Caderno de Práticas - Química geral II atualizado 2017 1-1

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS
Química Geral Experimental II
(DCT0211)
(Bacharelado e Licenciatura em Química)
Roteiro de Experimentos
Jequié – BA, 2017
Apresentação
Este conjunto de roteiros de experimentos em Química Geral foi elaborado para
ser utilizado pelos alunos do curso de Química da Universidade Estadual do Sudoeste
da Bahia – Campus de Jequié.
O objetivo deste trabalho é uniformizar o conhecimento dos alunos em relação ao
laboratório químico e também adequar a discussão prática à teoria abordada durante o
curso.
Prof. Valfredo Azevedo Lemos
Jequié, Maio de 2012.
Adaptações dos Professores (2013):
Cleber Galvão Novaes
Djalma Menezes
Marcelo Eça Rocha
Química Geral Experimental II – Química – pág. 2
Índice
Página
Apresentação.................................................................................................................. 02
Índice............................................................................................................................... 03
Elaboração de Relatórios…............................................................................................. 04
Normas de Segurança ……………………………………………………………..………… 08
Equipamentos e Materiais de laboratório........................................................................ 11
EXPERIMENTO Nº 01: Cinética Química....................................................................... 18
EXPERIMENTO Nº 02: Equilíbrio químico...................................................................... 21
EXPERIMENTO Nº 03: Perturbação do Equilíbrio químico............................................ 25
EXPERIMENTO Nº 04: Ácidos e Bases.......................................................................... 27
EXPERIMENTO Nº 05: Determinação da constante de equilíbrio de ácido e base....... 29
EXPERIMENTO Nº 06: Determinação da entalpia de alguns processos....................... 31
EXPERIMENTO Nº 07: Reações de Oxidação-Redução............................................... 35
EXPERIMENTO N008: Verificação experimental da equação de Nernst …….............. 38
EXPERIMENTO N009: Construção de pilhas de limão e batata.................................... 42
Referências bibliográficas............................................................................................... 45
Química Geral Experimental II – Química – pág. 3
ELABORAÇÃO DE RELATÓRIOS
A elaboração de um relatório é um procedimento de rotina durante o exercício de
qualquer profissão técnico-científica. Em certos casos, esta habilidade chega a ser usada como
medida de capacidade profissional, uma vez que ser um bom profissional envolve também saber
transmitir a outros os resultados de um bom trabalho.
A seguir, você encontrará algumas orientações sobre redação de relatórios científicos,
que devem ser seguidos na elaboração dos relatórios referentes às experiências realizadas nas
aulas práticas.
1 – NORMAS PARA O PREPARO DOS RELATÓRIOS
É de praxe redigir relatórios de uma forma impessoal utilizando-se a voz passiva. Outro
aspecto muito importante é ter sempre em mente que as pessoas que eventualmente lerão o
relatório, poderão não ter tido nenhuma informação prévia sobre aquilo que está sendo relatado.
Isto significa que o relato do que foi feito deve ser detalhado, cuidadoso e meticuloso, de modo
que qualquer pessoa que leia o relatório consiga efetivamente entender o que foi feito e como foi
feito.
2 – PARTES DE UM RELATÓRIO
1 – CAPA
2 – INTRODUÇÃO
3 – OBJETIVO(S)
4 – MATERIAIS E MÉTODOS
4.1 MATERIAIS UTILIZADOS
4.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
5 - RESULTADOS E DISCUSSÃO
6 – CONCLUSÃO
7 - REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
8 - ANEXOS
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1ª página - CAPA
A folha de rosto ou capa apresenta os dados que identificam o relatório: nome da
Instituição, nome da disciplina, nome do curso, título do experimento, nome dos alunos
componentes do grupo que EFETIVAMENTE participaram da realização do experimento, nome
do (s) professor(es) responsável(is), local (cidade) e data.
