Apostila Química Geral Experimental Modificada 1 (1)

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Disciplina de Química Geral Experimental I
	UFAL
	Universidade Federal de Alagoas Instituto de Química e Biotecnologia www.iqb.ufal.br
	Av. Lourival de Melo Mota, s/n Cidade Universitária; Maceió - AL Brasil 57072-970
Tel. 55 82 3214-1347
	IQB
	 
1. Objetivo da disciplina 
Na disciplina de Química Experimental 1, o aluno deverá aprender as técnicas necessárias para realizar e interpretar experimentos que mostrem as propriedades gerais da matéria, sua caracterização e purificação. 
2. Caderno de Laboratório 
Com objetivo de melhor aproveitamento da disciplina, cada aluno deverá ter um caderno exclusivo para a disciplina onde deverão constar todas as informações necessárias para execução e compreensão do experimento a ser realizado. Antes do dia do experimento, a sequência de atividades a serem desenvolvidas deverá ser elaborada e registrada pelo aluno no caderno de Laboratório contendo: 
· Título do experimento e data
· Objetivo da aula experimental
· Esquema do procedimento a ser executado 
3. Relatórios 
Um relatório é um relato detalhado de um experimento científico, geralmente realizado em laboratório. Aprender a elaborar um relatório significa, antes de tudo, aprender a organizar dados, informações e resultados obtidos e transmiti-los de maneira correta, segundo os critérios científicos aceitos no mundo todo. Assim, o relatório faz parte do experimento. Devido a importância de se saber escrever bem dados científicos, o que também é de extrema importância para professores, após a realização de alguns experimentos desta disciplina, cada equipe de alunos elaborará um Relatório Cientifico. Este deverá ser entregue, impreterivelmente, uma semana após a execução do trabalho experimental. Nesse relatório deverão contar obrigatoriamente, e na sequência indicada abaixo, os seguintes itens: 
1- Capa 
2- Introdução 
3- Objetivos 
4- Parte Experimental 
4.1- Materiais (Reagentes, Vidraria, Equipamentos) 
4.2- Métodos (Descrição dos procedimentos) 
5- Resultados e Discussão 
6- Conclusões 
7- Referências Bibliográficas 
A seguir são apresentados alguns esclarecimentos para preparação de cada item.
Capa 
A capa do relatório deverá conter: o nome da instituição, o nome dos autores, título do experimento e local/data de realização do experimento. A Figura 1 apresenta um modelo de capa em papel A4. 
Figura 1: Modelo de capa para relatório científico em papel A4 
Universidade Federal de Alagoas
Instituto de Química e Biotecnologia
Nome completo dos alunos
Título do Experimento
Maceió-AL
Mês/Ano
	
Resumo
Consiste na descrição resumida do experimento e dos resultados obtidos, com a finalidade de dar uma ideia global do que foi feito sem a necessidade da leitura de todo o relatório. O resumo corresponde ao abstract de um artigo cientifico e não deve ultrapassar 5 linhas. 
Introdução 
Compreende uma breve descrição do assunto central do experimento, de modo a apresentá-lo ao leitor, ou seja, inteirá-lo do que será feito e o por que da realização do experimento. Uma introdução pode conter também uma descrição teórica sobre o objeto em estudo extraída de livros e/ou textos relacionados ao assunto. Entretanto, não pode ser a cópia de um texto ou de qualquer outra referência pesquisada, mas sim uma redação que oriente o leitor para o problema estudado e sua importância. 
Objetivos 
Parte do relatório onde são apresentados os objetivos específicos do experimento, ou seja, o que realmente se quer observar. Este item pode ser o último parágrafo da introdução. 
Parte experimental 
Deve conter uma descrição precisa e detalhada dos procedimentos utilizados, inclusive modificações que tenham sido feitas no roteiro, informando todos os dados importantes como qualidade dos reagentes, solventes, tempo, temperatura da reação, métodos de análise, etc. Deve conter uma lista dos materiais, instrumentos, reagentes e soluções utilizadas. 
Resultados e discussão 
Esta seção é uma das mais importantes de um relatório. Primeiramente, os resultados obtidos devem ser apresentados da forma mais clara e completa possível, na forma de tabelas, gráficos, equações químicas, cálculos etc. Os dados devem estar inseridos dentro de um texto, seguindo uma sequência lógica e de fácil entendimento. Em seguida, os resultados obtidos devem ser discutidos, ou seja, comentados pelos autores. Devem discutir possíveis fontes de erro, correlacioná-los com os dados obtidos; e sempre que possível comparar os resultados obtidos com os da literatura. Estes itens podem, opcionalmente, ser apresentados separadamente. 
Conclusão 
Constitui numa análise crítica e resumida do trabalho todo tendo relação estreita com os objetivos propostos. Neste item deve ser verificado se os objetivos específicos foram atingidos, podendo-se ainda fazer proposições que levem a melhores resultados. 
Bibliografia 
É a lista de livros ou obras de referência e artigos de revistas utilizados na confecção dos relatórios. No texto, deve haver citação de referência usando-se números entre colchetes para as referências (Exemplo: [1]). As referências bibliográficas devem ser apresentadas segundo as normas da ABNT, como exemplificado abaixo: 
a) Para citar livros: 
1- KOTZ, J.C., TREICHEL Jr., P. Química e Reações Químicas, 4a ed., Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002.p.250-71. v.I. 4 
b) Para citar páginas da Internet: 
1- http://www.ufsj.edu.br. Acesso em: 11 março 2008. 
Avaliações 
Na avaliação de desempenho do aluno na disciplina serão consideradas as notas dos relatórios, de 2 provas escritas e pré-testes. As provas constarão de questões relacionadas com o conteúdo dos experimentos que as antecederam e terão o valor de 6,0 pontos cada. O valor das notas de relatórios será de 3,0 pontos e os pré-testes de 1,0 que serão distribuídos no decorrer do semestre. 
Normas de Segurança no Laboratório
A ocorrência de acidentes em laboratórios, infelizmente, não é tão rara como se possa parecer. Visando diminuir a ocorrência e a gravidade destes eventos, é absolutamente imprescindível que sejam observadas as normas de segurança, descritas abaixo, durante os trabalhos em laboratório: 
1- Siga rigorosamente as instruções específicas do professor;
2- Localize os instrumentos antiincêndio e se familiarize com o seu uso;
3- Certifique-se do funcionamento dos chuveiros de emergência;
4- Nunca fume no laboratório;
5- Use sempre avental apropriado sob pena de não poder assistir a aula pratica e sofrer as punições previstas pela ausência em cada disciplina;
6- Nunca deixe frascos abertos ou próximos à chama;
7- Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja extremamente cuidadoso ao manusear quaisquer substâncias;
8- Todas as experiências que envolvem liberação de gases ou vapores tóxicos devem ser realizadas na capela (Câmara de exaustão);
9- Sempre que proceder à diluição de um ácido ou hidróxido concentrado, adicione-o lentamente, sob agitação, sobre a água, e não o inverso;
10- Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a extremidade aberta do tubo para si ou para outra pessoa próxima;
11- Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos;
12- Sempre que possível trabalhe com óculos de proteção;
13- Ao introduzir rolhas em vidrarias, umedeça-a convenientemente e enrole a peça de vidro em uma toalha para proteger as mãos;
14- Quando for testar produtos químicos pelo odor não coloque o frasco sobre o nariz. Desloque, com as mãos os vapores que se desprendem do frasco a sua direção;
15- Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento prolongado ou que envolva grande quantidade de energia;
16- Ao se retirar do laboratório verifique se não há torneiras (água e gás) abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todo equipamento limpo e lave as mãos. 
Em um laboratório químico, devemos observar alguns símbolos de advertência para o manuseio de reagentes e a execução de procedimentos.Alguns destes símbolos são comuns em rótulos de reagentes e nas entradas de laboratórios. Assim, é importante saber o significado destes símbolos para que sejam tomados os cuidados necessários.
Acidentes mais comuns em laboratório e primeiros socorros
1 Queimaduras
1.1 Queimaduras causadas por calor seco (chamas e objetos aquecidos) 
No caso de queimaduras leves, aplicar vaselina liquida; - No caso de queimaduras graves, cobri-las com gaze esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%; - Procurar um médico imediatamente; 
1.2 Queimaduras por ácido 
Lave o local imediatamente com água em abundância, durante cerca de cinco minutos. A seguir, lave com solução saturada de bicarbonato de sódio e novamente com água. 
1.3 Queimadura por álcalis (bases) 
Lave imediatamente o local atingido com bastante água durante cinco minutos. Trate com solução de ácido acético a 1% e lave novamente com água.
 
2 Ácido nos olhos: 
Nos laboratórios existem lavadores de olhos acoplados aos chuveiros de emergência. A lavagem deve ser feita por quinze minutos, após a qual se aplica solução de bicarbonato de sódio a 1%. 
3 Álcalis nos olhos 
	Proceder como no item anterior, substituindo a solução de bicarbonato de sódio por uma de ácido bórico a 1%. 
4 Intoxicação por gases 
Remova a vítima para um ambiente arejado deixando-o descansar. 
5 Ingestão de substâncias tóxica 
Deve-se administrar uma colher de sopa de “antídoto universal”, que é constituído de: duas partes de carvão ativo, uma de oxido de magnésio e uma de ácido tônico (vitamina do complexo B). 
Normas e Procedimentos no laboratório.
 
1- O aluno deverá possuir a apostila contendo todos os roteiros das aulas práticas ministradas no corrente período letivo;
2- O aluno não poderá fazer a prática sem o roteiro da mesma;
3- É obrigatório o uso do avental em todas as aulas práticas;
4- É proibido fumar e comer nos laboratórios;
5- É proibido usar qualquer material do laboratório sem autorização do técnico responsável;
6- O laboratório não deverá ser usado como sala de estudo;
7- O aluno é responsável pelo material que será usado nas aulas práticas, portanto, deverá ter o cuidado de não o quebrar ou estragá-lo;
8- Avisar imediatamente o professor ou técnico em caso de acidente;
9- Colocar todos os resíduos de reação em frascos apropriados.
Roteiros das Aulas Práticas
Experimento 1: Manipulação de vidrarias, balanças e representação de medidas
A Técnica de Pesagem - o uso da balança 
1. Objetivo 
Apresentar algumas técnicas de laboratório e saber escrever os resultados de medidas experimentais (uso de Algarismos Significativos).
 
2. Introdução 
2.1 Técnicas de uso de alguns recipientes volumétricos 
2.1.1. Proveta
Deve ser usada na posição vertical. Para esvaziar o líquido, entorne-a vagarosamente, mantendo-a inclinada até o completo escoamento. 
2.1.2 Balão volumétrico
Mantenha-o sempre na vertical. Para despejar um líquido dentro dele, use um funil. Essa operação se dá por etapas, homogeneizando (agitando o balão) com frequência a mistura que está sendo preparada. Para aferição, coloque o balão sobre a bancada e faça a leitura. Após isso, tampe e faça total homogeneização com movimentos giratórios lentos. 
2.1.3. Pipeta
A pipetagem deve ser executada de modo metódico e cuidadoso. A pipeta deve estar completamente limpa para que, ao escoar o líquido, não sobrem gotas nas paredes internas. A técnica de pipetar consiste em fazer sucção em sua extremidade mais larga com a boca ou a pera de borracha (dependendo do liquido a ser pipetado) e imediatamente obstruir esta extremidade com o dedo indicador. Para ajustar o menisco ou escoar o líquido, encoste a ponta da pipeta na parede interna do recipiente e deixe o líquido escorrer. Para escoar o líquido basta diminuir a pressão do indicador sobre ela.
 
2.1.4 Bureta
Lembre-se sempre de fechar a torneira de escoamento e com auxílio do funil encha a bureta com a solução desejada. Retire o ar contido entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. Acerte o menisco. 
2.2 Técnica para efetuar medida de volumes de líquidos 
 	Ao se colocar um determinado líquido em um recipiente para efetuar a medida de seu volume, a linha divisória entre o líquido e o ar denomina-se menisco e esta é utilizada como referência para a leitura do volume.
Para a maioria dos líquidos, o menisco apresenta um mínimo na região central do aparelho de medida. Isto ocorre, devido à superioridade das forças adesivas (líquido-recipiente) em relação às forças coesivas (líquido-líquido).
Se o líquido for transparente, deve-se utilizar o ponto de mínimo para efetuar a leitura. Se for opaco, utiliza-se a parte superior.
Em alguns casos, as forças coesivas (líquido-líquido) são maiores que as forças adesivas (líquido-recipiente) daí o menisco apresenta um máximo, o qual deve ser utilizado como referência para leitura.
Para efetuar a leitura do volume de um líquido, procure sempre se posicionar de modo que a sua linha de visão fique alinhada em relação à superfície do líquido, como ilustrado nas figuras 1. Este procedimento evita erros de leitura decorrentes de mau posicionamento de seu olho em relação à altura do menisco do líquido. 
Figuras 1. Modo correto de leitura do menisco. 
 
Na figura 2, é ilustrada uma parte da escala de uma proveta de 100 mL, cuja menor divisão é 1 mL, onde o menisco está localizado entre 90 e 91 mL. 
 
→ Como você expressaria esse valor de volume? 
Figura 2. Visão expandida de parte da escala da proveta 100 mL 
 
