Apostila_de_Experimentos_-_Ensino_de_Quimica_I

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Ministério da Educação 
Universidade Federal do Rio Grande do Norte Instituto De Química
Ensino de Química I
Organização:
Carlos Neco da Silva Júnior
Márcia Gorette L. Silva
Aluno (a):
Prof.: 	
Natal/RN
ENSINO DE QUÍMICA I
Cronograma
UFRN/CCET/INSTITUTO DE QUÍMICA
DISCIPLINA: QUI0085 - ENSINO DE QUÍMICA 
HORÁRIO: 6M456					SEMESTRE: 2019.2
26/07 - SEMANA De Minicursos no IQ 
02/08 - PROGRAMA. CRONOGRAMA. CONCEPÇÕES ALTERNATIVAS E ESTEQUIOMETRIA. (Aula teórica)
09/08 – NORMAS, SEGURANÇA E MATERIAIS MAIS USADOS NO LABORATÓRIO 
MANUSEIO DE VIDRARIA. PRIMEIROS PROCEDIMENTOS SOBRE A PESAGEM DE 	MASSA E VOLUME. AFERIÇÃO. (Aula teórica e realização de procedimentos em 	laboratório)
16/08 - REAÇÕES QUÍMICAS E OS ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE QUÍMICA. (LABORATÓRIO)
23/08 - DESTILAÇÃO SIMPLES E DISCUSSÃO SOBRE A ELABORAÇÃO DE UM DESTILADOR COM MATERIAL DE BAIXO CUSTO. A IMPORTÂNCIA DA ATIVIDADE EXPERIMENTAL NO ENSINO DE QUÍMICA (LABORATÓRIO)
30/08 – SISTEMATIZAÇÃO DO CONTEÚDO (Aula teórica)
06/09 – 1a AVALIAÇÃO. (TEÓRICA) – Sala a Definir – Comunicado via sigaa próximo da data de avaliação
13/09 - CÁLCULO E PREPARO DE SOLUÇÕES E AS CONCEPÇÕES ALTERNATIVAS RELACIONADAS AO CONTEÚDO DE SOLUÇÕES. (LABORATÓRIO)
20/09 – UMA PROPOSTA DE ENSINO PARA O USO DE INDICADORES EM SALA DE AULA. VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO. (LABORATÓRIO)
27/09 – propriedades coligativas E OS ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE QUÍMICA (LABORATÓRIO)
04/10 – ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE TERMOQUÍMICA E A CALORIMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO (LABORATÓRIO)
11/10 – REVISÃO DOS CONTEÚDOS
18/10 –2a AVALIAÇÃO. – Sala a Definir – Comunicado via sigaa próximo da data de avaliação (TEÓRICA)
 
25/10 - propriedades físicas da matéria E OS ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE QUÍMICA (LABORATÓRIO)
01/11 - ESTUDOS DOS GASES E OS ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE QUÍMICA (LABORATÓRIO)
08/11 - ESTUDO QUALITATIVO SOBRE OS ASPECTOS QUE ALTERAM A TAXA NA QUAL AS REAÇÕES QUÍMICAS ACONTECEM E OS ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE QUÍMICA (LABORATÓRIO)
15/11 – FERIADO – DIA DA PROCLAMAÇÃO DA REPÚBLICA
22/11 – ESTUDO QUALITATIVO SOBRE O EQUILÍBRIO QUÍMICO E OS ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE QUÍMICA (LABORATÓRIO)
29/11 - 3a AVALIAÇÃO – Sala a Definir – Comunicado via sigaa próximo da data de avaliação (TEÓRICA)
06/12 - Reposição – Sala a Definir – Comunicado via sigaa próximo da data de avaliação (TEÓRICA)
REAÇÕES QUÍMICAS E ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE QUÍMICA
ORIENTAÇÃO PARA TÉCNICO DE LABORATÓRIO
Material para os experimentos por turma com 5 grupos:
a) Experimento 1 (para os 5 grupos)
- Canetas hidrocor ou etiqueta para os tubos de ensaio;
- 150 mL de Solução de Na2CO3 (aq) 0,5M;
- 150 mL de Solução de CaCl2(aq) 0,5M;
- 10 tubos de ensaio de mesmo diâmetro;
- 5 réguas milimetradas.
b) Experimento 2 (para os 5 grupos)
- 25 mL de solução de CuSO4(aq) a 0,05 M;
- 5 tubos de ensaio
- palha de aço
- Frasco de resíduo para palha de aço;
c) Experimento 3 (para os 5 grupos)
- 25 mL de solução de HCl a 6M;
- 10 tubos de ensaio
- 25 mL de solução de NaOH 6 M;
- 5 balões de aniversário (bexiga);
- Frasco para resíduo de alumínio;
REAÇÕES QUÍMICAS E ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE QUÍMICA
INTRODUÇÃO
O aprendizado da química envolve a interpretação dos fenômenos tanto no nível macroscópico como submicroscópico. Tal aprendizagem requer o uso de uma linguagem específica que é própria da ciência química. Envolve, portanto, uma representação que se possa prever, descrever e explicar os fenômenos.
Em nossa aula abordaremos tipos de reações químicas de modo a representá-las quimicamente, realizar o balanceamento e a previsão dos produtos. Estes constituem conteúdos procedimentais relevantes.
OBJETIVOS
 Reconhecer o tipo de reação química;
 Escrever, balancear e prever os produtos das reações químicas;
	Discutir as principais concepções dos estudantes do ensino médio sobre reações químicas;
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
a) Experimento 1
Para a realização deste experimento serão necessários 5 tubos de ensaio limpos e identificados com etiqueta ou com caneta hidrocor e organizados em um suporte para tubos de ensaio. Adicione em cada tubo a quantidade de solução de carbonato de sódio a
0,5 molar de acordo com os volumes indicados na tabela 1. Observe a solução no tubo de ensaio. A seguir adicione a quantidade de solução de cloreto de cálcio a 0,5 molar conforme indicação dessa mesma tabela. Observe e descreva o que observou.
Tabela 1: Quantidades das soluções
	
Tubo
	
Volume (mL) de Na2CO3 (aq) 0,5M
	
Volume (mL) de CaCl2(aq) 0,5M
	
A
	
10
	
2
	
B
	
8
	
4
	
C
	
6
	
6
	
D
	
4
	
8
	
E
	
2
	
10
Descreva o que observou nos frascos:
Deixe em repouso por no mínimo 30 minutos. Após esse tempo, com o auxílio de uma régua milimetrada, meça a altura do produto formado no fundo do tubo de ensaio e registre na tabela 2. A partir destes resultados determine a relação carbonato/cloreto, dividindo os volumes de cada tubo pelo menor valor. Por exemplo, no tubo A, dividindo-se 10 mL e 2 mL, por 2 mL, registre o resultado na tabela abaixo.
Tabela 2: Registro da altura do produto e relação entre os íons
	
Tubo
	
Altura (cm) do produto
	
Relação carbonato/cloreto
	
A
	
	
	
B
	
	
	
C
	
	
	
D
	
	
	
E
	
	
b) Experimento 2
Para a realização deste experimento será necessário a utilização de um tubo de ensaio limpo. Insira no tubo de ensaio um pequeno pedaço de palha de aço (ferro) e
adicione 5 mL de solução de sulfato de cobre a 0,05 molar. Registre as informações na tabela 3.
Tabela 3: Orientação ao registro do experimento 2
	
Tubo
	
O que você espera? (Prever)
	
Descrever após a reação
(Observar e descrever)
	
Hipótese para explicar o fenômeno (Explicar)
	