INSTITUIÇÃO
DEPARTAMENTO
DISCIPLINA
PROFESSOR
ALUNOS
TÍTULO
Nome do aluno
Localidade
Mês/ano
Páginas seguintes:
1. INTRODUÇÃO: A introdução de um relatório de aula prática deve conter os
fundamentos teóricos focados no objetivo do experimento realizado. Sua elaboração depende da
consulta a livros-texto, artigos, revistas, etc. Deve ser breve e claro nas informações.
2. OBJETIVO(S): Este item apresenta sucintamente o que se pretende observar ou
verificar através da realização do experimento, o qual deve estar fundamentado na introdução.
3. MATERIAIS E MÉTODOS: Este item é uma descrição completa da metodologia
utilizada, que permite a compreensão e interpretação dos resultados, bem como a reprodução do
experimento por outros estudantes. Neste item também deverá constar uma lista dos materiais e
reagentes utilizados na realização do experimento, assim como suas características físicas,
químicas e toxicidades. Portanto, este item pode ser dividido em duas partes:
3.1) Materiais Utilizados: apresentação de todos os materiais, vidrarias, reagentes e
equipamentos utilizados na realização do experimento, na forma de itens. Exemplo:
1) Tubo de ensaio
2) Proveta de 100 mL
Química Geral Experimental II – Química – pág. 5
3) Copo de vidro
4) Amostra de leite
5) Bico de Bunsen
6) Centrífuga
7) Solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L-1
8) Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,01 mol L-1
8) Água destilada
3.2) Procedimento Experimental: consiste em descrever, detalhadamente, o
procedimento executado (incluindo-se modificações que tenham sido feitas no decorrer do
experimento em relação ao procedimento originalmente proposto) para a realização do
experimento. Neste item, não devem constar quaisquer observações experimentais nem
resultados, pois as mesmas fazem parte dos Resultados e Discussão.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO: Esta é a parte mais importante do relatório e descreve
os principais resultados obtidos em aula, na sequência em que o procedimento foi realizado.
Neste item são apresentados os resultados de forma objetiva e lógica, acompanhados de uma
análise crítica dos mesmos, com base nos conceitos químicos envolvidos. Deve-se incluir
também todos os cálculos efetuados. Sempre que possível seus dados devem ser organizados
na forma de tabelas e gráficos. Estas tabelas e gráficos devem ser descritos e enumerados
adequadamente no texto e não apenas lançados. Cada tabela e gráfico deve ter um título que os
descreva brevemente.
Em resumo:
✔ Apresente os resultados e sua discussão (explicação) na sequência em que o
procedimento foi executado;
✔ Discuta cada etapa do procedimento realizado, procurando justificar e explicar a sua
realização;
✔ Discuta (explique) cada observação experimental (mudança de cor, aquecimento,
turvação, etc) e os resultados obtidos (massa final, rendimento, ponto de fusão, etc).✔
Indique com clareza as operações de cálculo. Indique sempre as unidades usadas nas
medidas.
✔ Compare os resultados obtidos com o que era esperado com base na teoria (descrita na
Introdução) ou em resultados já publicados. Se os resultados diferem do que era
esperado, na discussão deve-se procurar explicar porque, refletindo sobre possíveis
fontes de erro.
5. CONCLUSÃO: Finalmente, concluir se o objetivo foi alcançado ou não com o
procedimento desenvolvido. Esta parte deve ser clara, concisa e conter poucos parágrafos.
Consiste numa avaliação crítica sobre o experimento realizado e dos resultados obtidos. Deve
estar relacionado e coerente com a proposta do experimento contida no item Objetivos.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: mencionar as fontes bibliográficas consultadas
(livros, periódicos, apostilas, etc.). Para tal, recomenda-se utilização das normas para citação
bibliográfica recomendadas pela Associação Brasileira de Normas Técnicas – ABNT.
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7. ANEXOS: Se você desejar anexar algunsdados da literatura (relacionados em tabelas
ou gráficos), que considere necessário para a ilustração no decorrer da discussão dos resultados
deve fazê-lo no final do relatório, neste item. Também, respostas a questionário, quando
solicitado na apostila de aula prática, mapas, fotografias, gravuras, citações, tabelas, imagens,
gráficos, relação de obras consultadas ou qualquer outro material que esteja contido ou citado no
trabalho, e que seja de suma importância para o entendimento do trabalho apresentado.