O volume poderia ser expresso, por exemplo, como 90,1 mL ou 90,3 mL, dependendo da escolha aleatória de cada um.
Nota-se então que o último algarismo não se tem muita certeza sobre seu real valor. Em consequência disto, o último algarismo é chamado de algarismo duvidoso e sua avaliação, através de subdivisões imaginárias varia de pessoa para pessoa e caracteriza assim um erro associado à medida.
Assim, lembrando que os números podem ser exatos (são números com nenhuma incerteza, por exemplo, o número de jogadores de um time de futebol) ou aproximados (resultam de medidas diretas ou indiretas e apresentam algum grau de incerteza, por exemplo, volume lido na proveta) tem-se que prestar atenção aos dois termos que descrevem a confiança de uma medida experimental: a exatidão e a precisão. 
A exatidão é relativa ao verdadeiro valor da quantidade medida e a precisão é relativa à reprodutibilidade do número medido. Por exemplo, imagine um lápis de exatamente 22 cm. O comprimento do lápis é medido com um dispositivo que permite aproximações de 0,01 cm. Seis medidas foram realizadas separadamente, e o valor foi calculado. Os valores medidos são:
20,14 cm
20,17 cm
20,12 cm
20,16 cm
20,15 cm
___20,12 cm___ 
Média = 20,14 cm
Embora estes números oscilem em torno da média, nenhuma medida está próxima do verdadeiro valor do comprimento do lápis (22 cm). Como a reprodutibilidade do comprimento medido (20,14 cm) é boa (nenhuma medida difere por mais de 0,03 cm do valor médio), sua precisão é considerada alta. Mas os números individuais (e sua média) não estão próximos do verdadeiro comprimento do lápis, e, portanto, a exatidão do resultado é considerada baixa.
Assim, para escrever corretamente os resultados das medidas experimentais, tem-se que considerar a precisão do aparelho utilizado e, para isso, tem que se fazer uso dos Algarismos Significativos.
2.3 Algarismos Significativos 
Todas as medidas físicas possuem um certo grau de incerteza. Sempre que é feita uma medida, há uma limitação imposta pelo equipamento usado. Assim, um valor numérico que é o resultado de uma medida experimental, terá uma incerteza associada a ela, ou seja, um intervalo de confiabilidade chamado de “erro” experimental. Quando se faz uma medida, procura-se manter esta incerteza em níveis baixos e toleráveis, de modo que o resultado possua uma confiabilidade aceitável, sem a qual a informação obtida não terá valor.
A importância dos algarismos significativosaparece quando é necessário expressar o valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. Esse valor pode ser obtido diretamente (por exemplo: a determinação da massa de uma substância por pesagem ou a determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou uma bureta) ou indiretamente, a partir dos valores de outras grandes medidas (por exemplo: o cálculo da concentração de uma solução a partir da massa do soluto e do volume da solução).
Quando se fala em algarismos significativos de um número, está se referindo aos dígitos que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último algarismo seja duvidoso, não importando a posição da vírgula. O número de algarismos significativos expressa a precisão de uma medida e não depende do número de casas decimais. Assim, quando se quer expressar a massa de 15,1321 g em unidades de miligramas, deve-se representá-la por 15132,1 mg. No primeiro caso, têm-se quatro casas decimais e no segundo, apenas uma. Entretanto, nos dois casos têm-se seis algarismos significativos. Assim também os números 1516; 151,6; 15,16; 1,516 e 0,1516 contêm quatro algarismos significativos, independentemente da posição da vírgula. Outro exemplo: se você faz uma leitura de um volume contido numa proveta e acha que esse volume é mais bem indicado como 90,2 mL, o seu resultado possui três algarismos significativos, dentre os quais os dígitos nove e zero são conhecidos com certeza, enquanto o dois é o duvidoso.
Dessa forma, um volume de “20 mL” deve ser expresso como: 
a) 20,00 mL se a menor divisão da proveta utilizada for 0,1 mL
b) 20,0 mL se a menor divisão da proveta utilizada for 1 mL
c) 20 mL se a menor divisão da proveta utilizada for 10 mL 
Outros exemplos:
	Medida
(Em gramas)
	Notação Científica
(Potência de dez em gramas)
	Número de algarismos significativos
	0,0062
	6,2*10-3
	2
	0,62000
	6,2000*10-1
	5
	33,0245
	3,30245*101
	6
	20,010
	2,0010*101
	5
É importante observar que: 
Os zeros são significativos quando fazem parte do número e não são significativos quando são usados somente para indicar a ordem de grandeza. Assim, os zeros situados à esquerda de outros dígitos não são significativos, pois nestes casos são usados apenas para indicar a casa decimal. Se for necessário expressar 11 mg em gramas, escreve-se 0,011 g, que continua a ter apenas dois algarismos significativos. Assim, por exemplo:
	Medida
(Em gramas)
	Notação Científica (10(-) x)
(Em gramas)
	Número de algarismos significativos
	0,1516
	1,516*10-1
	4
	0,01516
	1,516*10-2
	4
	0,001516
	1,516*10-3
	4
	0,0001516
	1,516*10-4
	4
Os zeros colocados à direita de outros dígitos somente são significativos se forem resultado de uma medida. Não são significativos se apenas indicam a ordem de grandeza de um número. Se a massa de um corpo, por exemplo, for de dois gramas e pesada numa balança, cuja precisão nos permite escrever 2,0 g, o zero é significativo, pois é o resultado de uma medida. Se desejar reescrever esta medida em mg ou micrograma, escreve-se respectivamente, 2,0.103 mg e 2,0.106 μg.
2.3.1 Operações com algarismos significativos 
Considerando o caso em que a pesagem de dois objetos, em duas balanças diferentes, indicou os seguintes resultados: m1 = 6,3 g e m2 = 4,17 g, o valor de m1 é indicado com apenas 2 algarismos significativos, sendo o dígito seis, o algarismo significativo conhecido com certeza e o dígito três, o algarismo duvidoso, que foi avaliado da maneira anteriormente ilustrada. Analogamente, o valor de m2 possui três algarismos significativos, sendo os dígitos quatro e um os conhecidos com certeza e o dígito sete, o duvidoso. Qual será a massa total dos dois objetos? Certamente, basta somarmos as massas individuais. Isto, entretanto, requer certo cuidado porque os valores foram obtidos com instrumentos diferentes. Analisaremos, aqui, como proceder nos casos da adição, subtração, multiplicação e divisão de medidas que contêm diferentes números de algarismos significativos.
2.3.1 a) Adição e Subtração
Quando duas ou mais quantidades são adicionadas e/ou subtraídas, a soma ou diferença deverá conter tantas casas decimais quantas existirem no componente com o menor número delas. Assim, ao somarmos os valores das massas m1 e m2:
 6,3
_+ 4,17_
 10,47
O resultado a ser tomado deve ser 10,5 g, uma vez que o número 6,3 tem a menor ordem decimal. Assim, existem regras bem simples para o procedimento de arredondamento de algarismos significativos, a saber:
· Quando o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado é inferior a 5, o algarismo a ser conservado permanecerá sem ser modificado.
Exemplo:
2,14 ao ser arredondado para conter 2 algarismos significativos, tornar-se-á 2,1.
· Se o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado for superior a 5, o último algarismo a ser conservado aumenta de uma unidade.
Exemplo:
7,435 passa a 7,44 e 63,99 passa a 64,0 ao serem arredondados para três algarismos significativos.
· Se o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado for igual a 5:
	Sendo o último algarismo a ser conservado ímpar, ele aumenta de uma unidade.
Exemplo: 
3,5501 ao ser arredondado para conter dois algarismos significativos, torna-se 3,6.
7,635 ao ser arredondado para conter três algarismos significativos, torna-se 7,64.
	Sendo o último algarismo a ser conservado par:
	Se o 5 for seguido de 0, mantêm o mesmo valor do último algarismo. Exemplo: 
3,250 ao ser arredondado para conter 2 algarismos significativos, torna-se 3,2.
8,105 ao ser arredondado para conter 3 algarismos significativos, torna-se 8,10.
	Se o 5 for seguido de qualquer outro número diferente de 0, sobe de uma unidade o último algarismo.
Exemplo:
3, 253 ao ser arredondado para conter 2 algarismos significativos, torna-se 3,3.
Outro Exemplo:
Um pedaço de polietileno pesou 6,8 g numa balança, cuja incerteza é – ou + 0,1g. Um pedaço deste corpo foi retirado e pesado em uma balança analítica, cuja massa medida foi de 2,6367 g. Calcular a massa do pedaço de polietileno restante.
6,8
 _- 2,6367_
 4,1633
A massa do polietileno restante é 4,2 g.
2.3.1 b) Multiplicação e Divisão 
Nestes casos, o resultado deverá conter tantos algarismos significativos quantos estiverem expressos no componente com menor número de significativos.
Exemplo:
Calcular a quantidade de matéria existente nos seguintes volumes de solução de HCl 0,1000 mol.l-1.
- 25,00 mL
Quantidade de matéria = nHCl = 25,00 x 0,1000 x 10-3 = 2,500 x 10-3 mol 
- 25,0 mL 
NHCl = 25,0 x 0,1000 x 10-3 = 2,50 x 10-3 mol 
- 25 mL
NHCl = 25 x 0,1000 x 10-3 = 2,5 x 10-3 mol 
Outro Exemplo:
Na titulação de 24,98 mL de uma solução de HCl foram gastos 25,11 mL de solução de NaOH 0,1041 mol/L. Calcular a concentração de HCl
CHCl = (25,11 x 0,1041) / 24,98 = 0,104642... mol/L
CHCl = 0,1046 mol/L
Quando um cálculo envolver mais de uma operação, após a realização de cada operação, pode-se ou não efetuar o arredondamento para o devido número de algarismos significativos. Por exemplo:
13,428 x (6,2/90,14356) = 13,428 x 0,069 = 0,93
Ou
13,428 x (6,2/90,14356) = 0,923566 = 0,92
Note que no segundo caso, o arredondamento só foi feito após a realização de todas as operações, mostrando que o resultado final depende de como a operação foi feita e da realização ou não de arredondamento a cada etapa do cálculo. Assim, para fins de padronização, os arredondamentos deverão ser feitos somente para o resultado final.
2.4 Calibração de Vidrarias: A exatidão das medidas 
Calibração é o conjunto de operações que estabelece, sob condições especificadas, a relação entre os valores indicados por instrumentos de medição, e os valores, de grandeza, estabelecidos como padrões.
Para maior exatidão de uma medida volumétrica, a vidraria deve ser calibrada para medir o volume que é realmente contido ou transferido. Isso é feito pela medida da massa de água transferida ou contida no recipiente, sendo a densidade da água usada para converter massa em volume. Por esse meio, você podedeterminar, por exemplo, que a sua pipeta particular de 10 mL transfere 10,016 mL e não 10,000 mL.
O balão volumétrico, por exemplo, é calibrado para conter um volume particular de solução numa dada temperatura, quando a parte inferior do menisco é ajustada no centro do traço de aferição no colo do balão. A temperatura do balão e do líquido contido nele é importante porque o líquido e o vidro se expandem quando aquecidos. 
3. Procedimento Experimental
 
3.1 Calibração de uma pipeta volumétrica
Coloque um béquer pequeno (100 mL ou 150 mL) sobre o prato de uma balança e tare-o.
Meça precisamente um volume de água destilada através de uma pipeta volumétrica (por exemplo: 5 ,00 mL ou 10,00 mL).
Verta TODA a água contida no interior da pipeta para o interior do béquer.
Feche o compartimento da balança e espere alguns minutos, até que a temperatura esteja equilibrada. Anote a massa pesada.
Meça cuidadosamente a temperatura da água e anote-a.
Com a tabela densidade versus temperatura da água, extrapole para o valor mais representativo para a densidade, na temperatura medida.
Calcule o volume real da pipeta, levando em consideração as incertezas nas medidas.
Tabela 01: Densidade Absoluta da Água X Temperatura
BACCAN, N.; ANDRADE, J.C. de; GODINHO, º E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3ª edição revista, ampliada e reestruturada. São Paulo: Edgard Blucher, 2001.
3.2 Calibração de um balão volumétrico 
Faça o mesmo procedimento descrito acima, substituindo a pipeta volumétrica pelo balão volumétrico de 50 mL.
Exercícios: 
A partir dos aspectos teóricos, anteriormente discutidos, responda as seguintes questões: 
1º Diga quantos algarismos significativos há em cada um dos seguintes resultados de medidas (por ex. gramas):
	Medidas
	Número de AS
	Medidas
	Número de AS
	4,96
	
	0,003
	
	162,9
	
	0,0030
	
	100,01
	
	4,1 x 10-23
	
	100,00
	
	4,0 x 102
	
	0,223
	
	404
	
2º Num béquer pesando 45,3261 g foi colocado, sucessivamente, cada um dos seguintes materiais (nada foi removido). Diga qual é o peso total depois de cada adição: 
a) 0,0031g de sal		_____________________
b) 1,197g de água		_____________________
c) 27,45g de açúcar	_____________________
d) 38g de leite	 	_____________________
e) 88g de xarope		_____________________
3º Faça as operações aritméticas indicadas, admitindo que cada número é o resultado de uma medida experimental (em gramas): 
a) 1,46 + 4,12 =
b) 12,641 – 1,4 = 
c) 1,42 + 11,196 – 3,8 = 
d) 146,3 – 145,9 = 
e) (26,92 - 1,07) x (4,33 + 5,6) =
f) 1,000 + 436 =
 2,0
4º Mostre os cálculos feitos para determinar o volume do material calibrado, respeitando a precisão dos aparelhos utilizados nas medidas experimentais e usando a densidade relativa à temperatura da água, que se encontra na tabela em anexo.
Bibliografia
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3ª edição revista, ampliada e reestruturada. São Paulo: Edgard Blucher, 2001.
 
HARRIS, DANIEL C. Análise Química Quantitativa. 5ª Edição. Rio de Janeiro: LTC, 2001. 
PEQ-PROJETOS DE ENSINO DE QUÍMICA. Experiências de Química. São Paulo: Moderna, 1979. 
RUSSEL, J.B. Química Geral. Tradução de Divo Leonardo Sanioto et alii. São Paulo: MC Graw-Hill, 1982. 
SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R. C. Introdução à Química Experimental. São Paulo: MC Graw-Hill, 1990. 
Experimento 2: Estudo de propriedades físicas de líquidos: Densidade, miscibilidade e viscosidade
PARTE A: Densidade
1 - Introdução
	A densidade (ou massa específica) de uma substância corresponde à massa dessa substância, que ocupa um determinado volume e é geralmente indicada com a unidade grama por centímetro cubico (g/cm3). A massa de água que ocupa o volume de 1 cm3 à temperatura de 4°C foi utilizada para definir o padrão da unidade de massa de 1g.
	Pode-se observar que as densidades dos líquidos mais usados como solventes variam dentro de uma faixa estreita, entre 0,6 (hidrocarbonetos) e 1,6g/cm3 (tetraclorometano) aproximadamente.
	A densidade de um líquido é uma propriedade física de difícil previsão, pois nela incidem diversos fatores. Porém, se considerarmos uma série de moléculas com características estruturais semelhantes, a natureza dos átomos que compõem as respectivas moléculas nos permite a avaliação de densidades das substâncias, de maneira comparativa ou relativa. Por exemplo, se introduzirmos um ou mais átomos com massa atômica maior que a de um carbono em hidrocarboneto, a densidade aumenta gradativamente, como pode ser observado na série do diclorometano CH2Cl2 (1,327)-triclorometano CHCl3 (1,483)-tetraclorometano CCl4 (1,594), ou na série diclorometano CH2Cl2 (1,327)-dibromometano CH2Br2 (1,542)-diiodometano CH2I2 (3,325).
	Densidade de alguns líquidos a 20°C
	Nome
	Fórmula Empírica
	Densidade (g/cm3)
	n-Pentano
	C5H12
	0,626
	n-Octano
	C8H18
	0,702
	Etanol
	C2H6O
	0,789
	Acetona
	C3H6O
	0,790
	Ciclo-hexeno
	C6H10
	0,810
	Benzeno
	C6H6
	0,879
	Água
	H2O
	1,000
	Ácido acético
	C2H4O2
	1,049
	Etilenoglicol
	C2H6O2
	1,109
	Nitrobenzeno
	C6H5NO2
	1,204
	Glicerina
	C3H8O3
	1,261
	Dimetilsulfato
	C2H6O4S
	1,328
	Clorofórmio
	CH3Cl3
	1,483
	Dibromometano
	CH2Br2
	1,542
	Tetraclorometano
	CCl4
	1,594
	Ácido Sulfúrico
	H2SO4
	1,841
	Diiodometano
	CH2I2
	3,325
2 – Objetivo Geral
· Observar e avaliar algumas propriedades físicas de líquidos e relaciona-las com sua constituição molecular
3 - Materiais e reagentes (para experimentos A – I, II)
Seis tubos de ensaio; estante para tubos de ensaio; solução alcoólica de iodo 10g/L; clorobenzeno; cloreto de sódio sólido; diclorometano; éter etílico; acetato de etila; tolueno e n-heptano ou ciclohexano.
4 - Parte experimental
A) I - Densidade relativa de líquidos puros 
1. Prepare seis tubos de ensaio e acrescente a cada um deles 2 a 3 mL de água e três gotas de solução alcoólica de iodo;
2. Adicione 2 a 3mL dos seguintes líquidos (solventes orgânicos) aos tubos 1 a 6, respectivamente: acetato de etila, diclorometano, clorobenzeno, éter etílico, n-heptano ou ciclohexano e tolueno;
3. Agite o conteúdo dos tubos;
4. Verifique em cada tubo se o respectivo solvente orgânico é mais denso ou menos denso que a água (o iodo ajuda na identificação da fase orgânica, pois é solúvel em solventes orgânicos, gerando uma solução cor-de-rosa ou castanha).
Disposição dos resíduos
· As misturas contendo clorobenzeno ou diclorometano devem ser depositadas em recipientes adequado para coleta de solventes clorados;
· As demais misturas devem ser depositadas em recipientes adequado para solventes orgânicos.
Discussão
1. Qual é o efeito da temperatura sobre a densidade dos líquidos? Justifique.
2. Coloque as seguintes substâncias líquidas em ordem crescente de densidade: bromobutano (C4H9BR), clorobutano (C4H9Cl), dietiléter (C4H10O), dietilsulfeto (C4H10S), iodobutano (C4H9I) e pentano (C5H12). Justifique.
A) II – Densidade em soluções ou misturas líquidas
1. Coloque, em um tubo de ensaio, 2mL de água, 2mL de cloro benzeno (em lugar do clorobenzeno pode ser utilizada uma mistura de diclorometano e acetato de etila na proporção 1:1) e três gotas de solução alcoólica de iodo;
2. Agite o tubo e identifique as duas fases líquidas, fase inferior e fase superior (o iodo é solúvel na fase orgânica gerando uma cor rosa);
3. Acrescente aproximadamente 0,5g de cloreto de sódio. Agite o tubo até dissolução completa do cloreto de sódio;
4. Identifique novamente as duas fases líquidas, fase inferior e fase superior.
Disposição dos resíduos
· A fase orgânica, contendo clorobenzeno ou diclorometano deve ser decantada e depositada em recipiente adequado para coleta de solventes orgânicos clorados;
· A fase aquosa pode ser diluída com bastante água e despejada na pia.
Discussão
1. Interprete a variação das densidades relativas dos dois líquidos ocorrida após adição do cloreto de sódio, sabendo que esse sal é solúvel em água e insolúvel em clorobenzeno.
PARTE B: Miscibilidade de líquidos1 – Introdução
	Enquanto todos os gases são perfeitamente miscíveis entre si, esse não é o caso dos líquidos. Considerando combinações entre dois líquidos (sistemas binários), os componentes podem ser totalmente miscíveis, parcialmente miscíveis ou imiscíveis. Exemplos bem conhecido desse comportamento diferenciado são os sistemas água/álcool (perfeitamente miscíveis) e água/óleo (imiscíveis).
	A miscibilidade ou compatibilidade entre dois líquidos baseia-se na semelhança da constituição das respectivas moléculas e, consequentemente, na semelhança dos tipos de interação intermolecular em cada substância. Assim, o álcool etílico é miscível com água em qualquer proporção, pois os dois componentes são constituídos por moléculas pequenas caracterizadas por funções –OH (água: HOH, etanol: C2H5OH). À medida que aumentamos a cadeia hidrocarbônica do álcool, a molécula perde gradualmente a sua semelhança estreita com a água. Assim, o butanol (C4H9OH) é apenas parcialmente miscível com água e o octanol (C8H17OH) é praticamente imiscível com água.
	Os líquidos mais utilizados como solventes no laboratório ou na indústria podem ser classificados jde acordo com suas polaridades, estimadas a partir dos valores dos momentos de dipolo moleculares ou das dielétricas dos líquidos.
A) Solventes de polaridade elevada (água, etilenoglicol, etc.);
B) Solventes de polaridade média (metanol, etanol, acetona, etc.);
C) Solventes de polaridade baixa (hidrocarbonetos tais como o hexano, ciclohexano, benzeno, tolueno, etc., tetraclorometano, clorofórmio, diclorometano, éter etílico, etc.).
Os solventes de um mesmo grupo sempre são miscíveis entre si. De um modo geral, os do grupo (B) são miscíveis tanto com os do grupo (A) quanto com aqueles do grupo (C). Os líquidos do grupo (A) não são miscíveis com aqueles do grupo (C).
A miscibilidade de um líquido com outro pode ser prevista qualitativamente pelo exame estrutural das moléculas que compõem as substâncias. Outras propriedades, como o momento dipolo e a constante dielétrica, podem também ser levadas em consideração.
A polaridade de uma molécula depende da presença de um momento de dipolo elétrico () permanente em sua estrutura, o qual se verifica quando o centro de carga (q) positiva da molécula não coincide com o centro de carga (q) negativa e estão, portanto, separados por uma certa distância (r). Assim, definimos = qr, uma grandeza física vetorial descrita tanto por seu módulo como pela sua direção em unidades de debye (D). Moléculas que possuem 0 são chamados de polares e as que possuem = 0, de não polares ou apolares.
A constante dielétrica de um meio uniforme () é definida pela equação:
F = qq’ / r2,
Onde F é a força de atração entre as duas cargas q e q’ separadas por uma distância r. Quanto maior a do meio, menor a força de atração entre as cargas, o que, em outras palavras, significa que um líquido com alta constante dielétrica é capaz de solvatar bem íons mantendo-os dissociados em solução. A água é um dos líquidos com maior constante elétrica ( 78), enquanto os líquidos orgânicos mais comuns apresentam constantes dielétricas entre 2 e 40.
	Momentos de dipolo e constantes dielétricas de alguns solventes
	Nome
	Fórmula
	
