema (amostra) estão em estado líquido. No caso de amostras sólidas, a primeira etapa é dissolvê-las. O solvente usual é a água , ou um ácido se a amostra for insolúvel e água. Para os ensaios de análise qualitativa, somente, emprega -se as reações que se processam acompanhadas de variação das suas propriedades físicas ou químicas facilmente detectáveis.
 
2. Mostrar quimicamente por que acontece a mudança de coloração da chama quando exposta ao íon metálico. 
O Teste da Chama é um importante método de identificação, principalmente de cátions metálicos, utilizado na análise química. Neste ensaio, ocorrem as interações atômicas através dos níveis e subníveis de energia quantizada.
Considerando o átomo de potássio, onde 19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, o elétron 4s1 é o mais externo, sendo que este pode ser facilmente elevado para o 4p, ocorrendo a excitação eletrônica. O elétron excitado apresenta tendência a voltar a seu estado normal, 4s1, emitindo um quantum de energia (fóton), que é uma quantidade de energia bem definida e uniforme. Neste caso obtemos uma coloração violeta da chama.
“De forma simplificada, observa-se que quando um elétron recebe energia ele saltapara uma orbita mais externa. E a quantidade pacote de energia absorvida e bem definida (quantum) que é equivalente á diferença energética entre as camadas. E quando um elétron esta no estado excitado ele volta para a sua orbita estacionaria ele libera energia na forma de ondas eletromagnéticas (luz) de frequência característica do elemento desse átomo. A amostra deve entrar em contato com a zona redutora da chama, sendo a coloração obtida na zona oxidante.
3. Demonstrar que a coloração da chama está de acordo com que se espera na literatura (buscar em livros/ Revistas/ sites referências)
Abaixo podem ser observadas algumas colorações obtidas na chama para os cátions metálicos potássio, cobre, bário, estrôncio, cálcio e sódio.
	AMOSTRA
(Íon Metálico)
	TEORIA
	PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
	Potássio
	Violeta-pálido
	Lilás
	Cobre
	Verde azulado
	Verde-piscina
	Bário
	Verde-amarelado
	Verde-amarelado
	Estrôncio
	Vermelho-sangue
	Vermelho-sangue
	Cálcio
	Vermelho-alaranjado
	Vermelho-alaranjado
	Sódio
	Amarelo-alaranjado
	Amarelo-alaranjado
1° Quando os fabricantes desejam produzir fogos de artifício coloridos, eles misturam à pólvora compostos de certos elementos químicos apropriados. A cor que um elemento confere aos fogos de artifício é a mesma que ele possui no teste da chama.
2° Se usássemos o sulfato de bário em vez do cloreto de bário, por exemplo, o resultado do experimento do teste da chama seria o mesmo, pois no teste da chama identificamos cátions, de modo que o ânion se torna irrelevante.
3° Quando se queima palha de aço, verifica-se a presença de fagulhas amarelo-alaranjadas e ouvem-se estalidos. O comportamento esperado na queima de um sal de ferro é, portanto, o de apresentar coloração amarela-alaranjada.
4° Os vulcões emitem predominantemente luzes amarelo-alaranjadas e vermelho-alaranjadas devido a composição das rochas fundidas, que se originam em profundidades abaixo da crosta terrestre, as quais dão origem ao magma, sendo sua composição química de ferro e níquel derretidos.
5° O ensaio de chama pode ser utilizado na identificação de minerais. Sabe-se que esse simples teste teve importância histórica como sendo um dos testes empregados na detecção de certos elementos em amostras minerais. Atualmente há técnicas bem mais modernas, mas algumas delas ainda se baseiam em princípios científicos relacionados ao teste da chama, como a alteração na camada de valência dos elétrons em átomos quando em estado excitado.