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NOÇÕES ELEMENTARES DE SEGURANÇA
1.0) NORMAS DE SEGURANÇA.
A ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão rara quanto possa
parecer. Com a finalidade de diminuir a frequência e a gravidade desses eventos, torna-se
absolutamente imprescindível que durante os trabalhos realizados em laboratório se observe
uma série de normas de segurança:
1.1) Siga rigorosamente as instruções específicas do professor.
1.2) Localize os instrumentos antiincêndio e se familiarize com o seu uso. 1.3)
Certifique-se do bom funcionamento dos chuveiros de emergência. 1.4) Não
fumar, não ingerir alimentos e não correr no laboratório.
1.5) É obrigatório o uso de guarda-pó apropriado, calça comprida e sapato fechado em
todas as aulas práticas.
1.6) Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama. 1.7)
Identificar todo material produzido no laboratório, como soluções feitas, frascos abertos, material
em uso, etc.
1.8) Avisar imediatamente os professores ou técnicos em caso de acidente. 1.9)
Realizar o descarte de resíduos de forma apropriada.
1.10) Informar o professor quando ocorrer quebra de vidraria ou outro material para poder
realizar o descarte de forma correta e realizar os devidos encaminhamentos. 1.11) Evite contato
de qualquer substância com a pele. Seja particularmente cuidadoso quando manusear
substâncias corrosivas, como ácidos e bases concentrados. 1.12) Todos os experimentos que
envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser realizados na capela.
1.13) Sempre que proceder à diluição de um ácido concentrado, adicione-o lentamente,
sob agitação sobre a água, e não o contrário.
1.14) Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a
extremidade aberta do mesmo para si ou para uma pessoa próxima.
1.15) Não jogue nenhum material sólido na pia.
1.16) Sempre que possível, trabalhe com óculos de proteção.
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1.17) Ao introduzir tubos de vidro em rolhas, umedeça-os convenientemente e enrole a
peça de vidro numa toalha para proteger as mãos.
1.18) Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o nariz.
Desloque com a mão para sua direção os vapores que se desprendem do frasco. 1.19) Dedique
especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento prolongado ou que
desenvolva grande quantidade de energia.
1.20) Manter o local de trabalho limpo e organizado.
1.21) O aluno não deverá deixar sobre as bancadas, em horário de aula, materiais como
bolsas, cadernos, livros e outros. Só devem ficar sobre a bancada a apostila da prática, o
caderno e a caneta ou lápis.
1.22) Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas.
Desligue todos os aparelhos, deixe todo o 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. Os principais símbolos são:
Substância Tóxica Substância Irritante Substância corrosiva Substância inflamável Radiação ou
Raio-X Risco Biológico Entrada restrita Equipe de Limpeza
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2.0) ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIO E PRIMEIROS SOCORROS. 2.1)
Queimaduras.
2.1.1) Queimaduras causadas por calor seco (chama e objetos aquecidos). No caso de
queimaduras leves, aplicar pomada de picrato de butezin. No caso de queimaduras graves, elas
devem ser cobertas com gaze esterilizada, umedecida, com solução aquosa de bicarbonato de
sódio a 5 % (m/v). Logo após os primeiros cuidados, procurar um médico.
2.1.2) Queimaduras por ácidos. Lavar imediatamente o local com água em
abundância, durante cerca de 20 minutos. Em seguida lavar com solução saturada de
bicarbonato de sódio e novamente com água.
2.1.3) Queimaduras por álcalis. Lavar a região atingida imediatamente com
bastante água, durante cinco minutos. Tratar com solução de ácido acético a 1 % (m/v) e
novamente tratar com água.
2.2) Ácido nos olhos. Nos laboratórios, existem lavadores de olhos acoplados aos
chuveiros de emergência. A lavagem deve ser feita por 15 minutos, após o que se aplica solução
de bicarbonato de sódio a 1 % (m/v).