	
	n-Hexano
	C6H14
	0
	1,89
	Ciclohexano
	C6H12
	0
	2,02
	Tetraclorometano
	CCl4
	0
	2,24
	Benzeno
	C6H6
	0
	2,28
	Tolueno
	C6H5CH3
	0,36
	2,38
	Clorofórmio
	CHCl3
	1,01
	4,81
	Dietiléter
	C2H5OC2H5
	1,15
	4,34
	Diclorometano
	CH2Cl2
	1,60
	9,08
	1-Butanol
	C4H9OH
	1,66
	17,1
	1-Propanol
	C3H7OH
	1,68
	20,1
	Etanol
	C2H5OH
	1,69
	24,3
	Metanol
	CH3OH
	1,70
	32,6
	Etilenoglicol
	HOCH2CH2OH
	2,28
	37,7
	Acetona
	CH3COCH3
	2,88
	20,7
	Acetonitrila
	CH3CN
	3,92
	37,5
	Nitrobenzeno
	C6H5NO2
	4,22
	34,8
	Água
	H2O
	1,85
	78,5
Discussão
1. Considerando a semelhança e a polaridade, indique o que se espera a respeito da miscibilidade das seguintes combinações:
Etanol (C2H5OH) / butanol (C4H9OH)
Água / clorobenzeno (C6H5Cl)
Acetona (CH3COCH3) / dibutiléter (C4H9OC4H9)
Água / álcool benzílico (C6H5CH2OH)
Acetona (CH3COCH3) / cloropropano (C3H7Cl)
2 - Materiais e reagentes (para experimentos B – I, II, III)
	Tubos de ensaio; estante para tubos de ensaio; espátula; acetona; cloreto de amônio sólido; cloreto de sódio sólido; sulfato de sódio sólido; solução alcoólica de iodo 10g/L; solução de sulfato de cobre 100g/L; extrato alcoólico de açafrão (agitar 5g de pó de açafrão comercial com 100mL de etanol durante meia hora e filtrar o extrato); solução alcoólica de corante Sudan III 5g/L; tolueno; proveta graduada de 100mL; erlenmeyer de 250mL com rolha de borracha e água. 
3 - Parte experimental
B) I – Separação de fases líquidas por adição de um soluto
	A separação de uma fase orgânica a partir de sua mistura homogênea com água é possível pela adição de um sal. Esse processo é conhecido como salting out, sendo utilizado no laboratório e na indústria, por exemplo, de fabricação de sabão.
1. Prepare 3 tubos de ensaio, numerados, com misturas de 2mL de água e 4mL de acetona;
2. Adicione a cada tubo duas ou três gotas de solução alcoólica de iodo e agite;
3. Acrescente ao primeiro tubo ± 0,5g de cloreto de sódio, ao segundo tubo, ± 0,5g de cloreto de amônio e, ao terceiro tubo, ± 0,5g de sulfato de sódio;
4. Feche os tubos com uma rolha adequada, segure a rolha e agite as misturas vigorosamente;
5. Deixe os tubos em repouso e observe a separação de fases líquidas.
Observação: A função do iodo é facilitar o reconhecimento das fases, pois sendo mais solúvel em acetona, confere uma coloração amarelada a esse solvente.
Disposição dos resíduos
· Os resíduos podem ser diluídos com bastante água e despejados na pia.
Discussão
1. Relate e comente os fenômenos observados.
B) II – Sistemas líquidos bifásicos bicolores (a brincadeira das bandeiras)
Verde-amarelo, bandeira do Brasil
1. Adicione 4mL da solução sulfato de cobre a um tubo de ensaio;
2. Acrescente cloreto de amônio sólido em pequenas porções, sob agitação, até obter a coloração verde desejada da solução;
3. Adicione 4mL de tolueno e dez gotas de extrato de açafrão;
4. Feche o tubo com uma rolha adequada, segure a rolha e agite o tubo vigorosamente;
5. Deixe o tubo em repouso e observe a restituição do verde-amarelo.
Verde-vermelho, bandeira de Portugal
1. Siga o procedimento anterior, substituindo o extrato de açafrão por três gotas da solução de sudan III.
Observação: As “bandeiras líquidas” podem ser conservadas em vidros hermeticamente selados como lembranças, porém não são adequadas como brinquedos para crianças.
Disposição dos resíduos
· A fase orgânica (tolueno) deve ser decantada e recolhida em recipiente adequado para coleta de solventes orgânicos.
· A fase aquosa pode ser diluída com bastante água e despejada na pia.
B) III – Determinação de álcool em misturas de gasolina
	No Brasil, o uso de etanol (álcool etílico) como aditivo à gasolina é obrigatório. Gasolina, uma mistura de hidrocarbonetos, não é miscível com água. Entretanto, o etanol é perfeitamente miscível tanto com água quanto com gasolina. Quando se adiciona água a uma mistura de gasolina com etanol, o álcool é extraído da gasolina, passando para fase aquosa. Dessa maneira, pode-se determinar a composição de misturas de gasolina-etanol pelo aumento do volume da fase aquosa.
1. Coloque, em um erlenmeyer, 50mL de gasolina comum e 50 mL de água, medidos com proveta de 100mL;
2. Feche o frasco com uma rolha adequada, segure a rolha com a mão e agite com vigor;
3. Transfira a mistura completamente do frasco para uma proveta de 100mL;
4. Deixe a mistura na proveta em repouso até a separação completa das duas fases;
5. Observe o volume final (Vf) da fase aquosa (fase inferior);
6. Calcule a porcentagem de etanol (x) na amostra de gasolina:
X = 100 x (Vf – Vi) / Vi (Vi = o volume inicial da água)
Disposição dos resíduos 
· A gasolina deve ser decantada da fase aquosa e recolhida em recipiente adequado para coleta de solventes orgânicos.
PARTE C: Viscosidade de líquidos
1 – Introdução
	Todos os fluidosexercem uma certa resistência contra mudanças de sua forma. Essa propriedade é atribuída às forças de interação entre as moléculas do líquido, que resultam em um certo atrito interno ou viscosidade. A viscosidade é uma medida da fluidez de um líquido: quanto maior a viscosidade de um determinado líquido, tanto menor sua fluidez. Por exemplo, um óleo tem maior viscosidade ou menor fluidez, em comparação a água.
	A viscosidade dos líquidos tem importantes implicações técnicas, por exemplo, na transferência e bombeamento de líquidos, eficiência de agitação e dimensionamento de agitadores em reatores industriais, eficiência de lubrificantes de óleos.
	A viscosidade dos líquidos pode ser expressa em unidades de centipoise (cP). A viscosidade da água a 20°C varia entre 0,25 e 100cP (conforme tabela abaixo). Determinados líquidos podem apresentar viscosidade muito baixas como, por exemplo, o hidrogênio líquido (0,011cP). Por outro lado, existem materiais com viscosidades extremamente elevadas como, por exemplo, óleos, xaropes, resinas, polímeros, vidros fundidos.
	Viscosidades de alguns líquidos comuns a 20°C
	Nome
	Fórmula
	Viscosidade (cP)
	Dietiléter
	C2H5OC2H5
	0,233
	n-Hexano
	C6H14
	0,326
	Acetona
	CH3COCH3
	0,326
	Acetato de Etila
	CH3COCH3
	0,455
	Tolueno
	C6H5CH3
	0,590
	Metanol
	CH3OH
	0,597
	Água
	H2O
	1,002
	Etanol
	C2H5OH
	1,200
	Anilina
	C6H5NH2
	4,40
	Fenol
	C6H5OH
	12,7
	Etilenoglicol
	HOCH2CH2OH
	19,9
	Ácido Sulfúrico
	H2SO4
	25,4
	Azeite de Oliva
	
	± 85
	Glicerina
	CH2OHCHOHCH2OH
	1.490
	De um modo geral, a viscosidade de um líquido é consequência de sua constituição molecular. Os principais fatores que determinam a viscosidade de um líquido são a massa molecular, a polaridade e a morfologia das moléculas, que por sua vez determinam o modo de interação das moléculas do líquido.
	Massas moleculares de substâncias macromoleculares (polímeros) podem ser determinadas pela medição da viscosidade de suas soluções em solventes adequados. Veja, por exemplo, na tabela abaixo, o aumento gradativo da viscosidade nos hidrocarbonetos lineares em função do comprimento da cadeia molecular.
	Viscosidade de alguns hidrocarbonetos lineares
	Hidrocarboneto
	Fórmula
	Viscosidade (cP)
	n-Pentano
	C5H12
	0,240
	n-Hexano
	C6H14
	0,326
	n-Heptano
	C7H16
	0,409
	n-Octano
	C8H18
	0,542
	n-Nonano
	C9H20
	0,711
	n-Decano
	C10H22
	0,92
	Funções OH e NH geram fortes interações intermoleculares (ligações de hidrogênio). Observe, por exemplo, na tabela abaixo, o aumento da viscosidade numa série de substâncias com massas moleculares e morfológicas parecidas.
	Viscosidade de alguns derivados do benzeno
	Nome
	Fórmula
	Massa Molecular
	Viscosidade (cP)
	Tolueno
	C6H5CH3
	92
	0,590
	Fluorobenzeno
	C6H6F
	95
	0,598
	Anilina
	C6H5NH2
	93
	4,40
	Fenol
	C6H5OH
	94
	12,7
	O aumento da temperatura geralmente aumenta a mobilidade das moléculas e, no caso dos líquidos, reduz as interações intermoleculares, diminuindo a sua viscosidade. Observe na tabela abaixo, a viscosidade da água e da glicerina a diferentes temperaturas.
	Variação da viscosidade de acordo com a temperatura (cP)
	Temperatura (°C)
	Água
	Glicerina
	0
	1,79
	12.110
	10
	1,27
	
	15
	
	2.330
	20
	1,00
	1.490
	25
	0,89
	954
	30
	0,80
	629
	50
	0,55
	
	75
	0,38
	
	100
	0,28
	
	A viscosidade relativa dos líquidos (viscosidade cinemática) pode ser avaliada pelo tempo de escoamento de um determinado volume. Utiliza-se para tanto um recipiente de geometria padronizada, com saída de escoamento de diâmetro e comprimento padronizados (viscosímetro).
	Nos experimentos seguintes utilizaremos tubos de seringas como viscosímetros improvisados.
2 - Materiais e reagentes
	Tubo de uma seringa graduada de 10mL (sem agulha); cronômetro; suporte de ferro; garra para suporte de ferro; acetona comercial; etanol comercial; solução cloreto de sódio ou sal de cozinha (NaCl) 200g/L e glicerina comercial.
3 - Parte experimental
1. Com o auxílio de uma garra, monte o tubo da seringa num suporte, acima de um recipiente para recolher os líquidos escoados;
2. Preencha a seringa com água, mantendo o bico fechado com um dedo, até a marca de 10mL;
3. Abra a saída da seringa e, ao mesmo tempo, dê partida no cronômetro e determine o tempo de escoamento, até que o nível de água chegue à marca zero da graduação;
4. Repita o experimento mais uma vez;
5. Determine o tempo médio entre as duas medições;
6. Para cada líquido abaixo, repita o mesmo procedimento duas vezes:
a) Água quente (aproximadamente 60°C);
b) Etanol;
c) Acetona;
d) Solução de cloreto de sódio;
e) Mistura água/glicerina na proporção 1:1.
Disposição de resíduos
· Os líquidos dos exxeprimento (b), (c), (d) e (e) devem ser recolhidos separadamente, para posterior reutilização.
Discussão
1. Apresente, compare e comente os tempos de escoamento observados para os líquidos estudados.
2. Relacione os tempos observados com as viscosidades relativas dos líquidos estudados.
3. Coloque os líquidos estudados em ordem crescente de viscosidade.
4. Discuta o efeito da temperatura sobre a viscosidade dos líquidos.
5. Discuta o efeito do sal sobre a viscosidade da água.
Referência
· Química em tubos de ensaio – Editora Edgard Blucher, Bessler e Neder.
Experimento 3 Soluções e Coloides
1. Objetivos 
Efetuar cálculos para determinar o volume ou a massa necessária para preparar soluções aquosas ácidas e básicas. Preparar soluções aquosas a partir de um sólido PA (pró-análise) e de um reagente líquido; efetuar diluição e mistura de soluções. 
 