1
	
	
	
c) Experimentos 3
Para a realização deste experimento será necessário preencher a tabela 4 antes e após a realização da atividade. Portanto leia com atenção as orientações.
Utilize dois tubos de ensaio limpos e previamente identificados (nº1 e nº2) e insira em ambos uma amostra de alumínio sólido. Adicione ao 1º tubo de ensaio 5 mL de solução de ácido clorídrico 6 molar e observe. Registre na tabela 4. Adicione ao 2º tubo de ensaio 5 mL de solução de hidróxido de sódio 6 molar e observe. Registre na tabela 4. Adapte a boca de cada tubo de ensaio, um balão de festa de aniversário (Bexiga).
Tabela 4: Orientação ao registro do experimento 3
	
Tubo
	
O que você espera? (Prever)
	
Descrever após a reação
(Observar e descrever)
	
Hipótese para explicar o fenômeno (Explicar)
	
1
	
	
	
	
2
	
	
	
DESTILAÇÃO SIMPLES E ELABORAÇÃO DE UM DESTILADOR
COM MATERIAL DE BAIXO CUSTO
ORIENTAÇÃO PARA TÉCNICO DE LABORATÓRIO
Material para os experimentos por turma com 5 grupos:
- Aparelhagem de destilação;
- Solução saturada de Ca(OH)2(aq);
- Papel indicador;
- Papel de filtro.
APRESENTAÇÃO
A organização do planejamento didático passa pela necessidade de se delimitar um conjunto de conteúdos de ensino como elementos importantes para se alcançar os objetivos propostos. Nesse sentido, uma classificação muito útil define os conteúdos como conceituais, procedimentais e atitudinais. Podemos entender os conteúdos conceituais como aqueles que remetem aos fatos, princípios e conceitos químicos. Estes são representados por palavras que têm um significado específico e que, quando ouvidos, produzem uma imagem mental. Por exemplo, os conceitos de destilação, temperatura de ebulição, solvente, etc. A destilação é um processo de separação de misturas homogêneas do tipo líquido-líquido, que se baseia na diferença de temperatura de ebulição dos componentes dos materiais.
Os conteúdos procedimentais são relacionados a ações específicas que os estudantes precisam aprender a fazer. Nesse sentido, podemos destacar como conteúdos procedimentais, o reconhecer processos de separação de materiais, como a destilação simples, o cálculo e preparo de solução o procedimento experimental de titulação, etc. Osconteúdos atitudinais compreendem as atitudes, comportamentos e valores que pretendemos ensinar aos estudantes e que podem ajudá-los na aprendizagem dos outros conteúdos.
É importante destacar que a divisão dos conteúdos serve apenas para pensarmos melhor a organização do processo didático, já que o aprendizado de um conteúdo implica o aprendizado simultâneo de outro. Por exemplo, para reconhecer um processo de destilação o estudante faz uso das propriedades necessárias e suficientes que definem o conceito de destilação.
Para esse processo de separação e purificação de misturas homogêneas líquido- líquido, podemos destacar algumas características significativas na destilação de um líquido puro são: as composições do líquido, do vapor e do condensado (ou destilado) são idênticas e constantes durante o processo, e as temperaturas do líquido e do vapor são constantes e, idealmente, iguais do início ao fim da destilação.
OBJETIVOS
	Elaborar procedimentos experimentais baseados nas propriedades dos materiais, objetivando a separação de uma ou mais substâncias presentes em um sistema;
 Identificar os componentes de um sistema de destilação simples;
 Medir a temperatura de ebulição de um líquido.
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS:
a) Tratamento da amostra:
- Utilizando papel indicador, meça e anote o pH da amostra de solução saturada de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2. Filtre 50mL da amostra. Observe o filtrado e anote suas observações. Meça e anote o pH do filtrado.
b) Montagem do sistema de destilação:
Figura 1: Sistema de destilação simples.
	
	
	
	1. Monte o sistema de destilação, como indicado na figura 1;
2. Ligue as mangueiras de látex às conexões de entrada e saída de água e abra a torneira;
3. Transfira a solução filtrada para o balão de destilação, tendo o cuidado de não deixar que a solução escape pela saída lateral do balão. Utilize para isto um funil de haste longa;
4. Adicione pedras de vidro ao balão de destilação, para evitar a ebulição tumultuosa;
5. Adapte o termômetro, deixando o bulbo à altura da saída lateral do balão;
6. Ligue o fogareiro.
	
	
	
