Relatório fisico-quimica aulas praticas unip

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS
CURSO: Farmácia | DISCIPLINA: Bioquímica Estrutural
TÍTULO DO ROTEIRO: Físico-química
INTRODUÇÃO:
Em diversas das práticas propostas por esta disciplina, utilizamos o conhecimento prévio acerca de um critérios utilizados para a classificação de soluções: 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 e ainda ocorreria dissolução. Já as soluções saturadas são aquelas em que se atingiu o limite, ou seja, todo o soluto foi dissolvido, mas o solvente atingiu seu coeficiente de solubilidade e a solução não suportaria dissolver maior quantidade do soluto. 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, o que forma o corpo de fundo. 
É de extrema importância que o farmacêutico seja capaz de calcular o coeficiente de solubilidade de qualquer solvente com o qual deseja criar uma solução, já que o erro deste cálculo afetará o resultado desejado. Neste caso, é essencial também que seja considerada a que temperatura o solvente estará exposto no momento da dissolução do soluto, pois em temperaturas mais altas o coeficiente de solubilidade será maior. 
Igualmente importante é o conhecimento da Cinética Química, que é a velocidade das reações químicas e dos fatores que influenciam nestas reações. 
Demonstramos na prática que a velocidade das reações químicas pode ser alterada por fatores como: a superfície de contato que está reagindo (sendo que quando maior a superfície de contato maior será a velocidade da reação, conforme demonstrado no experimento do comprimido de sonrisal inteiro ou triturado); a temperatura (aumentar a temperatura também acelera a velocidade da reação, pois reflete no aumento da energia cinética das moléculas); e também a força do eletrólito (pois a velocidade da reação aumenta proporcionalmente à concentração dos reagentes, já que as ligações precisam ser rompidas para que a reação ocorra).
Utilizamos por fundamento para o roteiro final o Princípio de Le Chatelier, que diz que um sistema em equilíbrio, quando é perturbado, tende a ajustar-se de modo a remover a perturbação e restabelecer o equilíbrio. 
Algumas práticas realizadas durante as aulas demonstraram, também, o que são e de que forma ocorrem as reações endotérmicas e exotérmicas, que são conceitos da termoquímica. Nas reações endotérmicas, observamos que conforme a variação energética, ocorre mais absorção de energia do meio externo do que liberação, assim, a temperatura da solução final será menor do que estava inicialmente, o que pôde ser percebido pelo resfriamento dos tubos de ensaio durante algumas atividades. Por sua vez, as reações exotérmicas geram a liberação da energia e, consequentemente, o aumento da temperatura da solução em questão. 
O princípio de Le Chatelier favorece diretamente as reações endotérmicas, isso porquê a temperatura mais alta permite que haja mais energia disponível para a reação. Por isso, quando nos depararmos com uma situação em que existe o equilíbrio químico, é preciso analisar qual o lado endotérmico e o exotérmico, para que seja possível prever a influência desta variável sobre a reação. 
	
RESULTADOS E DISCUSSÃO: 
Aula 1 – Roteiro 1 
1.1 Soluções de tiossulfato de sódio
 	A solubilidade dos sais é uma forma de classificação que nos mostra a capacidade que essas substâncias inorgânicas possuem de se dissolver ou não em água. 	Conhecer a solubilidade dos sais é importante porque, quando eles se dissolvem em água, sofrem o fenômeno da dissociação (liberação de cátions e ânions). 
 
	Assim, se um sal não apresenta boa solubilidade em água, logo, não possui um alto grau de dissociação e, por isso, há uma baixa quantidade de íons. 
	Solubilidade é a capacidade que um solvente tem de dissolver um soluto. Trata-se de uma propriedade física da matéria extremamente influenciada por variações de temperatura e pela quantidade tanto do soluto quanto do solvente. 
 No procedimento adicionamos 5ml de água destilada em três tubos de ensaio identificados como A,B e C. Pesamos em uma balança semianalítica as seguintes massas de tiossulfato de sódio: 1,500g (adicionado ao tubo A), 3,505g (adicionado no tubo B) e 7,000g (adicionado no tubo C), mantendo os três tubos em banho de 20ºC, agitamos e verificamos se ocorreu a dissolução completa do sal. 
	As conclusões obtidas após a agitação dos tubos foram as seguintes:
	Tubo A: Solução insaturada, pois a quantidade de soluto dissolvido ainda não atingiu o coeficiente de solubilidade. 
	Tubo B: Solução saturada, pois foi atingida exatamente a capacidade que um soluto possui de se dissolver. 
	Tubo C: Solução supersaturada, parte de soluto que não se dissolve no solvente e fica um corpo de fundo no recipiente. 
	Resolução das questões 
1- Foi calculado que 3,505g é o ideal para diluição em 5 ml de água destilada, chegamos nessa conclusão com o seguinte cálculo: 
70,1g – 100mL 
 X – 5mL 
	 X = 3,505g 
 2- O equilíbrio de Solubilidade da solução 
 