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA – AULA 3
DADOS DO(A) ALUNO(A):
	NOME:
	MATRÍCULA:
	CURSO: Farmácia
	POLO:
	PROFESSOR(A) ORIENTADOR(A): Fernanda Carolina Gomes Barbosa
	ORIENTAÇÕES GERAIS: 
· O relatório deve ser elaborado individualmente e deve ser escrito de forma clara e
· concisa;
· O relatório deve conter apenas 01 (uma) lauda por tema;
· Fonte: Arial ou Times New Roman (Normal e Justificado);
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Margens: Superior 3 cm; Inferior: 2 cm; Esquerda: 3 cm; Direita: 2 cm;
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		TEMA DE AULA: 
IDENTIFICAÇÃO DAS FAIXAS DE pH
RELATÓRIO:
1. Explicar sobre as teorias ácido-base, Arrhenuis, Bronsted- Lowry e Lewis.
TEORIA DE ARRHENIUS:
Baseado em seus experimentos com condutividade elétrica em meio aquoso, propôs, em 1884, os seguintes conceitos para definir ácidos e bases:
TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY:
o dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) e o inglês Thomas Martin Lowry (1874-1936), propuseram no mesmo ano outra teoria ácido-base conhecida como Teoria Brönsted-Lowry, que diz o seguinte:
Neste caso, considera-se como próton o íon hidrogênio.
TEORIA DE LEWIS:
Esta teoria foi criada pelo químico americano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) e diz o seguinte:
Essa teoria introduz um conceito novo, é mais abrangente, mas não invalida a teoria de Brönsted-Lowry. Pois todo ácido de Lewis é um ácido de Brönsted, e consequentemente toda base de Lewis é uma base de Brönsted. Isto ocorre porque um próton recebe elétrons, ou seja, um ácido de Lewis pode unir-se a um par solitário de elétrons em uma base de Lewis.
Para Lewis, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação covalente coordenada mais estável. Assim, quando uma base de Lewis doa um par de elétrons para uma base de Lewis, ambos formam uma ligação covalente coordenada, em que ambos os elétrons provém de um dos átomos
2. Falar o que é o pH e o pOH e como calcular.
O termo pH significa potencial (ou potência) hidrogeniônico, portanto, refere-se à concentração de [H+] ( ou H3O+) em uma solução.
O pH de uma solução é o cologarítimo decimal de base dez, conforme expresso abaixo:
colog [H+] = - log [H+]
pH = - log [H+]
[H+] = 10-pH, em mol/L
O mesmo se aplica ao pOH (potencial hidroxiliônico), que se refere à concentração dos íons OH- na solução:
pOH = - log [OH-]
[OH-] = 10-pOH, em mol/L
3. Mostrar a escala de pH, demonstrando os valores de referência.
4. Explicar o que são indicadores de pH.
Indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH- livres em uma solução, e justamente por esta propriedade são usados para indicar o pH, ou seja, como o próprio nome já diz, os indicadores indicam se uma solução é ácida ou básica.
5. Descrever o motivo da mudança de coloração do HCl e do NaOH quando em contato com os indicadores usados.
Ao adicionar fenolftaleína à solução de ácido clorídrico HCl, apresen tou-se mudança de coloração de translúcido para esbranquiçado. Ao aferir o pH, encontrou -se o valor de 2,11. Ao adicionar o bicarbonato de sódio NaHCO3 à solução de ácido ocorreu a mudança de coloração de branco para rosa, demonstrando o aumento de pH, para 8,34 , confirmando que a fenolftaleína, mu da de coloração com viragem de pH.
quando o bicarbonato de sódio é misturado com um ácido, ocorre um a reação de neutralização na qual libera dióxido d e carbono e água. Como demonstra a reação: NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2(g)
A solução de hidróxido de sódio NaO H à 0,1 mol/L, como dito anteriormente possuía coloração translucida, ao acrescentar o ind icador alaranjado de m etila, ocorreu a mudança para laranja, e o pH aferido foi de 1 3,0 3.