Após a montagem do sistema, quando começar a destilação, anote a temperatura marcada no termômetro (ponto de ebulição do solvente). Despreze a primeira fração do destilado (cerca de 2mL)1. Continue a destilação até que aproximadamente, 10 mL do líquido tenham destilado2. Meça e anote o pH do líquido que sobrou no balão (resíduo), depois que estiver frio.
Questão de estudo:
1. Identifique os componentes do sistema de destilação simples explicando a função de cada um deles.
2. Qual a propriedade física utilizada para separar substâncias por meio da destilação?
3. Qual a função da água fria que passa pelo condensador do sistema de destilação?
1 Este primeiro volume destilado chama-se cabeça de destilação.
2 Este é o corpo da destilação.
CÁLCULO E PREPARO DE SOLUÇÕES E CONCEPÇÕES ALTERNATIVAS RELACIONADAS AO ENSINO DE SOLUÇÕES
ORIENTAÇÃO PARA TÉCNICO DE LABORATÓRIO
Material para os experimentos por turma com 5 grupos:
- HCl concentrado a 37%;
- NaOH concentrado;
- Frascos de coleta das soluções de HCl 01, 02 e 05M e NaOH 0,5 M
APRESENTAÇÃO
De um ponto de vista didático podemos destacar três aspectos do conhecimento químico: o macroscópico (fenomenológico), o submicroscópico (teórico) e o representacional (simbólico).
Para o nosso tema de interesse, o estudo, cálculo e preparo de soluções, a abordagem do nível macroscópico pode contribuir, dentre outras coisas, para desenvolver habilidades, tais como, os cálculos de quantidades, a medição e o controle de variáveis e os procedimentos envolvidos no preparo de soluções. No aspecto submicroscópico, o reconhecimento das interações entre átomos, íons e moléculas que formam uma solução é de extrema relevância, se pensarmos os modelos explicativos como ferramenta para compreender o comportamento e características desses sistemas.
Em se tratando do nível simbólico, as representações das fórmulas e equações químicas, as unidades de concentração, são úteis para expressarmos as relações entre quantidades de soluto e solvente em uma solução, mas, sem restringir-se a cálculos matemáticos, pois, o significado das concentrações de soluções deve ser entendido independentemente das unidades utilizadas, sendo desnecessária, desta forma, a memorização de fórmulas matemáticas.
A discussão desse tema implica reconhecermos as necessárias interações entre os diferentes níveis apresentados. Por exemplo, reconhecer o comportamento das entidades envolvidas em um processo de diluição para que o princípio do cálculo realizado faça sentido. Em nossa aula serão abordados aspectos relativos aos procedimentos de cálculo de concentrações e preparo de soluções.
OBJETIVOS
 Calcular as quantidades em massa em volume para o preparo de soluções;
	Reconhecer unidades de medida usadas para expressar a concentração de soluções.
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS:
De um modo geral o preparo de soluções envolverá a dissolução de um soluto em um solvente. As etapas desse processo podem ser sistematizadas no quadro a seguir:
1. Efetuam-se os cálculos para determinar as quantidades de soluto para o preparo da solução;
2. Pesa-se ou mede-se, aproximadamente a quantidade de soluto;
3. Transfere-se para um balão volumétrico (pode-se usar o funil);
4. Completa-se o volume com o solvente;
5. Homogeneíza-se por inversão;
6. Padroniza-se a solução (quando o soluto não é um padrão primário).
Experimento 1: Preparo da solução de HCl 0,5 mol/L (solução 1)
Questionamento: sabendo-se que a densidade do HCl concentrado a 37% é de 1,19 g/mL, que volume inicial do ácido concentrado necessitamos para prepararmos 250 mL dessa solução? V1: .
Meça em uma capela, o volume calculado de HCl concentrado; a seguir, transfira o volume do ácido medido para um balão volumétrico de 250mL, contendo previamente, cerca de 100 mL de água destilada. Deixe o balão esfriar até a temperatura ambiente e complete o volume com água destilada até o menisco. Homogeneize por inversão a solução preparada e a seguir, transfira-a para um frasco de vidro rotulado com os dados da solução e de um dos componentes do grupo.
Experimento 2: Preparo de solução de HCl 0,1 mol/L (solução 2);
Para o preparo dessa solução, devemos partir da solução preparada anteriormente, de concentração 0,5 mol/L. Esse procedimento é chamado de diluição e pode ser ilustrado como na representação ao lado.
Calcule o volume necessário da solução 1 para preparar 25 mL da solução 0,1 mol/L (solução 2).
V2: 	
Experimento 3: Preparo de solução de HCl 0,2 mol/L (solução 3);
A partir das soluções 1 e 2 prepare 25 mL dessa solução de HCl com concentração 0,2 mol/L. Para isso você precisará calcular os volumes necessários de cada solução inicial: Vsolução1; ; Vsolução2; .
Após o cálculo e medição, transfira para o balão volumétrico o Vsolução1 e complete até o menisco com a solução de HCl 0,1 mol/L. (Obs: a soma dos volumes das solução 1 e 2 que você calculou deve ser o volume total da solução 3, ou seja, 25 mL).
Experimento 4: Preparo da solução de NaOH 0,5 mol/L (solução 5):
Calcule a massa necessária para preparar 250 mL dessa solução: mNaOH:
Pese a massa calculada em um Becker limpo e seco; dissolva o NaOH pesado no próprio Becker, com água destilada com o auxílio do bastão de vidro. A seguir, transfira a solução para um balão volumétrico de 250 mL e deixe o balão esfriar. Após essa etapa, complete o volume com água destilada e transfira a solução preparada para um frasco de plástico, rotulando-a para a identificação.
UMA PROPOSTA DE ENSINO PARA O USO DE INDICADORES EM SALA DE AULA E A VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
OBJETIVOS:
 Padronizar soluções ácidas e básicas.
 Discutir o uso de diferentes indicadores na titulação de soluções ácidas e básicas.
 Apresentar diferentes propostas de ensino para discutir a volumetria deneutralização no processo de ensino e aprendizagem da química.
APRESENTAÇÃO:
A análise volumétrica foi desenvolvida a partir de interesses da química teórica/experimental e da indústria química. Esta técnica, que tem como princípios básicos os métodos, instrumentos e estratégias da química analítica é bastante utilizada em diferentes tipos de indústria química, laboratórios de análise, como por exemplo, de água, alimentos, bebidas e ambiental. Alguns materiais como o vinagre se constituiu como o propulsor para os primeiros procedimentos envolvendo alguns princípios desta técnica, sendo a primeira titulação volumétrica publicada em 1756, quando Francis Home descreveu dois métodos, uma titulação ácido-base (de neutralização) e uma de precipitação.
De forma geral a análise volumétrica refere-se a todo procedimento no qual o volume de um reagente necessário para reagir com um constituinte em análise é medido. Assim, uma das principais técnicas da análise volumétrica é a titulação que consiste na adição de quantidades discretas de um dos reagentes (titulante), no meio reacional para quantificar alguma propriedade de outro constituinte da reação (reagente titulado).
A volumetria de neutralização envolve a titulação de uma solução ácida com uma solução alcalina já padronizada a partir de um padrão primário3. A partir da
quantidade de titulante utilizada no processo é possível determinar a quantidade do