2.3) Álcalis nos olhos. Proceder como no item anterior, apenas substituindo a solução
de bicarbonato por uma solução de ácido bórico a 1 % (m/v).
2.4) Intoxicações por gases. Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a
descansar.
2.5) Ingestão de substâncias tóxicas. Administrar uma colher de sopa “antídoto
universal”, que é constituído de duas partes de carvão ativo, uma de óxido de magnésio e uma
de ácido tânico.
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EQUIPAMENTOS E MATERIAIS DE LABORATÓRIO
1.0) INTRODUÇÃO
A execução de qualquer experimento em Química envolve a utilização de uma variedade
de equipamentos de laboratório, a maioria muito simples, porém com finalidades específicas. O
emprego de um dado equipamento ou material depende dos objetivos e das condições em que a
experiência será executada. Para facilitar a familiarização, correlacione o nome e a função de
cada equipamento ou material com a figura correspondente.
2.0) MATERIAL UTILIZADO
2.1) Material de vidro.
2.1.1) Tubo de ensaio: utilizado principalmente para efetuar
reações químicas em pequena escala.
2.1.2) Béquer: recipiente com ou sem graduação, utilizado para
o preparo de soluções, aquecimento de líquidos,
recristalizações, etc.
2.1.3) Erlenmeyer: frasco utilizado para
aquecer
líquidos ou efetuar titulações.
2.1.4) Kitassato: frasco de paredes espessas, munido de saída
lateral e usado em filtrações sob sucção.
2.1.5) Balão de fundo chato: frasco destinado a armazenar líquidos
ou soluções, ou mesmo, fazer reações com desprendimento de
gases. Pode ser aquecido sobre o tripé com tela de amianto.
2.1.6) Balão volumétrico: recipiente
calibrado, de
precisão, destinado a conter um determinado volume de
líquido, a uma dada temperatura; utilizado no preparo de soluções de
concentrações definidas.
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2.1.7) Cilindro graduado ou proveta: vidraria com graduações,
destinado a medidas aproximadas de volume de líquidos.
2.1.8) Bureta: equipamento
calibrado para
medida precisa de volume de líquidos. Permite o
escoamento de líquidos e é muito utilizada em titulações.
2.1.9) Pipeta: equipamento calibrado
para medida de
volume de líquidos. Existem dois tipos de pipetas:
pipeta graduada, para escoar volumes variáveis, e
pipeta volumétrica, para escoar volumes fixos e precisos de líquidos.
2.1.10) Funil: Utilizado na transferência de
líquidos de um
frasco para outro ou para efetuar filtrações simples.
2.1.11) Vidro de relógio: Peça de vidro de forma côncava.
O vidro de relógio é usado para cobrir béqueres em evaporações, para
pesagens e diversos fins, como tampar frascos para impedir que caia poeira
ou qualquer outro contaminante.
2.1.12) Dessecador: utilizado no armazenamento de
substâncias quando se necessita de uma atmosfera com baixo teor de
umidade. Também pode ser utilizado para manter as substâncias sob
pressão reduzida.
2.1.13) Pesa-filtro: recipiente destinado à pesagem de
sólidos.
2.1.14) Bastão de vidro: Corresponde a um bastão maciçode
vidro. Serve para agitar e facilitar as dissoluções, manter massas líquidas em
constante movimento, ou ainda, na transferência de líquidos de um recipiente a
outro.
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2.1.15) Funil de separação:
Usado para
separação de líquidos imiscíveis. Na parte
inferior dos funis há uma torneira que permite
escoar o líquido de maior densidade e na
parte superior há uma entrada com junta
esmerilhada que possui tampa que se ajusta perfeitamente à junta
esmerilhada. São afixados ao suporte universal utilizando argolas.
2.1.16) Cuba de vidro ou cristalizador: recipiente
geralmente utilizado para conter misturas refrigerantes, e finalidades
diversas.