 
3- Concentração de íons de Sódio (Na+) 
 
4- Constante de equilíbrio de Solubilidade Kps para 
 
 
5- O experimento teve uma reação endotérmica, pois foi perceptível que o líquido ficou gelado. 
 
1.2 Soluções de Cloreto de amônio (NH4CL) 
 	Adicionamos 5mL de água destilada em três tubos de ensaio e identificamos os tubos como D, E e F e os colocamos em banho maria a 40°C. Pesamos na balança semianalítica as seguintes massas de cloreto de amônio: 0,500 g; 2,290 g; 5,000 g e colocamos as medidas em cada um dos tubos, agitamos e vimos que o tubo D que diluiu por completo ficando insaturado, o tubo E ficou saturado e F ficou supersaturado apresentando corpo de fundo. Adicionamos uma ponta de espátula de cloreto de amônio nos três tubos e observamos que supersaturou as soluções. 
Foto do experimento (Fonte: autoria própria) 
1- Foi calculado que 1,86 é o ideal para diluição em 5 ml de água destilada, chegamos nessa conclusão com o seguinte cálculo: 
37,2g – 100mL 
 X – 5mL 
 X= 1,86 g 
 
2-Equilibrio da solução NH4CL 
 
 
3- Concentração de íons de Amônio (NH4+) 
 
 
 
4- Constante de equilíbrio de Solubilidade Kps para NH4CL 
 
 
5- O experimento teve uma reação endotérmica. 
Foto do experimento (Fonte: autoria própria) 
 
1.3 Teste de Saturação do sobrenadante para o NH4CL 
 	Com o auxílio da pipeta pasteur retiramos o sobrenadante da solução supersaturada de NH4CL do tubo F e transferimos esse liquido para outro tubo que identificamos ele como G e nele colocamos uma ponta de espátula de NH4CL e foi formado corpo de fundo e colocamos ele em banho maria a 40°C por alguns minutos fazendo diluir um pouco do corpo de fundo e logo após colocamos em banho de gelo por 5 minutos, o líquido precipitou no banho de gelo fazendo ele não diluir, fazendo o soluto ser insolúvel naquela temperatura, quanto maior a temperatura a tendência é que ocorra mais solubilidade no sistema. 
Fotos do experimento: 
 	
Após o banho de 40°C 	 	Após o banho de gelo 
 
Aula 1 – Roteiro 2 
 	Verificamos a alteração de solubilidade de cloreto de amônio NH4CL baseado na massa e temperatura e ao final determinamos a curva de solubilidade do mesmo.
	Primeiro enumeramos 8 tubos graduados de 1 a 8 ; em seguida fomos a outra bancada para realização das pesagens ,para isso utilizamos papeis com a marcação de cada pesagem e com auxílio de uma balança semi- analítica pudemos obter as seguintes massas descritas no quadro abaixo: 
	Tubo
	m NH4CL(g)
	V(ml)
	1
	3,00
	10
	2
	4,58
	10
	3
	5,20
	10
	4
	5,52
	10
	5
	6,00
	10
	6
	6,56
	10
	7
	7,00
	10
	8
	8,00
	10
(Fonte: autoria própria) 
 	 