2. Introdução 
Uma solução é uma mistura ou dispersão homogênea de duas ou mais substâncias (soluto e solvente) cuja proporção pode variar dentro de certos limites. Quando dispersões apresentam diâmetro das partículas dispersas inferior a 10 Angstrons (10 Å) temos uma solução. Quando este diâmetro situa-se entre 10 e 1000 Å, temos dispersões coloidais. As soluções podem ser de vários tipos: líquido em líquido (l/l), sólidos em líquidos (s/l), sendo estas duas bastantes comuns, mas há ainda gás em líquido (g/l), gás em gás (g/g) e soluções de sólidos em sólidos (s/s).
No preparo de uma solução, o soluto é a substância minoritária (disperso) e o solvente é o majoritário (dispersante) que está em maior proporção na mistura e dissolve o soluto. Geralmente, nos laboratórios de química, o solvente mais utilizado é a água destilada.
As soluções podem ser classificadas de acordo com as quantidades de soluto dissolvido, podendo ser insaturadas, saturadas ou supersaturadas. Para defini-las, é importante lembrar que a solubilidade de um soluto é a quantidade máxima deste que pode dispersar-se numa determinada quantidade de solvente a uma dada temperatura.
 Solução insaturada ou não saturada é quando a quantidade de soluto adicionada é inferior a sua solubilidade numa dada temperatura.
 Solução saturada é quando a quantidade de soluto dissolvido é igual a sua solubilidade numa dada temperatura.
 Solução supersaturada é quando a quantidade de soluto dissolvido é maior que a sua solubilidade numa dada temperatura.
Para preparar uma solução concentrada ou diluída é muito importante definir a concentração da solução desejada. A concentração é a relação entre a quantidade (massa, volume, quantidade de matéria) de soluto e da quantidade de solvente. São exemplos de algumas unidades de concentrações mais usuais em química: 
Concentração em grama por litro (g/L)
Concentração em mol por litro (mol/L)
Composição percentual (% m/m, % m/V, % V/V)
Neste experimento, essas unidades de concentrações serão aplicadas para determinar a massa ou volume de ácido e base que serão utilizadas para preparar e diluir soluções aquosas.
Existem duas formas de pipetas: volumétrica (A) e graduada (B), de capacidades variadas, desde 0,1 mL até 100 mL. Para evitar erros de medidas na hora de dispensar o líquido, deve-se verificar, na parte superior da pipeta, se ela contém uma ou duas faixas. Pipeta com uma faixa, Figura 2.1 (A), significa que a medição é exata, de apenas uma quantidadeespecífica do líquido, e, portanto, não deve ser escorrida completamente (uma gota restará na ponta da pipeta). Já a pipeta que apresenta duas faixas na parte superior, exemplo, Figura 2.1 (B), foi calibrada de tal maneira que sua capacidade total é atingida quando a última gota presente em seu interior for escorrida completamente para fora. 
 Para pipetar um líquido, utiliza-se o pipetador de três vias, mais conhecido como “pera”. Seu funcionamento pode ser visto na Figura 2.2.
Figura 2.1 – Tipos de pipetas: em (A), uma pipeta volumétrica de uma faixa (medição exata); e, em (B), uma pipeta graduada de duas faixas (esgotamento total).
Figura 2.2 - Utilização do pipetador de três vias 
3. Materiais e Reagentes
· 1 Balão volumétrico de 10 mL e 100 mL
· 1 Pisseta com água destilada
· Sólido
· Espátulas
· Béqueres de 100 mL
· 1 Bastão de vidro
· 1 Pipetador de três vias (pêra)
· Pipeta de Pasteur
· Pipeta graduada de 25 mL
· Pipeta volumétrica de 5 mL
· Sulfato de cobre (CuSO4.5H2O)
· Ácido Clorídrico 20% (d=1,09 g/mL)
4. Procedimento 
 
Parte 1: Preparo de 100 mL de uma solução de CuSO4.5H2O 0,2 mol/L
Para preparar a solução de sulfato de cobre, consultar, no rótulo ou na tabela periódica, qual a massa molar (em g/mol) do sal. De posse dessas informações:
Calcule a massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 100 mL de solução 0,2 mol/L. Observe que esse sal é hidratado e, portanto, considere essa informação no cálculo.
Pese a quantidade calculada de CuSO4.5H2O em um béquer de 100 mL. 
Acrescente um pequeno volume de água destilada ao béquer e transfira o sal dissolvido para um balão volumétrico de 100 mL. Repita esse procedimento até que não haja mais sulfato de cobre no béquer. Mas, ATENÇÃO: cuidado para que a quantidade de água utilizada na dissolução do sal não ultrapasse o volume final desejado (100 mL). Por isso, é importante que as dissoluções sejam feitas com um mínimo de água.
Complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão (menisco). Veja as Figuras 1 e 2 do experimento 1. 
Tampe e agite o balão volumétrico para a completa homogeneização.
DISPOSIÇÃO DE RESIDUOS: Guarde a solução preparada em um frasco indicado pelo técnico, pois esta será reutilizada!
Parte 2: Preparo de 10 mL de solução de CuSO4.5H2O 0,1 mol/L a partir de uma solução estoque
Nessa etapa, será feita uma solução 0,1 mol/L de CuSO4.5H2O a partir de uma diluição da solução estoque 0,2 mol/L anteriormente preparada. Para isso:
Calcule o volume necessário de solução estoque 0,2 mol/L necessário para se fazer a diluição em um balão volumétrico de 10 mL.
Lembre-se que a quantidade de matéria (n), dada em mol, do soluto é a mesma, antes e depois da diluição, já que não houve variação da massa do sulfato de cobre. Portanto:
ninicial = nfinal 
M1 V1 = M2 V2
Com auxílio de pipetador de três vias e de uma pipeta volumétrica (verifique o volume desejado!), transfira o volume calculado para o balão de 10 mL.
Complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão (menisco).
Tampe e agite o balão volumétrico com cuidado para a completa homogeneização da solução.
DISPOSIÇÃO DE RESIDUOS: Guarde a solução preparada em um frasco indicado pelo técnico, pois esta será reutilizada!
Parte 3: Preparo de 100 mL de solução de HCl 1,0 mol/L
Para preparar uma solução de ácido clorídrico (HCl), inicialmente é importante consultar o rótulo do frasco que contém a solução concentrada para se obter a densidade (m/V) e a percentagem (m/m) do ácido no reagente concentrado. A partir desses dados: 
 Calcule a massa de HCl necessária para preparar 100 mL de solução 1,0 mol/L e, depois, utilizando a densidade da substância, determine o volume da solução concentrada que contém essa massa. Consulte as informações no rótulo e tente fazer os cálculos envolvidos para o preparo da solução. Procure o professor para mostrar os cálculos ou para ver como são feitos, caso não tenha conseguido.
Com auxílio do pipetador de três vias e de uma pipeta, transfira o volume calculado de HCl para o balão volumétrico de 100 mL, já contendo uma pequena quantidade de água destilada (cerca de 20 mL).
ATENÇÃO: Jamais adicione água a uma solução concentrada de ácido; sempre adicione o ácido concentrado à água. A adição de água ao ácido libera uma grande quantidade de calor que pode fazer com que o ácido respingue para fora do frasco. Complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão. Tampe e agite o balão volumétrico para a completa homogeneização da solução.
DISPOSIÇÃO DE RESIDUOS: Guarde a solução preparada em um frasco indicado pelo técnico, pois esta será reutilizada!
Bibliografia
POWLOWSKY, A.M.; LEMOS DE SÁ, E.; MESSERSCHMIDT, I.; SOUZA, J.S.; OLIVEIRA, M.A.; SIERAKOWSKI, M.R.; SUGA, R. Experimentos de Química Geral. Curitiba: Ed. da UFPR, 1994. 
 
MENHAM, J.; DENNEY, R.C.; BARNES, J.D.; THOMAS, M.J.K. Vogel. Análise Química Quantitativa. Rio de Janeiro: LTC, 2008. 
ATKINS, P. Princípios de Química, 3ª Ed., Porto Alegre: Bookman, 2006. (Cap. Fundamentos-G, p. 70).
Experimento 4 -Reações Químicas I - Envolvendo as Funções Inorgânicas
 
1. Introdução 
 Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à conectividade entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes. Em resumo, pode-se afirmar que uma reação química é uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita [1]. Sendo que, esse processo qualitativo é descrito de maneira a explicar como se dá a obtenção do equilíbrio das espécies em estudo, podendo ocorrer formação de precipitado, gás, eletrólito fraco ou transferência de elétrons. Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e o número de espécies químicas microscópicas (átomos) presentes antes e depois da ocorrência da reação. Essas leis de conservação se manifestam macroscopicamente sob a forma das leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton [2, 3]. 
2. Objetivo
 
Realizar algumas reações químicas envolvendo as principais funções inorgânicas (ácido, base, sais e óxidos) e, observar aspectos qualitativos (características dos reagentes e produtos) relacionados às mesmas. 
3. Materiais e Métodos 
3.1 Materiais e Reagentes 
· Fenolftaleína
· Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
· Solução de ácido clorídrico 0,1 mol/
· Solução de hidróxido de bário 0,01 mol/L
· Solução de ácido sulfúrico 0,1 mol/L
· Carbonato de cálcio
· Solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L
· Solução de nitrato de zinco 0,1 mol/L
· Solução de nitrato de prata 0,1 mol/L
· Solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L
· Óxido de cálcio
· Água destilada
· Magnésio
· Cobre
· Sódio
· Ácido nítrico concentrado
· Grade para tubos de ensaio 
· Tubos de ensaio
· Conta-gotas
· Proveta de 10,0 mL
· Béquer de 50,0 mL
· Espátula
· Pipeta graduada de 5,0 mL
· Pêra
· Piceta
· Placa de petri
· Fita indicadora de pH 
3.2 Metodologia 
 
I – Reação entre ácido e base.
a) Ácido clorídrico e hidróxido de sódio.
Em um tubo de ensaio colocar 2,0 mL de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L e, acrescentar uma gota de fenolftaleína. Em seguida, acrescentar 2,0 mL de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol/L e, observar. Anotar a mudança de coloração e a reação ocorrida. Em seguida, colocar uma gota da base, observar; acrescentar mais uma gota do ácido, repetir a operação e observar.
b) Ácido sulfúrico e hidróxido de bário.
Medir 5,0 mL de solução 0,01 mol/L de hidróxido de bário (Ba(OH)2) em uma proveta e, transferir para um béquer de 50,0 mL, adicionar uma gota de fenolftaleína. Colocar aproximadamente 40 gotas da solução 0,1 mol/L de ácido sulfúrico (H2SO4) até o alcance do ponto de equivalência (ponto de viragem). Observar e escrever a reação ocorrida.
II – Reação entre ácido e sal.
Colocar em um tubo de ensaio cercade 0,1g de carbonato de cálcio (CaCO3) e, com o auxílio de uma pipeta graduada, adicionar 3,0 mL de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L. Observar e escrever a reação ocorrida.
III – Reação entre base e sal.
Em um tubo de ensaio, colocar 2,0 mL de uma solução de nitrato de zinco (Zn(NO3)2) 0,1 mol/L. Adicionar 2,0 mL da solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/ L. Observar e escrever a reação ocorrida.
IV – Reação entre dois sais.
Com auxílio de uma pipeta graduada de 5,0 mL, colocar 2,0 mL de uma solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1 mol/L em um tubo de ensaio e, adicionar 1,0 mL de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L. Observar e escrever a equação ocorrida.
V – Reação entre óxido básico e água.
Colocar em um tubo de ensaio cerca de 0,1g de óxido de cálcio (CaO) e, com o auxílio de uma proveta de 15,0 mL, adicionar 10,0 mL de água destilada. Agitar a mistura. Com o auxílio de uma fita indicadora de pH, medir o pH da solução resultante. Em seguida, adicionar algumas gotas de fenolftaleína. Observar e escrever a equação ocorrida.
VI – Reação entre óxido ácido e base.
Em um tubo de ensaio, colocar 2,0 mL da solução formada no item anterior (V). Borbulhar dióxido de carbono (CO2), assoprando com auxílio de uma pipeta, até a observação da mudança de cor. Adicionar 1,0 mL de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L. Observar e escrever a equação ocorrida.
VII – Reação entre metal e ácido.
a) 	Colocar em um tubo de ensaio, com auxílio de uma proveta de 10,0 mL, 5,0 mL de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L e, adicionar um pedaço de magnésio. Observar e escrever a equação ocorrida.
b)	Com auxílio de uma proveta de 10,0 mL, colocar em um tubo de ensaio 2,0 mL de ácido nítrico concentrado (esse procedimento deve ser feito na capela) e adicionar um pedaço de cobre. Observar e escrever a equação ocorrida.
VIII – Reação entre metal alcalino e água.
Colocar em uma placa de petri 10,0 mL de água destilada e, em seguida, adicionar um pedacinho de sódio. Observar e escrever a equação ocorrida. À solução formada adicionar duas gotas de fenolftaleína.
Bibliografia
MAHAN, Bruce H; MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. São Paulo: E. Blucher, c1993. 582 p.
ATKINS, P; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001. 914p.
RUSSELL, J.B.; GUEKEZIAN M.; Química Geral, 2ª edição, volume 1, São Paulo: Makron Books, 1994, 621 p. 
Experimento 5 - Reação Química II- Estudo de ácidos e bases em meio aquoso
1. Objetivos 
 
Reforçar a aprendizagem do conceito de ácidos e bases por meio de experimentos simples em meio aquoso. Identificar substâncias ácidas e básicas em meio aquoso mediante o uso de indicadores ácido-base. Relacionar as reações ácidas e básicas com a constituição das espécies responsáveis. 
 2. Introdução 
 Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry, trabalhando de maneira independente, definiram ácidos como substâncias ou partículas capazes de doar cátions H+ (prótons) e bases como substâncias ou partículas capazes de receber cátions H+ (prótons). Assim, segundo a teoria de Brönsted-Lowry, reações químicas que envolvem a transferência de prótons podem ser chamadas reações ácido-base. Essas reações são reversíveis e, geralmente, atingem rapidamente o estado de equilíbrio.
Em uma reação ácido-base estão envolvidos dois pares ácido-base conjugados (AH e A-) e (BH+ e B), onde, em cada par, as espécies diferem entre si por um próton (H+):
AH 	+ 	B 	 	A- 	+ 	BH+ 				(Eq.1)
ácido 1 	base 2	base 1 	ácido 2
Em meio aquoso, as moléculas de H2O podem interagir tanto com ácidos quanto com bases. Ácidos doam um próton para a molécula de H2O, aumentando, assim, a concentração de íon hidrônio (H3O+), enquanto que bases recebem um próton da água e favorecem a formação do íon hidróxido (OH-).
Exemplo de um ácido: ácido fluorídrico (HF)
HF	+	H2O		F-	+	H3O+				(Eq. 2) 
 
Exemplo de uma base: amônia (NH3)
NH3	+	H2O		NH4+	+	OH- 				(Eq. 3)
 