3 Substâncias denominadas padrão primário são caracterizadas pela alta estabilidade que possui, mantendo-se puras por longos períodos. São exemplos de padrão primário o carbonato de sódio e o hidrogenoftalato de sódio (KHP). Substâncias como o HCl e o NaOH são relativamente instáveis, pois o HCl é um gás e soluções aquosas concentradas de HCl, como a que utilizamos na aula de cálculo e preparo de soluções, costumam perder quantidades consideráveis de HCl, sendo a concentração, variável com o tempo. Já o NaOH é instável devido a alta capacidade de absorção de água da atmosfera, por isso é denominado de higroscópico, e pelo fato de reagir com o CO2 do ar formando o carbonato de sódio.
constituinte analisado, ou seja, a concentração do reagente titulado. Isso acontece porque o volume adicionado da solução padrão contém certa quantidade de constituinte, que é quimicamente equivalente ao volume da espécie de concentração conhecida, tendo-se, então, o ponto de equivalência4 ou ponto estequiométrico (p.e.) da reação. Esse ponto é indicado pela súbita mudança em uma propriedade física da solução, normalmente uma mudança de coloração que é possível pela inserção de um indicador5 no reagente titulado.
Várias substâncias podem ser utilizadas como indicadores na volumetria de neutralização, dentre elas podemos indicar a fenolftaleína, o azul de bromotimol e o extrato de repolho roxo, um indicador universal de baixo custo que pode ser usado na ausência dos dois primeiros.Na Tabela abaixo é apresentado diferente indicadores e o
intervalo de pH que cada um muda de cor numa titulação.
	Indicador
	Mudança de Cor (pH crescente)
	Intervalo de pH
	Alaranjado de metila
	Vermelho – Amerelo
	3,1 – 4,4
	Verde de bromocresol
	Amarelo – Azul
	3,8 – 5,4
	Vermelho de metila
	Vermelho – Amarelo
	4,2 – 6,2
	Azul de bromotimol
	Amarelo – Azul
	6,0 – 7,6
	Fenolftaleína
	Incolor – Rosa
	8,3 – 10,0
A utilização do extrato de repolho roxo como indicador é uma opção viável aos professores do ensino básico como forma de utilizar material de baixo custo para promoção de atividades experimentais em escolas cuja infraestrutura de laboratório, materiais e reagentes não é suficiente para atender a grande demanda de alunos na realização dessas atividades. No ensino de química a utilização de propostas com experimentos de baixo custo vem sendo cada vez mais utilizada na abordagem de diferentes conteúdos químicos, pois além de ser uma alternativa ao uso de reagentes e materiais não comumente encontrados nas escolas ajudam a promover, motivar e despertar o interesse dos alunos em compreender o experimento, levando-os a
visualizarem objetos e fenômenos conceituados e explicados pela química.
4Ponto de equivalência ocorre quando a quantidade de titulante adicionado é a quantidade exata necessária para uma reação estequiométrica com o titulado.
5Indicador é um composto com uma propriedade física (normalmente a cor) que muda abruptamente próximo ao ponto de equivalência.
Nesta aula, vamos utilizar a volumetria de neutralização para quantificar
soluções ácidas e básicas preparadas na aula anterior.
Levantando ideias sobre a atividade experimental
1. Liste pelo menos três vidrarias que serão utilizadas nesta aula:
2. A partir da leitura sobre a técnica de volumetria de neutralização apresente um procedimento para desenvolver o experimento.
DESENVOLVENDO A ATIVIDADE EXPERIMENTAL
1.0 Padronização da solução de ácido clorídrico (HCl ~ 0,5 mol/L)
1.1 Utilize um funil para encher a bureta de ácido clorídrico, aproximadamente 0,50 mol/L, (solução preparada na aula 04).
1.2 Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução para um becker, até o desaparecimento de bolhas;
1.3 Complete o volume da bureta com a solução e zere-a (verificar o menisco);
1.4 Pipete 5,0 mL de solução padrão de carbonato de sódio e transfira para um erlenmeyer de 125 mL;
1.5 Junte ao erlenmeyer 5,0 mL de água destilada e duas gotas de solução de alaranjado de metila.
1.6 Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a solução do ácido seja adicionada gota a gota ao erlenmeyer, em agitação, até que a mistura adquira uma coloração vermelha. Anote o volume de HCl gasto. VHCl(1) = mL
1.7 Repita toda a operação. VHCl(2) = mL
1.8 Calcule a média do volume de HCl gasto Vmédio = (V1 + V2)/2 = mL
1.9 Calcule a concentração real da solução de HCl: mol/L
Observação: Toda titulação deve ser repetida para garantir que o ponto final esteja o mais próximo possível do estequiométrico, diminuindo, dessa maneira, o erro de titulação. Caso obtenha-se uma diferença entre as duas titulações de 0,5 mL ou mais, o experimento terá que ser executado uma terceira vez.
2.0 Padronização da solução de hidróxido de sódio (NaOH)
2.1 Com o auxílio de um funil encha a bureta com a solução de ácido clorídrico e repita as operações anteriores, substituindo a solução de carbonato de sódio pela solução de hidróxido de sódio, aproximadamente 0,50 mol/L (preparada na experiência 04) e o indicador alaranjado de metila pela fenolftaleína.
2.2 Anote o volume de HCl gasto. VHCl = mL
2.3 Repita toda a operação.
2.4 Calcule a média do volume de HCl gasto Vmédio = (V1 + V2)/2 = mL
2.5 Calcule a concentração real da solução de NaOH: mol/L
PROPRIEDADES COLIGATIVAS E ASPECTOS RELACIONADOS AO
ENSINO DE QUÍMICA
ORIENTAÇÃO PARA TÉCNICO DE LABORATÓRIO
Material para os experimentos por turma com 5 grupos:
- Gelo;
- Canetas hidrocor ou etiquetas para os tubos de ensaio;
- Sal grosso;
- NaCl;
- Óleo mineral;
- Tubo capilar;
- Termômetro até 150ºC (ou mais);
- Frasco de vidro para resíduo de óleo mineral.
APRESENTAÇÃO
A compreensão de alguns conteúdos conceituais pode ser feita pelo uso de alguns experimentos simples que podem ser realizados de forma demonstrativa em sala de aula.
Nesta aula, iniciaremos o estudo das propriedades coligativas que nos permite compreender porque a água pura congela a 0 °C, mas as soluções aquosas congelam a temperaturas mais baixas. Para tanto, necessitamos primeiro procurar compreender que o estudo dessas propriedades, nas soluções, só depende das quantidades relativas de soluto e solvente e independe da “identidade” química do soluto. Para evidenciar esse fenômeno determinaremos à temperatura de congelamento e ebulição de uma solução concentrada de cloreto de sódio
À adição de um soluto não volátila um solvente puro, formando uma solução, altera as propriedades físicas desse solvente. Este efeito pode ser facilmente observado se submetermos certa quantidade de água do mar (solução contendo vários sais) e à mesma quantidade de água pura ao aquecimento. A temperatura em que a solução de água do mar entrará em ebulição será maior que a da água pura. Caso estejamos interessados na temperatura de congelamento, observaremos que a temperatura em que a água do mar congela será menor em relação a temperatura em que a água pura se congela. Observe a Figura 1 para entender melhor o que foi dito.
Figura 1 - Representação gráfica para a água pura e água do mar (solução) na diminuição da temperatura de congelamento e elevação da temperatura de ebulição.
O aumento do ponto de ebulição e a diminuição do ponto de congelamento são propriedades físicas das soluções chamadas de efeito ebulioscópico (ebuliometria) e efeito crioscópico (criometria), respectivamente. Ambas as propriedades não dependem do tipo ou espécie das partículas do soluto, apenas de sua quantidade (concentração) e, também são comumente chamadas de propriedades coligativas ou propriedades do conjunto (solvente + soluto).