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA – AULA 4
DADOS DO(A) ALUNO(A):
	NOME:
	MATRÍCULA:
	CURSO: Farmácia
	POLO:
	PROFESSOR(A) ORIENTADOR(A): Fernanda Carolina Gomes Barbosa
	ORIENTAÇÕES GERAIS: 
· O relatório deve ser elaborado individualmente e deve ser escrito de forma clara e
· concisa;
· O relatório deve conter apenas 01 (uma) lauda por tema;
· Fonte: Arial ou Times New Roman (Normal e Justificado);
· Tamanho: 12;
Margens: Superior 3 cm; Inferior: 2 cm; Esquerda: 3 cm; Direita: 2 cm;
· Espaçamento entre linhas: simples;
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		TEMA DE AULA: 
IDENTIFICAÇÃO DE ÂNIONS ANÁLISE POR VIA ÚMIDA
RELATÓRIO:
1. Falar sobre os ânions, como se classificam, solubilidade e os reagentes mais comuns para identificar.
 Eles são ametais que se ligam a metais formando a ligação iônica, quando em ligação, esses ametais, por terem alta eletronegatividade, tendem a atrair elétrons do metal com o qual está se ligando, então esse metal se transforma num cátion (carga positiva), pois perde elétrons e esse ametal se transforma num ânion(carga negativa), pois ganha elétrons.
Os ânions, possuem carga negativa, pois recebem um ou mais elétrons, resultando num maior número de elétrons em relação ao número de prótons.
Classificação dos anions 
· Os ânions monovalentes possuem carga -1;
· Os ânions bivalentes possuem carga -2;
· Os ânions trivalentes possuem carga -3;
· Os ânions tetravalentes possuem carga -4.
Dentre os mesmo acima os Os ânions são classificados em três grupos: 
• Grupo I 
sais de Bário, pouco solúvel em água
• Grupo II 
sais de Prata, pouco solúveis em água e HNO3diluído.
• Grupo III 
sais de Bário e de Prata hidrossolúveis.
2. Mostrar e explicar os resultados obtidos (ex: Se houve precipitação, mudança de coloração, liberação de gases, etc.).
· IDENTIFICAÇÃO DE ÍONS CLORETOS
Nacl 0,2m – 50ml
AgNo3 0,2m – 10ml RESULTADO: PRECIPITADO
· IDENTIFICAÇÃO ÍONS SULFATO
Na2SO4 - 0,2m – 50ml
Bacl2 – 0,2m - 10ml RESULTADO: PRECIPITADO
3. Demonstrar que os resultados observados na prática estão de acordo com a literatura (buscar em livros/ Revistas/ sites referências). 
Resultado da primeira reação química:
o NaNO3 permanece em solução, forma-se uma ligação entre prata(Ag) e o cloro (Cl) o que resulta em um produto sólido de cloreto de prata(AgCl), então nota-se que houve uma reação química.
Resultado da segunda reação química:
Reação de dupla troca: BaCl2 + N a2SO4 → BaSO4 (ppt)+ 2NaCl(aq)
O BaSO4 é um precipitado largamente sujeito a contaminação por precipitação de substâncias estranhas durante o processo do crescimento do cristal a partir das partículas iniciais e nisto está o principal obstáculo para determinação dos íons sulfato.
FONTES: 
https://www.manualdaquimica.com/experimentos-quimica/teste-chama.htm
https://www.infoescola.com/quimica/teste-da-chama/ < acesso em 26/11/19>
ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001.
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/teorias-acidobase-arrheniusbronstedlowry-lewis.htm < acesso em 27/11/2019>
https://alunosonline.uol.com.br/quimica/determinacao-ph-poh.html < acesso em 26/11/19>
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/indicadores-ph.htm< acesso em 26/11/2019>
"Indicadores ácido-base e pH" em SóQ. Virtuous Tecnologia da Informação, 2008-2019. Consultado em 18/11/2019 às 22:54. Disponível na Internet em http://www.soq.com.br/conteudos/em/indicadores_acido_base/ < acesso em 26/11/2019>