2.1.17) Placa de Petri: Recipiente de vidro
utilizada para
armazenar materiais sólidos que poderão ser
armazenados no dessecador ou em estufa para secagem. Podem ser
utilizadas também para cobrir reagente impedindo assim sua contaminação.
2.1.18) Condensador: equipamento destinado à
condensação de vapores, em destilações ou aquecimento sob refluxo.
A entrada e saída lateral dos condensadores servem para manter um
fluxo constante de água ou de outro líquido refrigerantee com isto
manter uma temperatura baixa no interior do condensador para permitir
o resfriamento do vapor e consequentemente sua condensação.
2.1.19) Balão de destilação:
É utilizado em
processos de destilação. O tubo lateral
permite a saída de vapores obtidos a partir do aquecimento de
líquidos ou soluções contidos no balão. Destilação consiste no
processo de separação sólido-líquido ou líquido-líquido por
aquecimento da solução seguida da evaporação de um dos
líquidos.
2.2) Material de porcelana.
2.2.1) Funil de Buchner: Funil de porcelana
utilizado para
realizar filtração rápida, por sucção, de sistemas heterogêneos
sólido líquido, devendo ser acoplado a um kitassato. Na parte interna
apresenta uma superfície com furos na qual se fixa o papel de filtro.
2.2.2) Cápsula: usada para efetuar evaporação de
líquidos.
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2.2.3) Cadinho: Usado para o
aquecimento a seco
(calcinação), na eliminação de substâncias
orgânicas, secagem e
fusões, no bico de Bunsen ou mufla.
2.2.4) Almofariz e
pistilo: são
utilizados na trituração e
pulverização de sólidos.
Além de porcelana, podem ser feitos de ágata, vidro
ou metal.
2.3) Material metálico.
2.3.1) Suporte, mufa e garra: peças metálicas usadas para montar aparelhagens
em geral.
2.3.2) Pinças:
peças de
vários tipos,
como Mohr e Hofmann, cuja
finalidade é impedir ou
reduzir o fluxo de líquidos ou
gases através de tubos
flexíveis.
2.3.3) Pinça metálica:
utilizada para
manipular objetos aquecidos.
2.3.4) Tela de amianto: tela metálica,
contendo
amianto, utilizada para distribuir uniformemente o calor, durante o
aquecimento de recipientes de vidro à chama de um bico de gás.
2.3.5) Triângulo de ferro com porcelana: usado
principalmente como suporte em aquecimento de cadinhos.
2.3.6) Tripé: Sustentáculo na qual se coloca a tela de amianto e
sobre a qual se coloca o recipiente que contém o líquido a ser
aquecido. É usado com tela de amianto. É colocado sobre o
bico de Bunsen.
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2.3.7) Bico de gás (Bunsen): O bico de gás é a fonte de
aquecimento mais usada em laboratório. Consiste de um
sistema de metal que apresenta uma entrada de gás na parte
inferior e uma parte superior na qual é produzida a chama que
servirá de aquecimento. Os bicos de gás também apresentam
um anel na parte inferior que permite regular a entrada de
oxigênio e, com isso, controlar a temperatura da chama.
2.3.8) Argola: Empregado como
suporte do funil na
filtração, ou para sustentação do funil de
decantação. São
confeccionadas em metal e apresentam diferentes diâmetros.
Apresenta um sistema de rosca (mufa) que permite prendê-la ao
suporte universal.
2.3.9) Espátula: Usadas para transferência de substâncias sólidas do frasco que
a contém para outro frasco ou para o recipiente que está sobre a balança para o material sólido
ser pesado. Também podem ser utilizadas para quaisquer outras transferências de materiais
sólidos. São confeccionadas em metal ou plástico e apresentam diferentes formatos e tamanhos.
2.4) Materiais diversos.
2.4.1) Suporte para tubos
de ensaio: A
estante para tubos de ensaio são feitas de
madeira ou
metal e servem como suporte para manter os tubos de
ensaio em posição vertical. Os tubos de ensaio podem ter de
5 a 20 cm de altura e de podem ter diferentes diâmetros.