Quando falamos em propriedade do conjunto, queremos dizer que o efeito da diminuição da temperatura de congelamento ou aumento da temperatura de ebulição depende do efeito coletivo do número de partículas que constitui a solução.
Os efeitos ebulioscópicos e crioscópicos nos permitem calcular qual a variação de temperatura quando ocorre o aumento do ponto de ebulição ou o abaixamento do ponto de congelamento em uma solução, respectivamente. Isto pode ser feito utilizando as Equações descritas na Tabela 1:
Tabela 1 - Equações para determinação de algumas propriedades coligativas.
Abaixamento do ponto de congelamento
Aumento do ponto de ebulição
OBJETIVOS
 Reconhecer qualitativamente os efeitos ebulioscópicos e crioscópicos em soluções de cloreto de sódio e água;
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
Experimento 1 – Diminuição da temperatura de congelamento
1.1 – Utilize um béquer de 25 mL para preparar aproximadamente 10 mL de solução saturada de NaCl. Para isto, utilize água destilada e sal grosso.
Obs. 1: Solução Saturada é uma solução que contém a máxima quantidade de soluto que pode ser dissolvida em um solvente específico, a uma dada temperatura.
1.2 – Prepare três etiquetas contendo as seguintes informações: Tubo 1 – Solução de NaCl
Tubo 2 – Solução de água pura
Tubo 3 – Solução de NaCl e água pura
Em seguida, fixe-as em cada um dos tubos de ensaio e adicione em cada um deles as quantidades especificadas na Tabela 1:
Tabela 1 - Quantidades necessárias em cada tubo de ensaio.
	Tubo
	Solução saturada de
NaCl
	Água Destilada
	1
	3,0 mL
	------
	2
	-------
	3,0 mL
	3
	1,5 mL
	1,5 mL
1.3 – Utilize um vidro de relógio para pesar 15 g de sal grosso e deixe-o sobre a bancada.
1.4 – Em um béquer de 1.000 mL, adicione uma quantidade de gelo aproximada a ½ de sua capacidade e em seguida, adicione, espalhando por toda sua extensão, o sal grosso pesado anteriormente.
1.5 – Imediatamente introduza os três tubos neste banho, de forma que o conteúdo dos tubos fique submerso no banho de gelo. Para cada um deles, introduza um termômetro e observe a temperatura. A cada 5 minutos (mais ou menos), por três vezes consecutivas, retorne ao experimento e observe o que aconteceu anotando cada uma das observações.
1° Observação:
2° Observação:
3° Observação:
Experimento 2 – Elevação da temperatura de ebulição
2.1 – Em um tubo de ensaio adicione 3 mL de solução saturada de NaCl.
2.2 – Adicione aproximadamente 25 mL de óleo mineral em um béquer, limpo e seco, e coloque para aquecer.
2.3 – Deixe o tubo de ensaio submerso no béquer contendo óleo mineral e com o mesmo termômetro utilizado no tubo 1, do experimento 1, merca a temperatura de ebulição da solução. Observe o que acontece e anote.
PROPRIEDADES FÍSICAS DA MATÉRIA E ASPECTOS RELACIONADOS
AO ENSINO DE QUÍMICA
ORIENTAÇÃO PARA TÉCNICO DE LABORATÓRIO
Material para os experimentos por turma com 5 grupos:
- chapa aquecedora e tela de amianto;
- almofariz e pistilo;
- termômetro de 110ºC;
- suporte universal e garra (duas);
- Óculos protetor,
- lupa;
- elástico;
- béquer de 250 mL;
- paradiclorobenzeno (pastilha odorizante para vaso sanitário);
- Proveta de 100 mL;
- esferas de vidro (biloca);
APRESENTAÇÃO
A construção do conhecimento químico e sua organização curricular centralizam a atenção no estudo de três eixos estruturantes: a natureza das transformações químicas, as propriedades dos materiais e das substâncias e os modelos
explicativos, conforme ilustra a figura a seguir:
Propriedades
Constituição
Substâncias e
Materiais
Transformações
Isso implica em trabalhar uma série de conteúdos conceituais e procedimentais com os alunos na educação básica, entre eles: caracterizar substâncias por algumas de suas propriedades físicas; diferenciar substâncias de materiais; compreender o conceito de temperatura de ebulição e fusão e suas relações com a pressão atmosférica, a natureza das substâncias e a presença de solutos dispersos em seu meio; compreender o
conceito de densidade e solubilidade e a sua dependência com a temperatura e com a natureza do material; reconhecer as unidades de medidas usadas para diferentes grandezas, como massa, energia, tempo, volume, densidade, concentração de soluções entre outras. Em nossa aula abordaremos aspectos relacionados as propriedades físicas e químicas dos materiais e das substâncias. Estes constituem conteúdos conceituais e procedimentais relevantes.
OBJETIVOS
 Determinar experimentalmente as propriedades de determinados materiais;
	Utilizar dados obtidos experimentalmente para abordagem com outras linguagens como gráficos e tabelas.
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
a) Experimento 1: Densidade de materiais sólidos – método direto
Para a realização deste experimento utilizaremos um método direto por deslocamento de volume. A densidade (ρ) corresponde à relação massa/volume de uma amostra de um material. Embora a massa e o volume sejam propriedades extensivas, a razão dos seus valores é constante para um determinado material, para certo valor de temperatura. A densidade é, portanto uma propriedade característica de uma substância, sendo usada como indicativo do grau de pureza da substância de que é feito um dado material.
OBS: Como sugestão, solicitamos que você procure a unidade expressa no S.I. e sua forma usual.
- Determinação da densidade do sólido: pese inicialmente a esfera de vidro e anote a massa. m1 = .
- Preencha com água da torneira, o volume de 60 mL em uma proveta de 100mL.
- Anote o volume inicial: V1 = .
- Insira a esfera de vidro e anote o novo volume V2 = 	
- Determine o valor da densidade da esfera de vidro.
33
Questionamento: Qual o valor da densidade se adicionarmos a 2ª esfera de vidro na proveta?
b) Experimento 2: Ponto de fusão
Para esta atividade experimental separe os seguintes materiais e vidrarias: chapa aquecedora e tela de amianto; almofariz e pistilo; espátula; termômetro de 110ºC; suporte universal e garra (duas); Óculos protetor, lupa; elástico; béquer de 250 mL; paradiclorobenzeno. Utilizaremos a seguinte montagem, ilustrada abaixo, para a determinação do ponto de fusão e de ebulição do sólido.
(a)
(b)
Figura (a) Ilustração representativa do sistema e (b) Ilustração real do sistema
Com uma das garras fixe o tubo de ensaio que contêm o paradiclorobenzeno e na outra o termômetro. Coloque água no béquer suficiente para que todo o paradiclorobenzeno dentro do tubo fique imerso. Ligue o fogareiro para aquecer a água do béquer lentamente. Observe com cuidado o aumento da temperatura e quando atingir 45ºC anote temperatura a cada 30 segundos na Tabela 1 até atingir 60ºC e desligue o fogareiro.
Procure observar a aparência do paradiclorobenzenodentro do tubo de ensaio a cada 30 segundos e anote ao longo da variação de temperatura.
OBS1: Ao atingir 60°C o termômetro poderá estar preso ao sólido. Aqueça o sistema em banho-maria e retire o termômetro quando o sólido fundir de novo. Não tente mexer o termômetro, pois poderá quebrá-lo. Desmonte o equipamento e limpe o seu local de trabalho.
OBS 2: Para limpar o material utilizar água quente e o resíduo pode ser descartado no vaso sanitário.
Tabela 1 – Curva de aquecimento e resfriamento.
	Curva de aquecimento
	Curva de resfriamento
	t (min.)
	T (oC)
	OBSERVAÇÃO
	