	Após a pesagem do sal NH4CL levamos para nossa bancada onde cada um ficou responsável em colocar as gramas do sal nos tubos correspondentes com o auxílio de uma pipeta graduada pipetamos 10ml de água destilada e adicionamos 10 ml em cada tubo, foi feito a homogeneização em cada um e pudemos observar que houve queda de temperatura da solução deixando os tubos gelados e a solução tornou-se esbranquiçada e com corpo de fundo. 
	Em seguida foi colocado os 8 tubos na estante e levamos em banho de aquecimento à 20°c,40°c,60°c e 800c onde permaneceu por 2 minutos em cada banho. Após cada banho era feita uma agitação para homogeneização, onde íamos anotando em um quadro de respostas se houve solubilização total (sim ou não) para cada tubo em todos os banhos. 
Antes do banho de 20°C Depois do banho de 80°C 
Curva de Solubilidade do Cloreto de amônio em água:
(Fonte: Autoria própria) 
	Através desses experimentos criamos a seguinte curva de solubilidade acima: onde apenas o tubo 1 com a massa de 3,0 g se solubilizou a partir do banho de 40°c e o tubo 2 com a massa de 4,58g se solubilizou após o banho de 80°c. 
Aula 3 – Roteiro 1 	
	Preparo de soluções com diferentes concentrações.
1. Preparo solução de cloreto de sódio 5% 
	Para essa pratica vamos preparar uma solução de cloreto de sódio 5%. Realizamos o cálculo para determinar a massa de Nacl 5%, onde encontramos resultado de 2,5g. 
	Em uma balança pesamos 2,5g de Nacl, onde transferimos para um balão volumétrico, adicionamos uma pequena quantidade de água para dissolução completa, após adicionamos água destilada até a marca da aferição (menisco). Agitamos cuidadosamente e está pronta a solução. 
 	Cálculo da massa de NaCl: 
		5g – 100ml
 		 X – 50ml 
 	X = 2,5g 	 
 
2. Preparo de solução NaOH 0,10M 
 	Para esta pratica efetuamos o cálculo para determinar a massa de NaOH a ser pesada. Pesamos em uma balança 200mg de NaOH , transferimos para um balão volumétrico de 50ml, adicionamos uma pequena quantidade de água para a dissolução, após completamos com água destilada até a marca de aferição(menisco). 
Agitamos e solução está pronta. 
	Cálculo da massa de NaOH: 
 
 
3. Preparo de solução H2SO4 0,2N 
	Para essa prática efetuamos o calculo para descobrir a massa de H2SO4. Em uma capela pipetamos 0,3 ml de ácido sulfúrico, transferimos para um balão volumétrico de 50ml, completamos o balão com água estilada até a marca de aferição (menisco), está pronta a solução. 
	Cálculo da massa de H2SO4: 
 
 
	Cálculo do volume de H2SO4 (Densidade 1,84g): 
 Foto do experimento (Fonte: autoria Própria) 
Aula 3 – Roteiro 2 
	Nessa aula avaliamos a influência da superfície de contato e temperatura na velocidade de dissolução de um comprimido e a influência da força do eletrólito sobre a velocidade de reação. 
	• Parte I: Influência da superfície de contato sobre a velocidade de reação. 
	Em primeiro lugar, nomeamos dois béqueres como: Teste 1 e Teste 2. Em seguida, adicionamos, com auxílio de uma proveta, 50 ml de água destilada a cada béquer nomeado. Pesamos separadamente, os dois comprimidos efervescentes e separamos um para cada teste que será realizado, zeramos o cronômetro para iniciar a contagem do tempo de dissolução do comprimido efervescente. Ao béquer indicado como “Teste 1”, adicionamos um comprimido inteiro, tomando o cuidado de acionar o cronômetro no momento da sua adição ao béquer e travamos a cronometragem no momento em que todo o comprimido se dissolveu. Sendo assim, o comprimido inteiro pesando 4g se dissolveu em 1 minuto e 22 segundos. 
	Após, trituramos, em almofariz, o comprimido efervescente restante, adicionamos ao béquer nomeado como “Teste 2”, já contendo 80 ml de água destilada, travamos a cronometragem no momento em que todo o comprimido triturado se dissolveu. O comprimido triturado pesando 3,6g se dissolveu em 48 segundos. 
	Conclui-se que quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior será a velocidade da reação, sendo assim, o procedimento mais rápido ocorre no copo onde se encontra o comprimido triturado. Os antiácidos efervescentes quando triturados se dissolvem com uma velocidade maior do que se estiver em forma de comprimido inteiro, isto porquê a superfície de contato fica maior para reagir com a água.
	