 Podemos expressar a força de um ácido ou de uma base em termos da constante de equilíbrio das reações de dissociação ácida ou básica em meio aquoso. Por exemplo, para a equação 2, a constante de equilíbrio é:
(Eq.4)
Onde Ka representa a constante de dissociação ácida, enquanto, aF-, aH3O+ e aHF indicam a atividade (a) das espécies F-, H3O+ e HF em equilíbrio, respectivamente.
É importante mencionar que a atividade da água em solução aquosa não deve ser incluída na equação da constante de equilíbrio. Além disso, para soluções diluídas, a atividade pode ser substituída pelas concentrações molares de equilíbrio:
						(Eq. 5)
De maneira análoga, para a equação 3, referente à dissociação da amônia em meio aquoso, pode-se representar a constante de dissociação básica (Kb) como segue:
						(Eq. 6)
Reações de dissociação ácidas e básicas em meio aquoso promovem o aumento da concentração dos íons hidrônio (H3O+) e hidróxido (OH-), respectivamente. Assim, quanto maior for o valor da constante de dissociação, maior também será a quantidade de produto formado. Pode-se então definir a força de um ácido ou de uma base por meio da magnitude de suas constantes de dissociação ácida ou básica, respectivamente. Por exemplo, quanto maior o valor de Ka, mais forte o ácido. Valores de Ka>1 correspondem a ácidos fortes, Ka<1 a ácidos fracos.
Observando as reações representadas pelas equações 2 e 3, nota-se que a água ora se comporta como uma base, uma vez que recebe um próton do HF na equação 2, e ora se comporta como ácido, uma vez que doa um próton à molécula de amônia na equação 3. Espécies que apresentam esse comportamento são chamadas anfóteras ou anfipróticas.
Em água pura, a reação entre duas moléculas de água, uma comportando-se como ácido e outra como base resulta na formação de quantidades equimolares dos íons hidrônio (H3O+) e hidróxido (OH-), conforme a reação abaixo, denominada reação de auto dissociação da água ou autoprotólise da água:
2H2O			H3O+		+	OH-				(Eq. 7)
A constante de equilíbrio correspondente para a equação 6 é representada por:
Kw = [H3O+][OH-]								(Eq. 8)
Em que Kw é a constante de auto dissociação da água. À 25 °C, Kw apresenta uma valor de 1,0 × 10-14. Dessa maneira, as concentrações molares de H3O+ e OH- em água pura, são iguais e possuem o valor experimental 1,0 × 10-7 mol L-1. Assim:
Kw = (1,0 × 10-7)(1,0 × 10-7) = 1,0 × 10-14				(Eq. 9)
A equação 9 exemplifica as condições de “neutralidade” de uma solução aquosa. Se a concentração de H3O+ for superior (ou se aquela de OH- for inferior) a 10-7, a solução é ácida; se a concentração de H3O+ for inferior (ou aquela de OH- for superior) a 10-7, a solução é básica.
A acidez de soluções aquosas é indicada em uma escala logarítmica. O chamado valor de pH corresponde ao logaritmo negativo da concentração, em quantidade de matéria ou em mol/L, de íons hidrônio: pH=-log[H+]. A escala de pH varia entre os valores 0 e 14. Água pura e soluções neutras apresentam um valor de pH = 7, soluções ácidas apresentam valores de pH < 7 e soluções básicas têm valores de pH > 7.
Em solução aquosa, a força de um ácido relaciona-se com a força da sua base conjugada por meio da expressão: 
Kw = Ka x Kb								 (Eq. 10)
Isto é, quanto maior a constante ácida Ka, menor será a constante básica correspondente Kb, ou seja, um ácido forte gera uma base conjugada fraca e uma base forte gera um ácido conjugado fraco.
Muitos sais, ao serem dissolvidos em água, fornecem soluções que podem ter caráter ácido ou básico em decorrência da interação dos íons formados em solução aquosa com a própria água. Alguns íons não exercem efeito apreciável sobre o pH do meio, produzindo soluções neutras. Por outro lado, alguns sais podem gerar íons em solução que atuam como ácidos ou bases. Um exemplo é a solução aquosa de bissulfato de sódio (NaHSO4), cuja acidez pode ser atribuída ao ânion HSO4-, o qual, atuando como um ácido de BrönstedLowry, transfere um próton para a água, conforme a equação:
HSO4-	+ H2O	 SO42- + H3O+					 (Eq. 11)Já uma solução aquosa de um sal de ferro (III), cromo (III) ou alumínio (III) apresenta caráter ácido, pois os íons Fe3+, Cr3+, e Al3+ coordenam-se a moléculas de água formando os hexaquocomplexos [M(H2O)6]3+, que doam um próton para uma molécula de água não coordenada:
[M(H2O)6]3+ + H2O ↔ [M(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ 			 (Eq. 12)
Outros íons podem atuar como bases de Brönsted-Lowry em meio aquoso, retirando um próton da água e produzindo soluções com caráter básico. Esse é o caso de soluções de sulfetos (S2-), fluoretos (F-) ou de acetatos (H3CCOO-) de sódio ou potássio, por exemplo:
Sulfeto: S2- + H2O ↔ HS- + OH- 					 (Eq. 13)
Fluoreto: F- + H2O ↔ HF + OH- 					 (Eq. 14)
Acetato: H3CCOO- + H2O ↔ H3CCOOH + OH- 		 (Eq. 15)
Algumas substâncias que não possuem hidrogênio podem dar origem a soluções aquosas com caráter ácido. Nesses casos, a espécie ácida é criada por uma reação primária com a água. A solução aquosa de pentóxido de fósforo (P2O5), por exemplo, é ácida, porque o P2O5 reage com água formando ácido fosfórico (H3PO4), o qual atua como um ácido de Brönsted-Lowry, transferindo um próton para a água.
P2O5 + 3H2O ↔ H3PO4						 (Eq. 16)
H3PO4 + H2O ↔ H2PO4- + H3O+				 	 (Eq. 17)
Em laboratório, indicadores ácido-base podem ser utilizados para visualização de soluções ácidas, neutras ou básicas. Indicadores ácido-base podem ser ácidos fracos orgânicos que apresentam colorações diferentes quando há prevalência, em solução aquosa,de sua forma ácida, representada por (IndH ), ou de sua forma básica (representada por Ind).
IndH + H2O ↔ Ind- + H3O+ 					 (Eq. 18)
O valor de Ka para a equação de dissociação do indicador define sua “faixa de atuação”, ou seja, a “faixa de viragem” da coloração da solução. Nesse caso, o valor do pKa do ácido indicador definirá a faixa de pH em que a mudança entre a prevalência da forma ácida e a forma básica ocorrerá:
Constante de dissociação:		 (Eq. 19)
Colocando [H3O+] em evidência:		 (Eq. 20)
Multiplicando por –log: 	 (Eq. 21)
Para verificar se uma solução aquosa é ácida ou básica, basta acrescentar algumas gotas de uma solução muito diluída de um indicador adequado e observar a mudança de sua coloração. A seguir alguns exemplos de indicadores ácido-base, as cores das suas respectivas formas ácidas e básicas e o valor do pH de viragem, ou seja, o valor de pKa do indicador.
Leitura Recomendada
Equilíbrios químicos homogêneos em solução aquosas, ácidos e bases, definição de ácido e bases de Bronsted-Lowry.
Experimento retirado e modificado da referência: Bessler, K.E.; Neder A. V. F. Química Em Tubos de Ensaio – Uma abordagem para principiantes. 1º Edição, Edgard Blucher; 2004.
Atkins, P. Princípios de Química, 3º Edição. Porto Alegre: Bookman, 2006. (Cap. 10).
3. Parte Experimental
3.1. Materiais e Reagentes
 
· Indicador Fenolftaleína
· Indicador Vermelho de Metila
· Indicador Azul de Bromotimol
· Soluções-tampão pH=3,7 e 10
· Solução HCl 1 mol/L
· Solução de NaOH 1 mol/L
· Tubos de ensaio
· Estante para tubos de ensaio
· Pipeta de Pasteur
· Proveta de 10mL
· Espátulas
· Bureta de 25 mL com suporte
· Frasco Erlenmeyer
· Pipeta volumétrica de 10mL
· Pera 
Parte 1 - Identificação de Substâncias Ácidas e Básicas
Objetos de Estudo: 
GRUPO 1 (substâncias sólidas puras)
Fosfato monobásico de sódio NaH2PO4
Fosfato dibásico de sódio Na2HPO4
Fosfato tribásico de sódio Na3PO4
Cloreto de amônio NH4Cl
Sulfato de sódio Na2SO4 
Sulfato de alumínio Al2(SO4)3 
Carbonato de sódio Na2CO3 
Bicarbonato de sódio NaHCO3 
Silicato de sódio Na2SiO3 
Ácido bórico H3BO3 
Tetraborato de sódio (bórax) Na2B4O7 
Óxido de cálcio CaO 
Óxido de magnésio MgO
 
GRUPO 2 (materiais comerciais)
Cimento (diluído)
Vinagre (diluído)
Sucos de frutas (diluídos)
Refrigerantes diversos (diluídos)
Procedimento
	
IMPORTANTE: Os tubos de ensaios devem ser lavados repetidas vezes com água destilada antes de iniciar cada um dos procedimentos. 
Separe 3 tubos de ensaio. Eles servirão como escala de cores para futuras comparações. No tubo 1, adicione 3mL da solução tampão pH=3; no tubo 2, 3mL do tampão pH=7; e, no tubo 3, 3mL do tampão pH=10.
Adicione 2 gotas do indicador Fenolftaleína a cada um dos 3 tubos e os reserve para posterior análise.
Repita o procedimento 1 e adicione 2 gotas do indicador Vermelho de Metila em cada um de outros 3 tubos de ensaio. Reserve os 3 tubos para posterior análise.
Repita o procedimento 1 e adicione 2 gostas do indicador azul de Bromotimol em cada em cada um dos outros 3 tubos de ensaio. Reserve também os 3 tubos para posterior análise.
Prepare soluções diluídas (aproximadamente 5mL) de, pelo menos, quatro das substâncias acima indicadas, selecionadas pelo instrutor.
Divida cada uma das soluções em duas partes.
Com primeira parte, verifique se a solução tem caráter básico, adicionando 2 gotas de solução de fenolftaleína. Observe a variação de cor de acordo com as colorações obtidas nos 3 tubos com as soluções-tampão + fenolftaleína.
Com a segunda parte, verifique se a solução tem caráter ácido, adicionando 2 gotas da solução amarela de vermelho de metila. Observe a variação de cor de acordo com as colorações obtidas nos 3 tubos com as soluções-tampão + vermelho de metila.
No caso de ainda persistirem dúvidas quanto à acidez ou à basicidade da substância, prepare mais um pouco de solução diluída da substância em questão e adicione algumas gotas da solução azul de bromotimol. Observe a variação de cor de acordo com as colorações obtidas nos 3 tubos com as soluções-tampão + azul de bromotimol.
Mostre os resultados ao professor antes de descartar as soluções.
DISPOSIÇÃO DE RESIDUOS: Todos os resíduos das substâncias puras serão colocados em um único recipiente, indicado na área de RESÍDUOS do laboratório, para que sejam neutralizados antes de serem jogados na pia. A mistura das matérias comerciais com indicadores pode ser descartado na pia.
Parte 2 - Titulação Ácido-Base
No preparo de soluções, alguns erros não podem ser evitados devido a fatores como imprecisões na determinação da massa ou de volume dos reagentes devido a características higroscópicas, à volatilidade, ao baixo grau de pureza, dentre outras. Assim, para se saber a concentração real de uma solução, utiliza-se a técnica de titulação, também conhecida com volumetria, que consiste de um método de análise quantitativa para determinar a concentração de uma solução desconhecida (titulado) a partir de uma solução de concentração conhecida (titulante). Para proceder com uma titulação, utiliza-se uma bureta de acordo com a figura 7.1:
Figura 7.1: Montagem da bureta no suporte universal
Seu princípio está fundamentado na reação química das substâncias em questão, de forma que, ao final do procedimento, essa reação seja completa. Na reação que será testada nesse experimento, por exemplo, para uma reação com estequiometria 1:1, como no caso da reação do HCl com o NaOH, tem-se que:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
Ou seja, um mol de titulante (NaOH) reage com um mol de titulado (HCl) e, então, diz-se que a solução foi neutralizada. Assim, ao final da titulação:
Quantidade de matéria do titulante = Quantidade de matéria do titulado
(Equação1)
Lembrando que a concentração molar da solução (m) é igual a quantidade de matéria (n), em mol, dividida pelo volume (V), em litros, tem-se que: 
(Equação 2)
Assim, a concentração molar (m) da solução que está sendo titulada pode ser calculada substituindo-se a equação 2 na Equação 1.
m titulante . V titulante = m titulado . V titulado
(Equação 3)
Para identificar o final da reação entre o titulante e o titulado são utilizadas as substâncias indicadoras, que apresentam cores distintas antes e após o termino da reação química. 
Procedimento
 
Lave a bureta com água e sabão, verificando se a mesma encontra-se sem gorduras. Em seguida, ambiente-a duas vezes com uma pequena quantidade da solução de NaOH (aproximadamente 5mL) – escoe todo o líquidoem um béquer e descarte-o na área de Resíduos no laboratório.
Preencha a bureta com a solução de NaOH padronizada pelo técnico (veja a concentração real!) até que o nível do líquido fique na marca zero da bureta. Se necessário, utilize uma pipeta Pasteur para auxiliá-lo. Lembre-se das orientações para verificação da altura do menisco descritas na figura 1 e 2. 
Fixe a bureta no suporte universal, conforme a figura 7.1.
Com o auxilio de uma pipeta volumétrica de 10mL e um pipetador de três vias, adicione 10 mL da solução HCl 1mol/L (preparada no Experimento 2) a ser padronizada a um frasco de Erlenmeyer. 
Adicione aproximadamente 20 mL de água destilada ao Erlenmeyer e acrescente 3 gotas de fenolftaleína.
Realize a titulação e anote o volume gasto de NaOH para atingir o ponto de viragem (ponto em que a fenolftaleína passa de incolor para levemente rosa).
Faça os cálculos da concentração do HCl.
DISPOSIÇÃO DE RESIDUOS: As soluções no Erlenmeyer (após as titulações) encontram-se neutralizadas. Como não há íons de elevadas toxicidade, estas poderão ser dispostas na pia. Já as sobras dos ácidos e/ou bases remanescente nas buretas NÃO podem ser devolvidos aos seus frascos originais. Eles devem ser colocados em recipientes designados pelos técnicos para serem utilizadas para neutralizar resíduos ácidos ou básicos no laboratório.
 
Bibliografia
SKOOG, D.A.; WEST, D.M.; HOLLER, F.J.; CROUCH, S.R.; Fundamentos de Química Analítica. São Paulo: Cengage Learning, 2008. 
 