	t (min.)
	T (oC)
	OBSERVAÇÃO
	
	0,0
	
	
	
	0,0
	
	
	
	0,5
	
	
	
	0,5
	
	
	
	1,0
	
	
	
	1,0
	
	
	
	1,5
	
	
	
	1,5
	
	
	
	2,0
	
	
	
	2,0
	
	
	
	2,5
	
	
	
	2,5
	
	
	
	3,0
	
	
	
	3,0
	
	
	
	3,5
	
	
	
	3,5
	
	
	
	4,0
	
	
	
	4,0
	
	
	
	4,5
	
	
	
	4,5
	
	
	
	5,0
	
	
	
	5,0
	
	
	
	5,5
	
	
	
	5,5
	
	
	
	6,0
	
	
	
	6,0
	
	
	
	6,5
	
	
	
	6,5
	
	
	
	7,0
	
	
	
	7,0
	
	
	
	7,5
	
	
	
	7,5
	
	
	
	8,0
	
	
	
	8,0
	
	
	
	8,5
	
	
	
	8,5
	
	
	
	9,0
	
	
	
	9,0
	
	
	
	9,5
	
	
	
	9,5
	
	
	
	10,0
	
	
	
	10,0
	
	
	
- Elaborando a curva de aquecimento e resfriamento
- Utilize uma folha de papel milimetrado para desenhar a curva de aquecimento e a de resfriamento. Para isso você pode colocar no eixo das abscissas o tempo e no eixo das ordenadas os valores das temperaturas. Faça o gráfico traçando linhas retas pelos pontos conjugados e indique também o intervalo de temperatura em que ocorre a fusão do sólido. Compare o ponto de fusão obtido experimentalmente com o valor teórico do material puro. Discuta o resultado com os colegas.
ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE TERMOQUÍMICA E A CALORIMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
APRESENTAÇÃO
O calorímetro é um equipamento simples que pode ser constituído, algumas vezes, por uma pequena garrafa térmica. Em uma experiência utilizando o calorímetro, a exatidão do resultado depende da exatidão das quantidades medidas como, temperatura, massa, capacidade calorífica, entre outros. Além disso, depende das perdas energéticas do sistema com a vizinhança. Pois na terminologia da termodinâmica, o sistema consiste no conteúdo do calorímetro, sendo o ambiente em torno dele chamado de vizinhança.
Este instrumento é utilizado em laboratórios de ensino de química e se destina a determinar as variações de energia em processos nos quais a variação de temperatura exerce papel fundamental. A variação de temperatura que ocorre pode, por exemplo, ser o resultado de uma reação entre um ácido e uma base ou até mesmo da mistura de água quente com água fria. Se a mistura resulta em um aumento da temperatura temos um indicativo de liberação de energia no processo em estudo. Se a mistura resulta em uma diminuição da temperatura podemos dizer que energia foi absorvida no processo.
A aprendizagem da Química com relação a termoquímica implica, entre outros, em reconhecer unidades de medida para diferentes grandezas entre elas a energia. Além disso, as transformações das substâncias e dos materiais (um dos eixos constituintes do ensino da química) são organizadas em função da caracterização, dos aspectos energéticos e dos aspectos dinâmicos. Entre os aspectos energéticos podemos citar: identificar as formas de variação de energia nas transformações químicas e, compreender o conceito de calor e sua relação com as transformações químicas e com as massas dos reagentes e dos produtos. Aliado a estas sinalizações, a pesquisa na área de educação química aponta algumas dificuldades dos estudantes com relação a entalpia de uma reação como a falta de compreensão da entalpia de uma reação em função da energia absorvida e desprendida na ruptura e na formação das ligações. É baseado nestas questões que nossa aula abordará o estudo da variação de energia em uma reação química.
OBJETIVOS
 Analisar o funcionamento de um calorímetro simples na determinação da entalpia de neutralização em uma reação ácido-base;
 Determinar a variação de temperatura que ocorre em uma reação de neutralização;
 Determinar a constante calorimétrica de um calorímetro;
 Discutir uma possibilidade de material alternativo para a abordagem na aula.
DETERMINAR A VARIAÇÃO DE ENERGIA EM UMA REAÇÃO QUÍMICA
A variação de energia que ocorre dentro do sistema pode ser a variação de energia liberada pelos reagentes à medida que a reação ocorre, a qual podemos chamar de Qreação, e outra forma, seria a energia liberada ou absorvida pela solução chamada de Qsolução. Se supusermos que não há transferência de energia entre o sistema e a
vizinhança, a soma das variações de energia dentro do sistema é zero e então
O que implica em:
 ou 
A variação na quantidade de energia da solução pode ser calculada a partir da sua massa, calor específico da substância e a variação de temperatura. Para muitas reações, como as que ocorrem no laboratório de química, o controle da pressão pode ser feito e a variação de entalpia pode ser medida diretamente pela quantidade de energia liberada ou
absorvida, sendo está quantidade, a variação de entalpia (∆H).
À medida da variação de energia para uma reação entre um ácido e uma base (chamada de reação de neutralização) pode ser chamada de entalpia de neutralização. Parte dessa energia é absorvida pelo calorímetro. Essa quantidade de energia denominada, capacidade calorífica do calorímetro, é encontrada pela mistura de certa quantidade de água quente (maq) a uma temperatura (T2), que pode ser superior a temperatura ambiente, com outra quantidade de água fria (maf) uma temperatura (T1) que se
encontra dentro do calorímetro. Após a mistura da água, em diferentes temperaturas, mede-se a temperatura final (Tf) e encontra-se a capacidade calorífica do calorímetro C a partir da relação entre energia recebida (Qr) e energia cedida (- Qc), equação 2:
Como a água quente é quem cede energia, pois está a uma temperatura mais elevada temos que:
Qc – energia cedida
maq – massa de água quente
caq – calor específico da água quente
(∆T2 = Tf – T2) é a variação da temperatura que ocorre na água quente. Obrigatoriamente esta variação tem T2 > Tf, pois a temperatura da água quente diminui quando em contato com a água fria.
Como a água fria é quem recebe energia temos:
Onde ∆T1 = Tf – T1.
Neste caso C (representa a capacidade calorífica ou constante calorimétrica do calorímetro e corresponde a: C = mv . Cv (massa do vidro no calorímetro multiplicada pelo seu calor específico).
A determinação da constante calorimétrica permite encontrar a entalpia de neutralização, quando se mistura um ácido com uma base, usando as Equações 4 e 5.
Considerando que a energia recebida é:
Com ∆T = Tf - Ti, onde
Tf representa a temperatura da mistura e Ti representa a soma das temperaturas iniciais das soluções de NaOH e HCl divididos por dois; ;
ou então podemos considerar TNAOH = THCl.
Mais uma vez, C representa a constante calorimétrica, determinada pela mistura da água quente com a água fria e msolução representa o somatório da massa de NaOH com a massa de HCl.
Como a densidade é: , podemos obter a massa da solução por:
Daí:
A entalpia de neutralização por mol de água formada é:
Onde, 
EXPERIMENTO 1 – DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE CALORIMÉTRICA.
1.1 – Inicialmente meça 100 mL de água e adicione ao calorímetro, medindo a temperatura (T1) em seguida. T1 = °C
1.2 – Utilizando a mesma proveta merca 100 mL de água e adicione ao béquer de 250 mL. Aqueça-o até cerca de 50 °C. O aquecimento pode ser feito utilizando o fogareiro junto à tela de amianto
1.3 – Após o aquecimento retire o Becker do fogareiro, coloque-o sobre a bancada medindo a temperatura da água (T2) e anotando-a. T2 = °C
1.4 – Mistura a água aquecida com a água que já está no calorímetro e coloque o termômetro em contato com a mistura. Observe atentamente o termômetro e anote a temperatura quando o equilíbrio térmico forestabelecido no interior do calorímetro (Tf), ou seja, no momento em que o termômetro não apresenta significativa variação de temperatura. Tf = _ °C
EXPERIMENTO 2: DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO OBS: Caso o calorímetro ainda esteja quente, resfrie-o em água corrente até que atinja a temperatura ambiente.
2.1 – Após a lavagem, escorra a maior quantidade de água possível e em seguida adicione 100 mL da solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L, preparada no experimento
2, no calorímetro. Meça e anote a temperatura. TNaOH = °C
2.2 – Em uma proveta limpa e seca, coloque 100 mL de solução de HCl 0,5 mol/L. Meça e anote a temperatura. THCl = °C
2.3 – Após medir a temperatura da solução de ácido clorídrico (HCl) e anotar o seu valor misture-a juntamente com a solução de hidróxido de sódio (NaOH) que está no calorímetro. Tampe o calorímetro e meça o maior valor de temperatura observado.
Tf = °C
Questões de estudo:
1.	Explique a necessidade em determinar a constante calorimétrica, em um calorímetro, antes de realizar um experimento?
2.	Utilizando os valores de temperatura encontrados no primeiro experimento determine a constante calorimétrica em calorias e em Joule, ambos por °C. Considere os valores do calor específico da água como 1 cal/g °C ou 4,18 J/g °C para energia dada em caloria ou em joule, respectivamente).
3.	Com os dados coletados durante o experimento 2, encontre o valor da entalpia de neutralização do ácido clorídrico (HCl) com o hidróxido de sódio (NaOH).
ESTUDOS DOS GASES E ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE
QUÍMICA
ORIENTAÇÃO PARA TÉCNICO DE LABORATÓRIO
Material para os experimentos por turma com 5 grupos:
- bacia de plástico;
- Kitassato com mangueira adaptada com rolhas;
- fita adesiva;
- sonrisal;
- suporte universal e garra (duas);
- Proveta de 100 mL;
- pinça metálica para embeber o algodão com o ácido e a base concentrados;
- algodão
- HCl concentrado;
- NH4OH concentrado;
- lamparina com álcool PA;
- bexiga.
APRESENTAÇÃO
Dentre os estados físicos da matéria, o estado gasoso é o de mais fácil compreensão, pois seu comportamento nos auxilia no entendimento de algumas das propriedades dos líquidos e sólidos tendo em vista que as leis que regem este estado da matéria desempenham um importante papel no desenvolvimento da teoria atômica da matéria e da teoria cinética dos gases. Nesta aula, realizaremos alguns experimentos que evidenciam algumas dessas leis, bem como demonstraremos uma das formas de coleta de gases. Para isso, faremos uma breve revisão dos conceitos necessários ao entendimento dos experimentos desenvolvidos aqui.
OBJETIVOS
 Conhecer procedimentos de determinação experimental da densidade de um gás;
 Verificar o fenômeno da difusão de gases a partir de reagentes líquidos;
 Relacionar o modelo cinético molecular no estudo dos gases;
 Discutir propostas de ensino para o conteúdo dos gases no ensino básico.
REALIZANDO OS EXPERIMENTOS Experimento 1
1.1 – Utilizando uma garra e um suporte, prenda o tubo de difusão em posição horizontal.
1.2 – Pegue dois pequenos chumaços de algodão e deixe-os roliço de forma que possam ser colocados nas extremidades do tubo de vidro.
1.3 – Antes de colocar cada um dos chumaços de algodão no tubo, vá para capela ponha as luvas e coloque, ao mesmo tempo em uma extremidade do tubo, um pequeno chumaço de algodão com 10 gotas de ácido clorídrico e na outra extremidade um chumaço de algodão embebido com 10 gotas de hidróxido de amônio. Imediatamente, tampe as extremidades com rolhas, como mostra a Figura 1, em seguida marque o tempo no relógio. Tempo inicial: 	