	• Parte II: Influência da temperatura sobre a velocidade de reação. 
	Novamente, nomeamos dois béqueres como: Teste 3 e Teste 4. Pesamos separadamente, dois comprimidos efervescentes e separamos um para cada teste a ser realizado. Ao béquer indicado como “Teste 3”, adicionamos, com auxílio de uma proveta, 50 ml de água destilada “gelada”, zeramos o cronômetro para iniciar a contagem do tempo de dissolução do comprimido efervescente. 
	O comprimido que pesava 3,96g se dissolveu em 1 minuto e 37 segundos. 
	 Ao béquer indicado como “Teste 4”, adicionamos, com auxílio de uma proveta, 50 ml de água fervente. Adicionamos um comprimido inteiro, tomando o cuidado de acionar o cronômetro no momento da sua adição à água destilada fervente. 
	O comprimido que pesava 3,92g se dissolveu em 1min e 03seg. 
	A velocidade das reações químicas aumenta rapidamente com a elevação da temperatura; em regra, a velocidade de uma reação, nas proximidades da temperatura ambiente, duplica com a elevação de 10 ºC. Com o aumento da temperatura, aumenta-se a Energia Cinética e, consequentemente, o número de colisões entre as partículas. 
	• Parte III: Influência do tipo de eletrólito (reagente) sobre a velocidade de reação. 
	Nomeamos 2 tubos de ensaio como: Forte e Fraco. 2. Ao tubo nomeado como 
“Forte”, adicionamos 2 ml de ácido clorídrico (HCl 6M), e ao tubo nomeado como “Fraco”, adicionamos 2 ml de ácido acético (H3 C-COOH 6M). Zeramos o cronômetro para iniciar a contagem do tempo de reação e adicionamos ao tubo “Forte” fragmentos de pó de carbonato de cálcio e acionamos o cronômetro, houve liberação de gás durante a reação. Travamos o cronômetro no momento que foi interrompida a liberação de gás e anotamos o tempo de 6 segundos. Repetimos o procedimento para o tubo “Fraco”, onde anotamos o tempo de 38 segundos. 
	A natureza do reagente interfere porque quanto maior for o número de ligações dos reagentes que precisam ser rompidas para que a reação ocorra e também quanto mais fortes elas forem, mais lenta será a reação. Varia de acordo com o tipo de reação podendo ou não aumentar a velocidade da reação. 
Aula 4 – Roteiro 1 
	Nessa aula usamos 80 ml de água destilada e adicionamos três gotas de solução saturada de cloreto férrico e solubilizamos, depois adicionamos três gotas de tiocionato de amônio e nomeamos essa solução como solução padrão. 
 	Após o preparo dessa solução numeramos 5 tubos de ensaio para transferir 15 ml dessa solução para cada um. Nesta prática, o tubo 1 foi considerado o controle, sendo utilizado como parâmetro para que pudéssemos perceber o que ocorreu nas reações dos demais tubos. 
	No tubo 2 adicionamos pequenas quantidades de cloreto de amônio e agitamos para comparar com tubo 1. No tubo 3 colocamos duas gotas de solução saturada de cloreto férrico para comparar com tubo 1. No tubo 4 colocamos duas gotas da solução saturada de tiocionato de amônio. 	Já no tubo 5 não houve adição de substância química, pois foi utilizado para verificar a influência da temperatura. Assim, o tubo 5 foi colocado em aquecimento de 60º para verificar se houve alteração. 
Foto do experimento e aplicação do Princípio de Le Chatelier (Fonte: Autoria Própria) 	 
Após a comparação, pudemos perceber o seguinte resultado:
	Tubo 1
	Controle, está em equilíbrio químico
	Tubo 2
	Ficou mais claro que tubo 1, houve uma perturbação se deslocou no sentido oposto
	Tubo 3
	Ficou mais escuro, houve uma deslocação e formou mais produto
	Tubo 4
	Ficou mais claro que o tubo 3, formou mais produto
	Tubo 5
	Ficou claro que o controle devido aoaumento da temperatura que perturbou o equilíbrio químico
REFERÊNCIAS: 
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr, P. M. Química geral e reações químicas. 5ª ed. São Paulo: Thomson Learning, 2006.
DIAS, Diogo Lopes. Solubilidade dos sais. Mundo educação. Disponível em: https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/solubilidade-dos-sais.htm. Acesso em 23 de março de 2022. 
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 mar 2022. 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Equilíbrio Químico na Ingestão de Remédios. Mundo Educação. Disponível em: https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico-na-ingestao-remedios.htm. Acesso em 30 mar 2022. 
MARANI, P. F.; OLIVEIRA, T. A. L. de; SÁ, M. B. Z. Concepções sobre Cinética Química: a influência da Temperatura e da Superfície de Contato. ACTIO, Curitiba, v. 2, n. 1, p. 321-341, jan./jul. 2017. Disponível em: https://periodicos.utfpr.edu.br/actio. Acesso em: 30 mar 2022.