MENDHAM, J.; DENNEY, R.C.; BERNES, J.D.; THOMAS, M.J.K. Vogel Análise Química Quantitativa. Rio de Janeiro: LTC, 2008
Experimento 6 - Prática: Cinética
1. Introdução
A velocidade de uma reação química homogênea, A + B C + D pode ser definida como a variação da concentração de um dos reagentes, d[A], ou de um dos produtos, d[C], por unidade de tempo (dt):
Velocidade = -d[A]/dt ou d[C]/dt
A escolha de um ou outra equação depende da facilidade de se monitorar experimentalmente a concentração de um determinado reagente ou produto. 
Assim como a velocidade de um objeto em movimento está associada ao tempo que o objeto precisa para percorrer uma determinada distância, a velocidade de urna reação química pode ser avaliada pelo tempo transcorrido para que uma determinada quantidade de reagente seja consumida ou uma determinada quantidade de produto seja formada. 
A reação de Landolt, também conhecida como a "reação do relógio de iodo", foi publicada em 1886 e continua sendo, até hoje, um dos exemplos mais adequados para demonstrar alguns aspectos fundamentais da cinética de reações químicas. Uma de suas variações trata-se da reação entre os íons bissulfito e iodato em meio ácido, com formação de iodo. Na realidade, o mecanismo dessa reação não é trivial, envolvendo várias etapas com velocidades distintas, durante as quais espécies intermediárias são formadas e posteriormente consumidas. Todavia, é possível representar a reação de Landolt por um conjunto de três equações básicas, vistas a seguir. 
lnicialmente, o bissulfito (HSO3-) reage lentamente com iodato (IO3-), formando bissullfato (HSO4-) e iodeto (I-):
3 HSO3- + IO3- → 3 HSO4- + I- (lento)
A medida que o iodeto vai sendo formado lentamente, este reage rapidamente com o iodato, ainda presente em grande quantidade, gerando iodo elementar (I2): 
IO3- + 5 I- + 6 H+ → 3 I2 + 3 H2O (rápido)
Enquanto houver bissulfito na soIução, este consumirá imediatamente o iodo formado, produzindo novamente iodeto: 
3 HSO3- + I2 + 3 H2O → HSO4- + 2 I- + 3 H+ (muito rápido)
De acordo com essa proposta mecanística, o iodo somente será observado quando todo o bissulfito tiver sido consumido. 
O tempo transcorrido a partir do momento da mistura dos reagentes (bissulfito e iodato) até o aparecimento do iodo é um parâmetro de fácil medição, a qual permite avaliar como a velocidade da reação de Landolt pode variar sob diferentes condições experimentais. Uma concentração mínima de iodo (I2) poderá ser facilmente detectada se houver a presença de íons iodeto (I-) e amido no meio reacional, pois ocorre a formação de um complexo de coloração azul intensa de I3-·amido. 
Nesse experimento, será observado o tempo necessário para a formação de iodo na reação de Landolt, variando-se a concentração dos reagentes e a temperatura. 
2. Objetivos
· Demonstrar alguns aspectos fundamentais da cinética de reações químicas, especialmente o efeito da concentração dos reagentes e da temperatura sobre a velocidade das reações químicas.
· Conhecer o fenômeno de catálise (homogênea, heterogênea e enzimática).
· Verificar o efeito catalítico de diversas substâncias sobre a decomposição do peróxido de hidrogênio. 
3. Materiais e reagentes
Materiais: cronômetro; banho-maria; termômetro; proveta de 100 mL; 2 frascos de Erlenmeyer de 200 mL, gelo triturado; iodato de potássio (KIO3); sulfito de sódio (Na2SO3); ácido sulfúrico concentrado (H2SO4); etanol; amido solúvel; iodeto de mercúrio (HgI2).
4. Parte experimental
Experimento 1: Preparo das soluções
Observação: a eventual presença de impurezas nas vidrarias e/ou soluções pode comprometer o bom desempenho do experimento.
•Solução 1: mistura-se inicialmente 1,0 g de amido solúvel com 20 mL de água destilada fria, em seguida, adiciona-se essa mistura cerca de 500 mL de água destilada fervendo, sob agitação. Deixa-se esfriar a solução, decanta-se e adiciona-se 5 mg de iodeto de mercúrio para evitar a formação de fungos.
•Solução 2: (esta deve ser preparada com, no máximo, 24 horas de antecedência): em 2,0 L de água destilada, adicionar, lentamente, 8,0 g de ácido sulfúrico concentrado (d = 1,83 g/mL), 20 mL de etanol e 2,32 g de sulfito de sódio. 
•Solução 3: dissolver 8,6 g de iodato de potássio em 2 L de água destilada. 
Parte A: procedimento padrão
1. Coloque num Erlenmeyer 100 mL de água destilada, 5 mL da solução 1 e 20 mL da solução 2. Misture bem a solução resultante.
2. Meça a temperatura da solução.
3. Com o auxílio de outra pessoa, adicione rapidamente, sob forte agitação, 20 mL da solução 3 e, ao mesmo tempo, dispare o cronometro. 
4. Mantenha a mistura sob agitação e aguarde atentamente o momento em que aparece a coloração azul na solução. 
5. Pare o cronômetro nesse momento e anote o tempo de reação. 
Parte B: efeito da concentração dos reagentes 
1. Repita o procedimento A, utilizando apenas 50 mL de água destilada na mistura com as soluções 1 e 2. 
2. Repita o procedimento A, utilizando 150 mL de água destilada na mistura com as soluções 1 e 2. 
Parte C: efeito da temperatura 
1. Repita o procedimento A, utilizando 100 mL de água destilada gelada na mistura com as soluções 1 e 2, e mantenha a solução sobre um banho de gelo durante a reação. 
2. Repita o procedimento A, utilizando 100 mL de água destilada quente (não superior a 40 °C) na mistura com as soluções 1 e 2. 
5. Questionário
1. QuaI é a função do amido: catalisador, indicador, oxidante ou redutor? 
2. Relate e justifique o efeito da variação da temperatura sobre a velocidade da reação estudada. 
3. Relate e justifique o efeito da variação da concentração dos reagentes sobre a velocidade da reação estudada. 
6. Referência
Química em tubos de ensaio – Editora Edgard Blucher, Bessler e Neder.
Dados Experimentais referentes ao Experimento Cinética 
Descreva suas observações, fique atento para liberação de gases, liberação ou absorção de calor, mudança de coloração etc.
1. Parte A: procedimento padrão. 
	Exp.
	Observações
	Temperatura (°C)
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2. Parte B: efeito da concentração dos reagentes.
	Exp. 50 mL
	Observações
	Temperatura (°C)
	Tempo (min)
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	2
	
	
	
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	Exp. 150 mL
	Observações
	Temperatura (°C)
	Tempo (min)
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	3
	
	
	
	
	
	
	
3. Parte C: efeito da temperatura.
	Exp.
	Observações
	Temperatura (°C)
	Tempo (min)
	1
	
	
	
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Experimento 7 - Estudo de catálise - decomposição catalítica de peróxido de hidrogênio 
1 -Introdução
O termo catálise foi introduzido pelo químico sueco Jons Jakob Berzélius no início do século XVIII, quando ele observou que certas substâncias exibiam um efeito acelerador (ou catalítico) sobre diversas reações químicas. Tais substâncias foram chamadas catalisadores. Na presença;a de um catalisador, uma reação química pode ocorrer até um milhão de vezes mais rápido. Dessa maneira, muitas reações extremamente lentas tornam-se viáveis na presença de catalisadores, obtendo-se altos rendimentos dos respectivos produtos em curto tempo. Substâncias que inibem a função dos catalisadores são chamadas de inibidores.
Alguns catalisadores, por exemplo, ácidos e bases, exibem efeito catalítico sobre uma grande diversidade de reações químicas. Os mais apreciados, entretanto, são os catalisadores específicos, que aceleram apenas umna determinada reação, sem afetar outras. 
Geralmente basta adicionar uma pequena quantidade de um catalisador ao sistema reacional para obter um efeito significativo. Portanto, nesses casos, os catalisador não participam estequiometricamente nas reações químicas catalisadas, podendo ser recuperados inalterados posteriormente.
De um modo geral, a catalisador forma uma espécie intermediária ativada com a molécula de um dos reagentes, incrementando a sua reatividade. Após a formação do produto, o catalisador é regenerado e pode atuar novamente com outras moléculas do reagente:
Reação normal A+B ↔ C
Reação catalisada A + cat ↔ catA*
 catA* + B ↔ C + cat
(A e B = reagentes; C = produto; cat = catalisador; catA * = espécie ativada) 
De acordo com a teoria das colisões, para que uma reação química ocorra é necessário haver colisões entre as partículas dos reagentes com uma energia mínima. Essa energia mínima, denominada de energia de ativação, é característica de cada reação e representa a barreira energética que deve ser ultrapassada, a fim de que a reação ocorra. Quando se adiciona um catalisador a uma reação, cria-se um novo caminho para a reação, com uma barreira de energia de ativação inferior (veja a Fig.1). A uma determinada temperatura, numa reação que ocorre em presença de um catalisador, a fração de colisões efetivas é maior do que uma reação não-catalisada. Assim, mais partículas podem vencer essa nova barreira de energia mais baixa em um determinado intervalo de tempo, resultando em um.aumento na velocidade da reação. 
Na catálise homogênea, o catalisador encontra-se na mesma fase dos reagentes, seja uma reação em meio líquido ou em fase gasosa. Por exemplo, as reações de esterificação são catalisadas por ácidos que são solúveis no meio reagente: 
RCOOH + R’OH → RCOOR’ + H2O
Observe que o próton que catalisa a reação não altera a estequiometria desta, ou seja, não aparece incorporado aos produtos. 
Muitas vezes o mecanismo de uma reação catalítica homogênea envolve a formação de um composto intermediário definido. Assim, o monóxido de nitrogênio catalisa a oxidação de dióxido de enxofre com oxigênio para trióxido de enxofre, com a formação intermediária de dióxido de nitrogênio: 
etapa 1 2 NO + O2 → 2 NO2
etapa 2 2 NO2 + 2 SO2 → 2 NO + 2 SO3
reação global 2 SO2 + O2 NO→ 2 SO3
Na catálise heterogênea, as reações ocorrem geralmente na superfície de um catalisador sólido (metais de transição, óxidos de metais de transição e outros). Os mecanismos da catálise heterogênea são bastante complexos e nem sempre bem compreendidos. De um modo geral, a catálise heterogênea ocorre por intermédio da adsorção e ativação das moléculas de um reagente em determinados sítios ativos na superfície do catalisador, facilitando assim a reação com outro reagente. A eficiência da catálise heterogênea depende, entre outros fatores, da área superficial e do número de sítios ativos existentes na superfície do catalisador. Muitos processos industriais realizados em larga escala envolvem esse tipo de catálise. Por exemplo, na síntese industrial de amônia (NH3) pelo processo Haber, um insumo básico para a produção de fertilizantes nitrogenados, utiliza-se ferro metálico (Fe) como catalisador: 
N2 + 3 H2 Fe→ 2 NH3 (fase gasosa)
Numa etapa fundamental da produção industrial de ácido sulfúrico, a oxidação do dióxido de enxofre é catalisada por óxido de vanádio sólido: 
2 SO2 + O2 V2O5→ 2 SO3 (fase gasosa)
Na catalise enzimática, proteínas com elevada seletividade para determinadas reações no metabolismo de sistemas biológicos atuam como catalisadores. Tais proteínas com atividade catalítica são chamadas de enzimas. 
A catalise enzimática é aproveitada em processos industriais que empregam biotecnologia, onde tanto enzimas isoladas como microorganismos podem ser utilizados. Assim, glicose produzida em escala industrial a partir de amido, mediante um processo catalisado pela enzima glucoamilase, isolada do fungo Aspergillus niger. Já, o ácido cítrico, utilizado na industria de alimentos e bebidas, é produzido a partir de glicose na presença do fungo Aspergillus niger (fermentação cítrica). 
A autocatálise é verificada quando um dos produtos formados catalisa a própria reação. Nesse caso, a velocidade da reação aumenta após um período de indução. Um exemplo é a oxidação de ácido oxálico com permanganato, onde o Mn2+ catalisa a reação: 
5 H2C2O4 + 2 MnO4- + 6 H+ → 10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
2. Objetivos
· Demonstrar alguns aspectos fundamentais da cinética de reações químicas, especialmente o efeito da concentração dos reagentes e da temperatura sobre a velocidade das reações químicas.
· Conhecer o fenômeno de catálise (homogênea, heterogênea e enzimática).
· Verificar o efeito catalítico de diversas substâncias sobre a decomposição do peróxido de hidrogênio. 
3. Materiais e reagentes de uso geral
Doze tubos de ensaio; estante para tubos de ensaio; espátula; pipeta conta-gotas; estilete; bico de Bunsen, solução de peróxido de hidrogênio diluído na proporção 1:5; solução de peróxido de hidrogênio diluído na proporção 1:2.
Obs.: o peróxido de hidrogênio é uma substância perigosa e agressiva (oxidante forte), devendo ser manuseado com as devidas precauções:
· Guardar em recipiente plástico na geladeira
· Evitar seu contato com a pele
· Evitar seu contato com substâncias combustíveis e oxidantes.
4. Parte experimental
Parte A: catálise heterogênea [duração: 20-30 min] 
Reagentes específicos: dióxido de manganês (MnO2); dióxido de chumbo (PbO2); dióxido de estanho (SnO2); óxido de alumínio (Al2O3); óxido de ferro(III) (Fe2O3).
5. Prepare cinco tubos de ensaio secos em uma estante adequada e rotule cada tubo com a fórmula ou nome químico do respectivo sólido a ser utilizado.
6. Em cada tubo de ensaio, coloque alguns miligramas do sólido correspondente. 
7. Adicione a cada um dos tubos 2 a 3 mL da solução de peróxido de hidrogênio 1:5.
8. Descreva os efeitos observados após a adição do peróxido de hidrogênio (borbulhamento de oxigênio, desprendimento de calor, etc.).
Disposição dos resíduos: Os resíduos sólidos devem ser depositados num recipiente destinado para coleta de resíduos inorgânicos sólidos. 
Parte B: catálise homogênea [duração: 20-30 min] 
Reagentes específicos: solução de hidróxido de sódio (NaOH), 100 g/L; ácido sulfúrico diluído na proporção·1:10; solução de permanganato de potássio (KMnO4), 20,0 g/L; solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7), 50,0 g/L; solução de sulfato de cobre (CuSO4 5H2O), 49,9 g/L; solução de iodeto de potássio (KI), 50,0 g/L.
1. Prepare seis tubos de ensaio lavados em uma estante adequada e rotule cada tubo com a fórmula ou nome químico da respectiva solução a ser utilizada
a) hidróxido de sódio; 
b) ácido sulfúrico diluído; 
c) ácido sulfúrico + iodeto de potássio; 
d) ácido sulfúrico + permanganato de potássio; 
e) ácido sulfúrico + dicromato de potássio; 
f) ácido sulfúrico + sulfato de cobre. 
2. Coloque 2 a 3 mL da solução de peróxido de hidrogênio1:5 em cada um dos tubos.
3. Em cada tubo, adicione algumas gotas da solução correspondente, agite rapidamente e, em seguida, deixe os tubos em repouso. 
4. Descreva os efeitos observados. 
Disposição dos resíduos: Ao terminar os experimentos, o conteúdo dos tubos deve ser diluído com água e despejado na pia. 
Parte C: catálise enzimática [duração: 30-40 min 
Reagentes específicos: Polpa fresca, raspada ou picada, de mamão, manga, maracujá, laranja, maçã, tomate, batata, cenoura, beterraba, etc.; um pouco de fermento fresco; um pedaço de fígado fresco; um pedaço de carne fresca.
1. Selecione seis dos materiais anteriores.
2. Prepare doze tubos de ensaio lavados em uma estante adequada e rotule cada par de tubos com o mesmo nome do material a ser utilizado. 
3. Coloque em cada par de tubos, uma pequena amostra do material correspondente. 
4. Acrescente 2 a 3 mL de água a cada um dos tubos e agite. 
5. Aqueça brevemente até fervura uma amostra de cada par e esfrie em seguida a temperatura ambiente. 
6. Adicione algumas gotas da solução de peróxido de hidrogênio 1:2 a todos os tubos, agite brevemente e, em seguida, deixe os tubos em repouso. 
7. Observe o desprendimento de bolhas de oxigênio nas diversas amostras durante 10 min.
Disposição dos resíduos: restos de carne e vegetais devem ser recolhidos em um saco plástico.
5. Questionário
4. Quais das substancias sólidas pesquisadas catalisam a decomposição do peróxido de hidrogênio? 
5. Alguma das substâncias sólidas sofreu mudança visível? 
6. Indique as substâncias que exibem apenas efeito catalítico sobre a decomposição do peróxido de hidrogênio sem sofrer alterações visíveis. 
7. Indique as substâncias que sofreram mudanças visíveis, sendo consumidas pela reação com peróxido de hidrogênio (portanto essas substâncias não são catalisadores). 
8. Compare a atividade enzimática dos diversos materiais sobre a decomposição do peróxido de hidrogênio, colocando os materiais pesquisados em ordem de sua atividade. 
9. Qual é o efeito do aquecimento sobre a atividade enzimática? Qual a razão do efeito observado? 
10. Qual a função da enzima catalase encontrada em células vegetais ou animais?
6. Referência
Química em tubos de ensaio – Editora Edgard Blucher, Bessler e Neder.
Dados Experimentais referentes ao Experimento Catálise 
Descreva suas observações, fique atento para liberação de gases, liberação ou absorção de calor, mudança de coloração, etc.
1. Parte A: catálise heterogênea. 
	Exp.
	Observações
	1
	