Figura 1: aparato de ilustração do experimento 1
1.4 – Feche cada uma das extremidades do tubo de vidro com uma rolha e observe a formação de uma nuvem branca dentro do tubo. Após a formação da nuvem, anote o tempo final. Tempo Final: 	
1.5 – Faça um traço no tubo, onde foi formada a nuvem branca, com o pincel atômico.
1.6 – Anote o tempo gasto até a formação do anel (Tg = Tf – Ti).
Tempo gasto (Tg): 	
1.7 – Meça com a régua ou fita métrica as distâncias entre as extremidades da ponta do algodão com cada um dos reagentes até o local onde ocorreu a formação do anel. Distância entre a extremidade do algodão com HCl ao anel: 	
Distância entre a extremidade do algodão com NH4OH ao anel: 	
Atividade 1
Calcule a taxa de difusão da amônia (NH4) e explique por que os gases possuem diferentes taxas de efusão no tubo.
Experimento 2
2.1 – Em um Kitasato de 125 mL, coloque cerca de 40 mL de água destilada. Em seguida, pese o conjunto.
Massa (m1) = g
2.2 – Encha uma pequena bacia de plástico até aproximadamente 2/3 de água de seu
volume.
2.3 – Encha completamente a proveta de 100 mL com água e, tapando-a com a mão, vire-a para baixo, mergulhando em seguida na bacia de plástico. (Atenção, não deixe entrar bolhas de ar na proveta).
2.4 – Adapte o tubo de vidro à mangueira de látex e, em seguida, adentre a boca da
proveta na extremidade livre do tubo, como mostra a Figura 2.
Figura 2 - Aparato de ilustração do experimento 2
2.5 – Pese aproximadamente 1 g comprimido de sonrisal e anote a massa pesada.
Massa (m2) = g
2.6 – Some a massa do kitasato com água e a massa do sonrisal e considere como
massa 3.
Massa (m3) = m1 + m2 = g
2.7 – Com toda a aparelhagem montada, como mostra Figura 2, retire a rolha do erlenmeyer, coloque dentro dele o pedaço de sonrisal e, rapidamente, tampe o frasco e prenda-o novamente no suporte. Espere terminar a efervescência até que todo o gás
produzido seja recolhido na proveta.
Atenção – Evite vazamento de gás pela rolha e cuidado para não utilizar muito sonrisal, pois assim, o gás formado não caberá na proveta e o experimento não poderá ser válido.
2.8 – Nivele a água da proveta com a água da bacia para que você possa ler à medida do volume do gás coletado. Faça a medida do volume na proveta. Anote o volume. Caso o volume ultrapasse a marca da proveta, utilize a régua para continuar a medição.
V = mL
2.9 – Após a coleta de gases, desmonte o kitasato e pese-o novamente com a água e o que restou do comprimido. Anote a nova massa (m4). m4 = g
2.10 – Calcule a massa do gás coletado:
mgás = m3 – m4 = g
Atenção – A massa de gás coletado é muito pequena, portanto, é necessário muito
cuidado nas pesagens dos valores de m3 e m4, pois estes podem ser muito próximos.
Atividade 2
Qual o gás coletado sobre a água? Apresente uma reação que ilustra a decomposição do sonrisal em água. Determine a densidade do gás coletado sobre a água.
Experimento 3
3.1 – Coloque 2 mL de água de água destilada em um tubo de ensaio e prenda um balão de festas na boca do tubo.
3.2 – Adapte o tubo de ensaio a uma pinça de madeira e leve-o até as proximidades da
lamparina contendo álcool etílico, como mostra a Figura 3, e observe o que acontece.
2 mL água destilada
Figura 3 - Aparato de ilustração do experimento 3
3.3 - Afaste a lamparina do tubo de ensaio e observe o que acontece com o balão.
ESTUDO QUALITATIVO SOBRE OS ASPECTOS QUE ALTERAM A TAXA NA QUAL AS REAÇÕES QUÍMICAS ACONTECEM E OS ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO DE QUÍMICA
APRESENTAÇÃO
O ensino da química se apoia em três eixos constitutivos, a saber: as transformações químicas, as propriedades dos materiais e os modelos constitutivos dos materiais. A partir destes eixos, o estudo da cinética química envolve vários conceitos tais como os fatores que influenciam a rapidez das transformações químicas e os modelos para prever, estudar e inferir os fenômenos. No que se refere às transformações químicas enfoca os aspectos dinâmicos destas, entre eles reconhecer e identificar transformações químicas que ocorram em diferentes intervalos de tempo e, identificar variáveis que podem modificara rapidez de uma transformação química (concentração, temperatura, pressão, estado de agregação, catalisador e afinidade química). Com relação aos modelos de constituição das transformações químicas propõe e utiliza modelos explicativos para compreender a rapidez das transformações químicas.
Paralelamente a pesquisa em educação química sinaliza que entre as principais dificuldades dos alunos podemos citar o fato de muitos alunos acreditarem que a reação no sentido inverso não começa até que tenha finalizado a reação no sentido direto ou ainda que os mecanismos de reação não implicam na ruptura das ligações.
Um pouco de conteúdo químico
Durante uma reação química implicam em alterações nas ligações químicas que formam uma nova molécula e uma variação das interações intermoleculares que atuam no sistema. Para conhecer como uma reação se processará é necessário o controle de muitas variáveis. A partir do interesse em se conhecer como a reação ocorre, é que a cinética química nasce no período de 1850 a 1870 através da lei de ação das massas a qual leva ao conceito de velocidade. Este, por sua vez, apresenta uma relação entre concentração dos reagentes e o tempo. Entretanto, para obter tal relação é necessário utilizar outra definição de velocidade, na qual é definida segundo conceitos da física como sendo a variação de alguma quantidade intensiva relativa ao sistema no qual está ocorrendo a reação química em relação ao tempo. A variável de um processo cinético é a quantidade de material que é transformada em um determinado tempo, sendo representada pela “massa” ou pelo “mol” de qualquer um de seus componentes. A primeira é descartada em função da lei de Proust e o mol é uma grandeza extensiva sendo transformado em grandeza intensiva a partir da sua divisão pelo volume do sistema, isto é, a concentração molar. Assim, para uma reação aA + bB → C + D, a equação da velocidade é dada pela expressão genérica v = k [A]a [B]b, onde a e b não são, necessariamente, o coeficiente estequiométrico da reação, mas valores determinados experimentalmente e chamados de ordem da reação. Assim, o termo velocidade emerge dos conceitos da física e ao integrá-lo as transformações químicas implica na rapidez em que os reagentes são transformados em produtos.
A rapidez de uma reação pode ser quantificada medindo-se o taxa de desaparecimento de um reagente ou de aparecimento de um produto e as variáveis como pressão, temperatura, concentração, fatores físicos dos reagentes e catalisadores e análise dos produtos formados. No caso da variável concentração, em geral, quanto maior for a concentração dos reagentes mais rápido se processa a reação. Isso porque ao se aumentar o nº de moléculas por unidade de volume, geralmente são mais frequentes os choques entre as moléculas reagentes e, consequentemente, aumenta a rapidez da reação. Com o consumo dos reagentes, a velocidade tende a diminuir. Quando os reagentes são gases, há uma variação na pressão o que significa uma mudança na concentração e uma variação na velocidade. Entretanto, a dependência da velocidade da reação em relação à concentração dos reagentes está, intimamente, relacionada ao rumo da direção. Em alguns casos, o aumento na concentração de um reagente não tem efeito algum na rapidez de uma reação. Isso é o que ocorre nas reações em que seus reagentes possuem ordem zero. Outra variável é a temperatura, pois favorece um crescimento da energia cinética das moléculas, aumentando o nº de choques entre as moléculas dos reagentes e, consequentemente altera a velocidade. Estas variáveis se baseiam na teoria das colisões. Mas, se cada colisão resultasse em uma reação química, então todas seriam muito rápidas. Um modelo explicativo para a variação nas velocidades se deve a energia de ativação, quer dizer, para que duas moléculas reajam entre si é necessário que, ao se encontrarem, possuam uma energia cinética superior a um valor determinado. Portanto, um aumento na temperatura, em geral, aumenta a rapidez da reação porque a energia fornecida provoca um aumento na energia cinética média das moléculas reacionais, aumentando o nº de colisões. Outra variável é o catalisador, podendo também retardar a rapidez, sendo chamado de inibidor. Ao final da reação o catalisador permanece quimicamente inalterado.
OBJETIVOS
- Observar experimentalmente alguns fatores que influenciam a velocidade de uma reação.
INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO NA TAXA NA QUAL A REAÇÃO ACONTECE
Para investigar como as variações de concentração afetam a velocidade de uma reação usaremos uma reação relógio clássica conhecida como reação de Landolt que consiste na mistura de duas soluções:
Solução A - solução ácida de iodato de potássio e Solução B - solução de bissulfito de sódio contendo amido.
Esta reação consiste na oxidação lenta do íon iodeto a iodo (eq.2), seguida da redução rápida do iodo novamente a iodeto (eq.3). O experimento foi planejado de modo a esgotar, depois de certo tempo o agente redutor, permitindo que prevaleça a reação lenta de oxidação do iodeto a iodo. A etapa inicial da reação pode ser representada pela equação (1) lenta
IO3-(aq) + 3HSO3-(aq)  I-(aq) + 3SO42-(aq) + 3H+ (aq) (lenta) (eq.1)
Como a concentração dos íons iodato (IO3-) é maior que a concentração dos íons bissulfitos (HSO3-), os íons iodetos formados nesta reação, reagem com os íons iodatos restantes, formando iodo:
5I-(aq) + IO3(aq) + 6H+(aq)  3I2(s) + 3H2O(l) (lenta) (eq.2)
O iodo molecular, por sua vez, forma com o amido existente na solução complexos de coloração azul. Esta reação, de forma simplificada, pode ser representada por:
I2(s) + I-(aq) + amido(aq)  amido-I3-(aq) (rápida) (eq.3)
PROCEDIMENTO
- Prepare 5 tubos de ensaio com diferentes concentrações de KIO3, de acordo com a tabela 1 abaixo:
Tabela 1
	Nº tubos
	Volume de solução KIO3 (mL)
	Volume de H2O (mL)
	1
	2,50
	0,00
	2
	2,00
	0,50
	3
	1,50
	1,00
38
4 1,00 1,50
- Adicione ao 1º tubo 5mL da solução de bissulfito de sódio com amido e dispare o cronômetro, imediatamente, agitando o tubo de ensaio em movimentos circulares.
OBS: Só dispare o cronômetro no instante em que as soluções entrarem em contato.
- Observe cuidadosamente o término da reação (caracterizado pelo aparecimento de uma coloração azul). Ao final da reação pare o cronômetro e determine o tempo, em segundos, da reação. Anote os resultados na tabela 2 abaixo. Repita o procedimento para os tubos restantes (numerados de 2 a 4).
Tabela 2: Resultados do experimento 1
	