2.4.2) Pissete ou pisseta: frasco contendo geralmente água
destilada, álcool ou outros solventes, usado para efetuar a
lavagem de recipientes ou materiais com jatos do líquido nele
contido.
2.4.3) Pinça de madeira:
utilizada para
segurar tubos de ensaio durante aquecimento ou adição de
substâncias corrosivas.
2.4.4) Trompa d’água: dispositivo para
aspirar o ar e
reduzir a pressão no interior de um frasco; muito
utilizado em filtrações por sucção.
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2.4.5) Estufa: equipamento empregado na secagem de
materiais por aquecimento, em geral até 200 oC.
2.4.6) Mufla ou forno: utilizada para a calcinação de
substâncias, por aquecimento em altas temperaturas (até 1000 ou
1500oC).
2.4.7) Manta elétrica: Equipamento usado juntamente com
um balão de fundo redondo; é uma fonte de calor que pode ser regulada quanto
à temperatura.
2.4.8) Centrífuga: instrumento que serve para acelerar a
sedimentação de sólidos em suspensão em líquidos.
2.4.9) Balança: instrumento para
medida de massa
de massa de sólidos e líquidos não voláteis com
diferentes graus de precisão.
2.4.10) Chapa elétrica e agitador: É utilizada para o
aquecimento de substâncias de uma forma em geral. É uma forma
comum e segura de aquecimento em um laboratório. Ela também pode ser
utilizada para agitação de soluções, aquecidas ou não.
2.4.11) Barra magnética: Produto muito utilizado junto
aos agitadores magnéticos para homogeneizar soluções. Todos os
modelos de barras magnéticas são revestidos em PTFE resistente a produtos
químicos.
2.4.12) Escovas de limpeza: Usada
para limpeza de
tubos de ensaio e outros materiais.
2.4.13) Pêra: Usada para pipetar soluções.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 16
3.0) TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATÓRIO
3.1) Manuseio de um bico de Bunsen.
O primeiro passo para usar o bico é fechar a entrada de ar. A seguir, abre-se a válvula de
gás e acende-se. A chama que se obtém é grande, amarela e luminosa. Abre-se em seguida a
entrada de ar, lentamente, até que a chama se torne azul. Notam-se duas regiões cônicas
distintas: a interna, mais fria, chamada de zona redutora, e a interna, quase invisível, chamada
de zona oxidante. A parte mais quente da chama está situada logo acima do cone interno. Este é
o tipo de chama mais utilizado em operações de laboratório.
3.2) Medida de volume de líquidos.
A medida de volume do líquido é feita comparando-se o nível do mesmo com os traços
marcados na parede do recipiente. A leitura do nível para líquidos transparentes deve ser feita
na parte inferior do menisco, estando a linha de visão H do operador perpendicular à escala
graduada para evitar erros de paralaxe.
3.3) Técnicas de uso de material volumétrico.
Para o uso de pipetas, mergulha-se a pipeta, limpa e seca, no líquido a ser medido.
Aplica-se sucção na parte superior da pipeta, aspirando líquido até um pouco acima da marca.
Nesta operação, a ponta da pipeta deve ser mantida sempre mergulhada no líquido, caso
contrário, será aspirado ar. Fecha-se a extremidade superior da pipeta com o dedo indicador.
Limpar a parte externa da pipeta, utilizando papel absorvente. Relaxando-se levemente a
pressão do dedo, deixa-se escoar o líquido excedente, até que a parte inferior do menisco
coincida com a marca. A seguir, encosta-se a ponta da pipeta na parte interna do recipiente
destinado a receber o líquido e deixa-se escoar. Espera-se mais 15 segundos e afasta-se a
pipeta, sem tentar remover o líquido remanescentena ponta.
Ao se utilizar uma bureta, deve-se verificar se ela está limpa e seca, e com a torneira
adequadamente lubrificada. Prende-se a bureta verticalmente em um suporte e adiciona-se o
líquido até acima do zero da escala. Abre-se a torneira e deixa-se escoar líquido suficiente para
encher a ponta da bureta abaixo da torneira. Acerta-se o zero. Coloca-se o frasco para receber o
líquido sob a bureta e deixa-se o líquido escoar, gota a gota. Após o escoamento da quantidade
necessária de líquido, espera-se 10 a 20 s e lê-se o volume retirado.