	2
	
	3
	
	4
	
2. Parte B: catálise homogênea. 
	Exp.
	Observações
	a
	
	b
	
	c
	
	d
	
	e
	
	f
	
3. Parte C: catálise enzimática. 
	Exp.
	Observações
	1
	
	2
	
	3
	
	4
	
	5
	
	6
	
Experimento 8 - Prática: Reações e Equilíbrios químicos
1. Introdução
A matéria encontra-se em permanente transformação. Certas transformações conduzem a variações drásticas na composição química das espécies, por meio de ruptura e formação de ligações interatômicas, quase sempre acompanhadas de trocas energéticas com o ambiente. São transformações geralmente descritas através de equações químicas e recebem a denominação específica de reações químicas.
Transformações de estado como, por exemplo, fusão, ebulição, sublimação, condensação e solidificação, também envolvem ruptura e formação de ligações, porém estas não alteram a composição química das espécies. Neste caso, as ligações rompidas ou formadas são ligações intermoleculares ou, mais genericamente, interpartículas enquanto, nas reações químicas, são rompidas e/ou formadas ligações intramoleculares ou intrapartículas (partículas, no caso, podem ser moléculas ou íons).
Nesta aula prática, você efetuará reações envolvendo substâncias em solução aquosa (reações por via úmida) e substâncias não dissolvidas em solventes (reações por via seca) e poderá propor algumas generalizações a respeito da ocorrência de reações em solução.
Quando um sólido iônico é dissolvido em um líquido (geralmente água), as interações com o solvente conduzem à formação de íons solvatados, com características bastante distintas das exibidas no retículo iônico. Inúmeros fatores influem na estabilidade dos íons em solução. Quando os compostos iônicos são pouco solúveis (Tabela 1), a concentração de seus íons, na solução, é baixa. Assim, quando pelo menos um desses íons é introduzido na solução em quantidades mais altas do que as produzidas normalmente pela dissolução parcial do sal, o que se verifica é uma rápida associação do mesmo com o contra-íon pré-existente na solução, formando o composto pouco solúvel. Essas reações são chamadas de precipitação.
Muitos compostos covalentes são capazes de produzir íons em solução, de maneira semelhante aos compostos iônicos. Os ácidos e as bases fracas são exemplos típicos destes compostos. Quando a extensão em que ocorre a ionização é baixa, os compostos são ditos pouco dissociados. Neste caso, a mistura de quantidades excessivas desses íons em solução é sempre acompanhada de sua rápida associação, formando o produto pouco dissociado. Produtos pouco dissociados podem ser água, ácidos e bases fracos (Tabela 4) e complexos (Tabela 3).
Ao lado das reações de associação ou de combinação acima discutidas (também denominadas metatéticas), os íons, átomos e moléculas podem perder ou ganhar elétrons, oxidando-se ou reduzindo-se, respectivamente. Estas transformações exigem sempre a presença simultânea de um doador e de um receptor de elétrons e são denominadas reações de oxi-redução.
2. Objetivos
Desenvolver a capacidade de observar e coletar dados experimentais, correlacionando-os. Utilizar tabelas na resolução de problemas de laboratório. Preparar e observar sistemas ácido-base em equilíbrio. Verificar os efeitos da variação de concentração sobre a posição do equilíbrio.
3. Procedimento
Reações onde se formam produtos pouco solúveis
1. Coloque, num tubo de ensaio, 2-3 gotas de solução de cloreto de sódio 0,1 mol L-1 e observe o seu aspecto. Adicione 1 gota de solução de nitrato de prata. Guarde este tubo e examine-o após 30 minutos. Anote a sua observação e fundamente-a examinando a Tabela 1. Escreva a equação química que representa este processo na forma completa e na forma iônica.
Reações onde se formam produtos pouco dissociados
1. Coloque 5 gotas de ácido nítrico 1,0 mol L-1 num tubo de ensaio. Dobre o volume obtido com água destilada e agite a solução com o auxílio de um bastão de vidro. Determine, através de um papel indicador, o caráter ácido-básico da solução. Marque o valor obtido e conserve o conteúdo do tubo. 
2. À solução obtida no item anterior, adicione o conteúdo de uma espátula cheia de acetato de sódio. Agite bem o tubo até dissolver o sal e determine novamente o caráter ácido-básico desta mistura. Compare com o resultado obtido na experiência anterior, procurando sentir o odor que deve se desprender da mistura recentemente preparada. Use as Tabelas para justificar, teoricamente, a formação do produto, escrevendo as equações químicas que representam as transformações observadas no sistema. Anote as suas observações.
3. Coloque o conteúdo de uma espátula contendo acetato de sódio em um tubo de ensaio. Adicione água, agitando até dissolver. Determine o caráter ácido-básico da solução, utilizando papel indicador. Observe e interprete seus resultados, escrevendo as equações químicas que representam as transformações ocorridas no sistema.
Reações em que se formam produtos complexos
Coloque em um tubo de ensaio 4 gotas de solução de nitrato de ferro(III) 1,0 mol L-1 e dobre o volume com água destilada. Junte 2 gotas de tiocianato de potássio 1 mol L-1 e agite. Observe o que ocorre e escreva a equação química que representa a transformação ocorrida no sistema.
Reações onde ocorrem transferências de elétrons
1. Coloque em um tubo de ensaio um pouco de solução de sulfato de cobre e um prego previamente lixado. Observe após algum tempo. Escreva a equação que representa esta reação.
2. Apanhe uma fita de Mg, previamente lixada, de aproximadamente 3 cm de comprimento e coloquesobre uma tela de amianto de forma que cerca de 1 cm fique fora do amianto. Acenda o bico de Bunsen e aproxime a chama da fita. Ao se iniciar a reação, apague o bico. Observe o que ocorre. Escreva a equação que representa esta reação.
Cuidado: não se aproxime da tela, pois a temperatura proveniente da reação é bastante alta. 
Equilíbrios Ácido-Base
1. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco: Coloque, em dois tubos de ensaio, um pouco de solução de ácido acético e adicione 2 a 3 gotas de solução de indicador universal (mistura de vermelho de metila, fenolftaleína e azul de bromotimol). Anote o valor do pH. Verifique o que ocorre adicionando a um dos tubos 2 a 3 mL de água destilada e, ao outro tubo, igual volume de solução de acetato de sódio. 
2. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca: Coloque, em dois tubos de ensaio, um pouco de solução de hidróxido de amônio e adicione 2 a 3 gotas de solução de indicador universal. Anote o valor do pH. Verifique o que ocorre adicionando a um dos tubos 2 a 3 mL de água destilada e, ao outro tubo, igual volume de solução de cloreto de amônio.
3. Estudo de solução tampão: Misture soluções de ácido acético e acetato de sódio, de modo a ficarem com concentrações próximas na solução resultante, cujo volume final deve ser 6 a 10 mL. Divida esta solução em dois tubos de ensaio e adicione indicador universal. Verifique o efeito da adição de gotas de HCl 0,1 mol L-1 num tubo e gotas de NaOH 0,1 mol L-1 no outro tubo. Compare com o efeito da adição de HCl e NaOH, separadamente, sobre água destilada contendo indicador universal.
Para cada tópico do experimento, faça um comentário explicando quais fenômenos aconteceram (exotémico, endotérmico, liberação de gases, formação de precipitados, quem tem características ácidas, básicas ou mesmo anfóteras, etc.) e descreva as equações químicas balanceadas.
4. Bibliografia
Química básica experimental; Trindade, Oliveira, Banuth, Bispo, 2ª edição, Editora Icone.
Química – A ciência central; Brown, LeMay, Bursten, 9ª edição, Pearson.
Química em tubos de ensaio – Editora Edgard Blucher, Bessler e Neder.
Experimento 9: Destilações
1. Introdução 
A destilação é um dos métodos mais utilizados para separação de líquidos devido ser bastante simples e, se tomado todos os cuidados necessários, apresenta grande qualidade na separação. A destilação também apresenta boa versatilidade, pois pode ser usada para separar líquidos de outras substâncias que podem ser sólidas ou líquidas também, desde que tenham pontos de ebulição bem distintos. 
2. Objetivo 
Nesta aula o aluno deverá colocar em prática os conhecimentos adquiridos nas aulas anteriores, pois agora ele deverá saber as normas de laboratório, bem como as vidrarias a utilizar. O aluno deverá aprender também a realizar uma destilação simples, assim como todos os conceitos nela envolvidos. 
3. Materiais e métodos 
 
3.1. Metodologia
3.1.1. Experimental I (Destilação)
Adicione ao balão de destilação 3 pedras de ebulição;
Colete 50 mL de uma solução de NaCl para dentro do balão com o auxílio de uma proveta (para medir o volume);
Com o auxílio de um funil de vidro de haste longa, transfira os 50 mL da solução de NaCl para o balão de fundo redondo;
Monte um sistema de destilação simples como mostrado na figura seguinte:
Inicie o aquecimento do sistema;
Observe atentamente o sistema enquanto ocorre o aquecimento, constantemente observando a temperatura que é registrada no termômetro;
Observe o início da destilação, atentando para o que ocorre, visualmente, com a amostra;
Numa destilação os primeiros 5% (em relação à quantidade inicial contida no balão) devem ser descartados por ainda conter impurezas. Os últimos 5% também devem ser descartados. Assim colete os aproximadamente 2,5 mL num Becker. Em seguida, troque este Becker outro Becker limpo;
A destilação prosseguirá até que se obtenha de 15 a 20 mL do destilado.
3.1.2. Experimental II (Teste do Destilado) 
Após a destilação se faz necessário um teste para verificar se a destilação foi bem sucedida. Assim, deve-se testar o destilado a fim de saber se ainda existe a presença do NaCl. Para tanto siga os passos descritos abaixo:
Adicione 2 mL de solução de AgNO3 (Nitrato de prata) a dois tubos de ensaio;
Numere-os como tubo 1 e tubo 2, respectivamente;
Ao tubo 1 adicione 2 mL de solução de NaCl. Observe que ocorre a formação de um precipitado de coloração branca. O precipitado formado é o AgCl (cloreto de prata). Assim, o tubo 1 servirá como referência para o tubo 2;
Adicione 2 mL do destilado ao tubo 2. Observe o que acontece.
Bibliografia
file:///C:/Users/Marina/Downloads/Aula.Pratica.03Destilacao.Simples%20(1).pdf
Experimento 10- Termoquímica
1. INTRODUÇÃO
Processos exotérmicos e endotérmicos 
A Termodinâmica é a área da ciência que se dedica ao estudo das trocas de energia que acompanham as transformações químicas e físicas da matéria. O estudo específico das trocas de energias na forma de calor, que acompanham reações químicas ou mudanças de estado físico, é o principal objetivo da Termoquímica. 
Quando dois sistemas em contato se encontram em temperaturas diferentes, energia na forma de calor (q) e transferida do sistema de maior temperatura para o de menor temperatura, até que se atinja o equilíbrio térmico, quando ambos os sistemas adquirem a mesma temperatura. Para que a Lei da Conservação da Energia seja obedecida, essa energia adicionada ao sistema de menor temperatura deve aparecer na forma de trabalho realizado pelo sistema (w) e/ou como uma alteração da sua energia interna (AE): 
ΔE = q + w Eq.1
A energia interna (E) de um sistema refere-se à sua energia total e é resultante principalmente das energias cinéticas de suas moléculas, íons ou, átomos, e da energia potencial responsável pela interação entre as partículas que compõem o sistema, incluindo as ligações químicas. 
A eq. 1 e a expressão matemática da Primeira Lei da Termodinâmica, que nada mais é que a Lei da Conservação da Energia aplicada a trocas de energia entre sistemas na forma de calor. 
Em uma reação química, por exemplo, ligações químicas são rompidas e novas ligações formadas, além das interações intermoleculares que consequentemente são alteradas. Dizemos, portanto, que, durante uma transformação química em que reagentes a 25°C são convertidos em produtos à mesma temperatura, ocorre uma redistribuição da energia interna do sistema. Experimentalmente é possível determinar apenas a variação da energia interna de um sistema (ΔE), a qual representa a diferença entre um estado inicial (Einicial e um estado final (Efinal): 
ΔE = Einicial - Efinal Eq.2
A energia interna de um sistema está relacionada a uma outra função termodinâmica, denominada entalpia (H), conforme a seguinte relação: 
H = E + PV Eq.3
Para fins práticos, podemos dizer que em reações químicas as diferenças entre ΔH e ΔE são muito pequenas. Em transformações químicas, onde reagentes e produtos são líquidos ou sólidos e a pressão é moderada (<700 atm), a variação de volume e desprezível e ΔH é da mesma ordem de grandeza que ΔE. Em reações envolvendo o consumo ou a produção de gases, o produto PΔV tem que ser considerado, mas, ainda assim, esse termo é muitas ordens de grandeza menor do que ΔE, de maneira que a seguinte aproximação é valida: 
ΔH ͌ ΔE = Hfinal – Hinicial Eq.4
Em uma transformação química ou mudança de estado físico, se ΔH é negativo, isso significa que a entalpia final do sistema (Hfinal) é menor que sua entalpia inicial (Hinicial), tendo uma parte da energia do sistema sido transferida para suas vizinhanças na forma de calor. Esses processos, onde ΔH < 0, são denominados exotérmicos. Processos em que a entalpia final do sistema é maior que a inicial, (ΔH > 0), absorveram energia das vizinhanças na forma de calor e são denominados processos endotérmicos. 
Exemplos de processos exotérmicos e endotérmicos que envolvem mudanças de estado físico:• Entalpia de vaporização, 
H2O (l) → H2O (g) (ΔH = +41 kJ/mol)
• Entalpia de solidificação, 
H2O (l) → H2O (s) (ΔH = -6 kJ/mol)
• Entalpia de dissolução, 
NaCI (s) + n H2O → Na+ (aq) + CI- (aq) (ΔH = +4 kJ/mol)
LiCI (s) + n H2O → Li+ (aq) + CI- (aq) (ΔH = -0,04 kJ/mol)
Exemplos de transformações químicas: 
2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (l) (combustão do etano) (ΔH = -3.123 kJ/mol)
H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g) (decomposição da água) (ΔH = +283 kJ/mol)
Ao estudar as transformações que ocorrem numa solução, por exemplo, em que hidróxido de sódio e ácido clorídrico foram misturados, consideramos como sistema a solução e, como vizinhanças, o recipiente e o ar atmosférico em contato direto com o sistema. Seja o nosso sistema, portanto, uma solução onde um processo exotérmico esta ocorrendo. Como o calor se manifesta por um efeito nas vizinhanças do sistema (paredes do béquer e ar atmosférico em contato com o sistema), a rigor deveríamos observar o aumento da temperatura das paredes do béquer e ambiente externo. Todavia essa transferência de energia na forma de calor é extremamente lenta, caracterizando-se o processo em questão como praticamente adiabático, isto é, processo em que energia não pode ser transferida na forma de calor entre o sistema e suas vizinhanças (Δq = 0). Devemos considerar, então, que o aumento ou a diminuição de temperatura do sistema, por ocasião de uma transformação química ou física, se deve a um remanejamento da energia interna do próprio sistema. 
A energia interna de um dado sistema e a sua energia total, a qual pode ser desmembrada em duas formas de energia: energia cinética, do movimento dos átomos, íons ou moléculas que compõem o sistema e, energia potencial, em virtude das forças de interação entre esses componentes, incluindo-se as ligações químicas. Se o sistema não troca energia com as suas vizinhanças na forma de calor ou trabalho, isso significa que a energia total do sistema tem que se manter constante antes e após a transformação, a fim de que a Lei da Conservação da Energia seja respeitada. Assim, quando, durante uma transformação, ligações químicas e/ou interações são rompidas e novas ligações e/ou interações são formadas, há uma variação na energia potencial do sistema. Como a energia total do sistema não pode variar, isso significa que, se há. um decréscimo de energia potencial em função da transformação observada, essa diferença será convertida em energia cinética, resultando em um aumento do grau de agitação dos componentes do próprio sistema. Nesse caso, como a temperatura de um sistema reflete o grau de agitação das partículas que o compõem, deve-se observar uma elevação da temperatura do sistema. Por outro lado, se a transformação implica em um abaixamento da temperatura do sistema, podemos supor que parte da energia cinética do sistema foi convertida em energia potencial, armazenada na forma de ligações químicas, por exemplo. 
Em ambos os casos, apesar de não ter havido uma variação da energia interna do sistema, podemos dizer que, quando um aumento de temperatura é observado, a transformação é exotérmica, pois, se o processo não fosse adiabático, parte da energia potencial do sistema que foi convertida em energia cinética seria transferida na forma de calor para as vizinhanças do sistema, até que o equilíbrio térmico entre o sistema e suas vizinhanças fosse verificado. Dessa forma, a entalpia final do sistema seria menor que a entalpia inicial e ΔH < 0. No outro caso, em que a temperatura do sistema se reduziu, uma quantidade equivalente de energia na forma de calor seria transferida das vizinhanças para o sistema, até que o equilíbrio térmico fosse verificado, de maneira que a entalpia final do sistema seria maior que a inicial, caracterizando-se um processo endotérmico, onde ΔH > 0. A variação de entalpia de um sistema (ΔH) pode ser medida experimentalmente utilizando-se um calorímetro. 
Muitos dos processos físicos ou químicos espontâneos levam a um decréscimo da energia interna do sistema. Todavia existem diversos exemplos de processos espontâneos onde um aumento da energia interna do sistema é observado como, por exemplo, evaporação, fusão, sublimação. Portanto, a variação de energia interna ou de entalpia de um sistema não é o único critério a ser considerado para se avaliar a espontaneidade de reações químicas ou mudanças de estado físico - deve-se considerar igualmente o número de graus de liberdade de movimento que o sistema adquire. O número de graus de liberdade translacional, rotacional e vibracional de um sistema pode ser representado por uma outra função termodinâmica denominada entropia (S): quanto maior 0 número de graus de liberdade de um sistema, maior a sua entropia. A entalpia e a entropia de um sistema definem a mais fundamental das funções termodinâmicas, denominada energia livre de Gibbs (G), conforme a expressão a seguir, onde T é a temperatura de equilíbrio do sistema: 
G = H – TS Eq.5
Em processos espontâneos a T e P constantes, a energia livre de Gibbs do sistema no seu estado final deve ser menor que a do sistema no seu estado inicial (ΔG < 0): 
ΔG = ΔH – ΔTS Eq.6
A espontaneidade de um processo depende das variações de entalpia e entropia do sistema, bem como da temperatura, conforme resumido na Tab. 1. Se ΔS = 0, reações químicas exotérmicas (ΔH < 0) são sempre espontâneas. Se ΔH e ΔS são ambos positivos ou negativos, a temperatura desempenha um papel decisivo na espontaneidade da transformação. Um exemplo é a fusão do gelo, um processo endotérmico (ΔH > 0) em que o sistema, após a transformação, adquire um número maior de graus de liberdade em comparação ao seu estado inicial (ΔS > 0). Nesse caso, temos que o processo só e espontâneo (ΔG < 0) a temperaturas acima de 0 °C (273 K), quando a quantidade TΔS é maior que ΔH em valor absoluto (ITΔSI > |ΔH|). 
De um modo geral, reações químicas endotérmicas são observadas a temperaturas elevadas, enquanto a maioria das reações exotérmicas ocorre a temperaturas mais baixas. 
Exemplos de reações químicas exotérmicas: 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) (combustão de hidrogênio) (ΔH = -285,9 kJ/mol)
C (s) + O2(g) → CO2 (g) (combustão do carbono) (ΔH = -293,5 kJ/mol)
S + O2 (g) → SO2 (g) (combustão do enxofre) (ΔH = -296,9 kJ/mol)
Exemplos de reações químicas endotérmicas:
½ H2 (g) + ½ I2 (g) → HI (g) (síntese de HI) (ΔH = +26,5 kJ/mol)
½ N2 (g) + ½ O2 (g) → NO (g) (síntese de NO) (ΔH = +90,2 kJ/mol)
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) (calcinação de calcário) (ΔH = +177,8 kJ/mol)
Fe2O3 (s) + 3C (s) → 2Fe (s) + 3CO (g) (processo siderúrgico) (ΔH = +490,8 kJ/mol)
2. OBJETIVOS
Obter uma noção sobre efeitos térmicos que acompanham processos químicos: reações endotérmicas e exotérmicas.
3. EXPERIMENTAL
Material de uso geral: Tubos de ensaio, estante para tubos de ensaio, termômetro (faixa de -10 até 100 °C), proveta de 10 mL.
PARTE A: ENTALPIA DE MISTURA DE LÍQUIDOS [duração: 20-30 min]
Introdução 
No estado líquido, as moléculas encontram-se associadas desordenadamente. O processo de mistura de líquidos pode ser representado da seguinte maneira: 
líquido puro A + liquido puro B → mistura líquida A + B
O efeito térmico desse processo vai depender das forças de interação entre as moléculas dos líquidos. Na mistura, as interações entre as moléculas A-A e B-B nos líquidos puros são parcialmente substituídas pelas interações A-B. Se as interações A-B forem mais fortes que a média das interações A-A e B-B, o processo será exotérmico (observamos um aumento de temperatura ao misturar os dois líquidos). Se as forças de interação A-B forem semelhantes aquelas de A-A e B-B, o efeito térmico na mistura será mínimo (não observamos variação de temperatura ao misturar os dois líquidos). Se as interações A-B forem mais fracas que a média das interações A-A e B-B, o processo será endotérmico (observamos um abaixamento de temperatura ao misturar os dois líquidos). 
Reagentes específicos:água destilada, metanol, etanol, acetona, glicerina, etilenoglicol, tolueno.
Procedimento
1. Coloque 2,5 mL de um líquido indicado na coluna A em um tubo de ensaio. 
2. Insira um termômetro e anote a temperatura do líquido. 
3. Adicione 2,5 mL do líquido correspondente, indicado na coluna B, agite a mistura e observe a variação de temperatura. 
4. Repita o procedimento com outras combinações adequadas de líquidos, conforme indicado pelo instrutor. 
	Tabela 2: combinações adequadas de líquidos
	A
	B
	A
	B
	Metanol
	Água
	Metanol
	Acetona
	Etanol
	Água
	Acetona
	Metanol
	Acetona
	Água
	Etanol
	Tolueno
	Glicerina
	Água
	Metanol
	Tolueno
	Etilenoglicol
	Água
	Acetona
	Tolueno
	Metanol
	Etanol
	