	Tubo 1
	Tubo 2
	Tubo 3
	Tubo 4
	Tempo de
reação
	
	
	
	
	Características
iguais
	
	
	
	
	Características
diferentes
	
	
	
	
Questionamentos
a) Descreva o que aconteceu nos tubos?
b) Compare os tubos e proponha uma hipótese explicativa para o que você observou.
ESTUDO QUALITATIVO SOBRE O EQUILÍBRIO QUÍMICO E OS ASPECTOS RELACIONADOS AO ENSINO
ORIENTAÇÃO PARA TÉCNICO DE LABORATÓRIO
Material para os experimentos por turma com 5 grupos:
- garrafas de 1 litro (plástico ou de vidro) – ver figura;
- tampa da garrafa presa a mangueira (ver figura);
- fita adesiva;
- bicarbonato de sódio;
- fenolftaleína;
- vinagre;
- lamparina com álcool PA;
- solução de NH4OH 0,05M;
- gelo;
APRESENTAÇÃO
Considerando os focos de interesse do ensino de química, como estando apoiado em três eixos constitutivos: as transformações químicas, as propriedades dos materiais e os modelos constitutivos dos materiais, o tema Equilíbrio Químico pode ser articulado a outros temas, tais como, reação química, reversibilidade das reações, cinética, etc. Essa articulação destaca a importância da compreensão dos aspectos dinâmicos das transformações, o significado da constante de equilíbrio e, principalmente, a diferença entre o fenômeno e a sua representação. Sobre isto, podemos retomar a discussão de que, de um ponto de vistadidático, é possível destacarmos três aspectos do conhecimento químico: o macroscópico (fenomenológico), o submicroscópico (teórico) e o representacional (simbólico). No ensino-aprendizagem da química é necessário que o aluno reconheça as interações entre os diferentes níveis apresentados e possa “movimentar-se” neles.
No estado de equilíbrio químico não é observado macroscopicamente alterações no sistema, a coexistência de reagentes e produtos nesses sistemas é uma característica fundamental que implica também em uma constância das concentrações das espécies, associada ao fato da igualdade das velocidades de reação, tanto de formação dos produtos (direta), como de produção dos reagentes (inversa). Nesse sentido, explicar essas observações utilizando modelos para a constituição das substâncias permite
enfatizar as relações entre o fenômeno, os modelos atômico-moleculares e as suas representações (a linguagem simbólica), tais como, a equação química com dupla seta e a constante de equilíbrio.
Para os casos em que o sistema em equilíbrio experimenta mudanças em suas variáveis tais como, a concentração das espécies, a temperatura e a pressão (para substâncias no estado gasoso), é possível explicar e prever o comportamento do sistema frente a essas mudanças utilizando o Princípio de Le Chatelier.
O princípio de Le Chatelier pode ser enunciado da seguinte forma:
“Quando uma ação externa é imposta a um sistema químico em equilíbrio, essa
alteração provocará uma reação do sistema de maneira a restabelecer o equilíbrio”
Essa elaboração teórica permite prever, por exemplo, que se adicionarmos uma quantidade de reagente em um sistema em equilíbrio ocorrerá um consumo do reagente adicionado para se restabelecer o equilíbrio, implicando uma maior formação de produto. Ou ainda, que para uma reação endotérmica, o aquecimento do sistema favorece a formação dos produtos e para uma reação exotérmica a adição de energia na forma de calor ao sistema favorece um aumento na concentração dos reagentes.
 OBJETIVOS
- Identificar variáveis que influenciam no estado de equilíbrio químico;
- Explicar alterações em sistemas de equilíbrio químico utilizando o Princípio de Le
Chatelier.
EXPERIMENTO 1: EFEITO DA VARIAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO
1. Enrole uma fita crepe em torno de uma das pontas do pedaço de borracha
(mangueira) flexível, o suficiente para que ela encaixe na abertura da garrafa.
2. A seguir, coloque no béquer, 50 mL de água, uma pitada de bicarbonato de sódio e algumas gotas de fenolftaleína até coloração rosa (indicativa de solução básica).
3. Após isso, coloque na garrafa, 100 mL de vinagre (ácido acético) e adicione uma colher de café de bicarbonato de sódio. Imediatamente, encaixe o pedaço de borracha na garrafa, mantendo a outra extremidade dentro da solução de bicarbonato até observar
uma mudança de coloração no sistema.
Fluxo de CO2
Reação em equilíbrio
Coloração rósea
Produção de CO2
Atividade I:
(1) Escreva a equação química que representa o fenômeno observado.
(2) Explique com base no princípio de Le Chatelier a mudança ocorrida no sistema.
EXPERIMENTO 2: EFEITO DA VARIAÇÃO DE TEMPERATURA
1. Prepare inicialmente um béquer com gelo. (2) Adicione a um tubo de ensaio a solução de hidróxido de amônio (NH4OH) de modo a ocupar 1/3 (um terço) do volume do tubo. (2) Adicione duas gotas de indicador fenolftaleína, observe a coloração e anote. (2) Utilizando a pinça de madeira prenda-a ao tubo e leve-a a chama da lamparina. Deixe lá até observar a mudança de coloração. Anote a cor observada. (3) Retire o tubo de ensaio contendo a solução da chama da lamparina e introduza-o no béquer contendo gelo. Deixe lá até mudança de coloração e anote a cor observada.
Atividade II:
A equação que representa o sistema em equilíbrio na solução da amônia pode ser representada por:
(1) Escreva a equação química que representa o fenômeno observado.
(2) Explique com base no princípio de Le Chatelier as mudanças ocorridas durante o aquecimento e resfriamento do sistema.