	
Disposição de resíduos da parte A
Misturas com tolueno devem ser depositadas em um recipiente específico para coleta de solventes. As outras misturas podem ser despejadas na pia, após diluição com bastante água. 
Discussão
1. Anote em cada exemplo a temperatura inicial e a temperatura final, e determine a variação de temperatura. 
2. Indique em cada exemplo realizado se o processo é exotérmico ou endotérmico. 
3. Conforme as variações de temperatura observadas, coloque os resultados em ordem crescente de efeito térmico. 
4. Discuta os resultados obtidos. Quais combinações de líquidos apresentam maior variação de temperatura? 
PARTE B: ENTALPIA DE SOLUBILIZAÇÃO/CRISTALIZAÇÃO [duração: 30-40 min] 
Introdução 
No estado sólido, as partículas (átomos, moléculas ou íons) encontram-se associadas de forma ordenada, em um arranjo denominado reticulo cristalino. A estabilidade do retículo é dada pelas forçs de interação entre as partículas. Essas forças são maiores no caso de sais, correspondendo a atração eletrostática entre cátions (partículas com carga positiva) e ânions (partículas com carga negativa). Ao se dissolver um sólido em um solvente, as partículas são separadas e passam a interagir com as moléculas do solvente (solvatação). O efeito térmico do processo de solubilização depende das entalpias relativas do retículo cristalino e da solvatação. Se a entalpia gerada pela solvatação exceder a entalpia necessária para romper o retículo, o processo é exotérmico (observamos um aumento de temperatura na dissolução). Se a entalpia gerada pela solvatação for inferior aquela necessária para romper o retículo, o processo será endotérmico (observamos um abaixamento de temperatura). 
A água é um excelente solvente para sais. Em consequência de sua natureza polar, as moléculas de água interagem fortemente com os íons (hidratação). A solubilização de um sal em água pode ser representada da seguinte maneira: 
C+A-sólido + n H2O → C+hidratado + A-hidratado
ou CA(s) + n H2O(l) → C+(aq) + A-(aq)
onde C+ e A- representam os cátions e ânions respectivamente. 
Nesse caso, o efeito térmico da solubilização resulta da diferença entre a entalpia do retículo cristalino e as entalpias de hidratação do cátion e do ânion. 
Parte B-1: Entalpia de solubilização ou hidratação de substâncias sólidas 
Reagentes específicos (sólidos): Açúcar, uréia, cloreto de sódio, cloreto de potássio, cloreto de amônio, cloreto de cálcio anidro, nitrato de sódio, nitrato de potássio, nitrato de amônio, carbonato de sódio anidro, carbonato de sódio hidratado, sulfato de sódio anidro, sulfato de potássio, sulfato de amônio, tiossulfato de sódio. 
Procedimento
1. Coloque 3 mL de água destilada em um tubo de ensaio. 
2. Insira um termômetro e anote a temperatura da água. 
3. Retire o termômetro e dissolva rapidamente, com agitação, 0,5 g de uma das substancias relacionadas. 
4. Insira o termômetro novamente e observe a variação de temperatura durante 1 min. 
5. Repita o mesmo procedimento com algumas das substancias relacionadas e indicadas pelo instrutor. 
Recomenda-se pesquisar o efeito térmico da solubilização nas seguintes séries: 
NaCI - KCI - NH4Cl - CaCl2
NaNO3 - KNO3 - NH4NO3 
Na2CO3 anidro - Na2CO3 hidratado
Na2SO4 - K2SO4 - (NH4)2SO4 
NaCI - NaNO3 
KCI - KNO3 
NH4Cl - NH4NO3 
Discussão
1. Anote em cada exemplo a temperatura inicial e a temperatura final, e determine a variação de temperatura. 
2. Indique em cada exemplo realizado se o processo é exotérmico ou endotérmico. 
3. Conforme as variações de temperatura observadas, coloque os resultados em ordem crescente de efeito térmico. 
4. Compare e discuta os resultados; por exemplo, a diferença entre a entalpia de solubilização de um sal anidro e o correspondente sal hidratado (por exemplo, carbonato de sódio anidro e hidratado) ou mudanças sistemáticas nas séries de sais.
Parte B-2: Entalpia de cristalização 
Materiais específicos: tiossulfato de sódio sólido, banho-maria
Procedimento
1. Dissolva em um tubo de ensaio 3,5 g de tiossulfato de sódio (Na2S2O3·. 5H2O) em 1 mL de água destilada, com aquecimento em banho-maria.
2. Após completa dissolução do sólido, insira um termômetro e resfrie o tubo com água de torneira. 
3. Quando a solução tiver alcançado a temperatura ambiente, retire o tubo do resfriamento e observe o inicio da cristalização e a mudança de temperatura relacionada com a cristalização (a cristalização pode ser induzida adicionando-se alguns pequenos cristais de tiossulfato de sódio).
Observação: o procedimento pode ser repetido varias vezes com a mesma amostra. 
Disposição de resíduos dos experimentos B-1 e B2
Todas as soluções podem ser despejadas na pia após diluição com bastante água.
Discussão
1. Escreva a equação correspondente aos processo de solubilização e cristalização do tiossulfato de sódio, conforme experimentos B-1 e B2
2. Nesse caso, de que forma as entalpias de solubilização e de cristalização estão relacionadas?
PARTE C: ENTALPIA DE REAÇÕES QUÍMICAS [duração: 20-30 min] 
Parte C-1: Reações de neutralização
Reagentes específicos: ácido clorídrico (HCl) diluído na proporção 1:10 (1,0 moI/L), ácido sulfúrico (H2SO4) diluído na proporção 1:17 (1,0 mol/L), ácido nítrico (HNO3) diluído na proporção 1:14 (1,0 mol/L), hidróxido de sódio (NaOH) 40 g/L (1,0 mol/L), 
Procedimento
1. Coloque 2,5 mL de um dos ácidos indicados em um tubo de ensaio. 
2. Insira um termômetro e anote a temperatura do líquido. 
3. Adicione 2,5 mL de solução hidróxido de sódio (1,0 mol/L), agite e observe a temperatura da mistura. 
4. Repita o mesmo procedimento com os outros ácidos indicados. 
Discussão
1. Anote em cada exemplo a temperatura inicial e a temperatura final, e a variação de temperatura. 
2. A reação de neutralização corresponde a um processo endotérmico ou exotérmico?
3. Apresente algumas razões para as variações de temperatura observadas.
4. Apresente as equações químicas completas para todas as reações realizadas, escrevendo apenas os íons que efetivamente participam das reações.
PARTE C-2: REAÇÕES DE METAIS COM ÁCIDOS OU BASES
Reagentes específicos: ácido clorídrico (HCl) diluído na proporção 1:3, solução de hidróxido de sódio (NaOH) 100 g/L, palha de aço, papel alumínio. 
Parte (a): Reação de ferro com ácido clorídrico 
1. Coloque 5 mL do ácido clorídrico em um tubo de ensaio. 
2. Insira um termômetro e anote a temperatura do líquido.
3. Adicione um chumaço de palha de aço, deslocando-o cuidadosamente ate o fundo do tubo, com a ajuda de um bastão de vidro. 
4. Observe a reação e a variação de temperatura durante 3 min. Se a reação se tornar muito violenta, retire o termômetro e dilua o conteúdo do tubo rapidamente com bastante água. 
Parte (b): Reação de alumínio com hidróxido de sódio 
1. Coloque 5 mL da solução de hidróxido de sódio em um tubo de ensaio. 
2. Insira um termômetro e anote a temperatura do líquido. 
3. Adicione um pedaço de "papel-aluminio", amassado em forma de bolinha. 
4. Observe a reação e a variação de temperatura durante 3 min. Se a reação se tornar muito violenta, retire o termômetro e dilua o conteúdo do tubo rapidamente com bastante água. 
Discussão
1. Descreva as reações observadas. 
2. Apresente as equações químicas completas para as reações observadas. 
3. Comente o efeito térmico observado.
Parte C-3: Reação de carbonato decálcio com ácidos
Reagentes específicos: ácido clorídrico (HCI) diluído na proporção 1:3, calcário ou mármore granulado. 
Procedimento
1. Coloque 5 mL do ácido clorídrico em um tubo de ensaio. 
2. Insira um termômetro e anote a temperatura do líquido. 
3. Adicione um pouco de calcaria ou mármore granulados. 
4. Observe a reação e a variação de temperatura durante 3 min. Se a reação se tornar muito violenta, retire o termômetro e dilua o conteúdo do tubo com bastante água. 
Discussão
1. Descreva as reações observadas. 
2. Apresente as equações químicas completas para as reações observadas. 
3. Comente o efeito térmico observado. 
Disposição de resíduos dos experimentos C-1 a C-3
As soluções podem ser despejadas na pia, após diluição com bastante água. Os resíduos sólidos (experimentos C-2 e C-3) devem ser jogados na lata de lixo. 
4. Questionário
1. Exponha a primeira Lei da Termodinâmica. Qual é o significado da energia interna de um sistema? Quais os meios pelos quais a energia interna de um sistema pode aumentar?
2. Defina processos endotérmicos e exotérmicos.
3. Explique em termos de ΔG, ΔH e ΔS, as reações ocorridas nos experimentos. Não se esqueça de colocar todas as reações na forma estequiometricamente correta e calcule a variação de entalpia padrão para cada reação. 
5. Bibliografia
www.pontociencia.org.br
Química – A ciência central; 9ª edição; Pearson; Brown, LeMay, Bursten.
Química em tubos de ensaio – Editora Edgard Blucher, Bessler e Neder.
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