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Experimento 01
CINÉTICA QUÍMICA
1. Introdução
A lei da ação das massas (lei de Guldberg e Waage), para uma reação genérica:
aA + bB→mM + nN
estabelece que v = K[A]x[B]y
onde, v = velocidade da reação
K = constante de velocidade, específica para cada reação
[ ] = concentração molar (mol L-1) dos reagentes
x e y = expoentes experimentalmente determinados
A equação de Guldberg e Waage mostra que um aumento na concentração de qualquer
um dos reagentes provoca um aumento na velocidade da reação. Na reação: H2SO4(aq) +
Na2S2O3(aq)→ Na2SO4(aq) + H2O(aq) + SO2 (aq) + S(s)O enxofre formado é insolúvel em
água, provocando uma turvação, que permite observar quando a reação ocorre. Assim, pode-se
medir o tempo de duração da reação. Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando
água à solução de tiossulfato de sódio, verifica-se como a diminuição da concentração de um
dos reagentes influi na velocidade da reação. Dadas as variáveis:
∆n = número de mol que reagiram: CV
∆t = tempo (em segundos) de duração da reação
V = ∆n / ∆t
As partículas dos constituintes de uma solução estão em constante movimento. Por isso,
essas partículas dispõem de uma energia cinética. E, que depende de sua massa e de sua
velocidade v: E = (½) mv2
O aquecimento da solução promove o fornecimento de energia às partículas que a
constituem. Esse aumento de energia irá provocar um aumento em sua velocidade. Com
velocidade maior, o tempo que as moléculas reagentes levarão para se encontrar e reagir
diminuirá. Desse modo, aumentará a velocidade da reação. Em outras palavras, um aumento da
temperatura provoca um aumento na velocidade das reações.
2. Objetivos
Compreender conceitos relacionados à velocidade de reações.
Avaliar de que forma alguns fatores pode influenciar na velocidade das reações.
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3. Materiais Utilizados
Tubos de ensaio Magnésio metálico
Béquer Água oxigenada (H2O2) 30 %
Proveta Iodeto de potássio (KI)
Buretas Nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) Cronômetro Água gelada
Conta-gotas Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,3 mol L-1 Comprimido antiácido
Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,3 mol L-1 Solução de ácido clorídrico
(HCl) 1,0 mol L-1
4. Procedimento experimental
4.1 Fatores que alteram a velocidade de uma reação l.
4.1.1 Em dois tubos de ensaio distintos, colocar 2,0 mL de água destilada. Dividir um
comprimido de antiácido em quatro partes iguais. Colocar uma parte do comprimido no
tubo 1 e anotar o tempo de reação (efervescência).
4.1.2 Com o auxílio do bastão de vidro, triturar outra parte do comprimido e colocar em um
pedaço de papel dobrado. No tubo 2 colocar o comprimido triturado e anotar o tempo
de reação.
4.1.3 Em um terceiro tubo de ensaio, colocar 2,0 mL de água gelada e adicionar parte do
comprimido. Anotar o tempo de reação.
4.2 Fatores que alteram a velocidade de uma reação II.
4.2.1 Em um tubo de ensaio, colocar 1,0 mL de água destilada e 5,0 mL de solução de ácido
clorídrico 1,0 mol L-1. Em outro tubo, colocar 1,0 mL de solução de ácido clorídrico 1,0
mol L-1e 5,0 mL de água destilada. Adicionar, simultaneamente, cerca de 0,050 g de
Mg em cada tubo e observar em qual delas há maior produção de gás.
4.3 Fatores que alteram a velocidade de uma reação III.
4.3.1 Em um tubo de ensaio, colocar 2,0 mL de água oxigenada (H2O2) 30 % e observar se há
formação de bolhas de gás. Em seguida, adicionar cerca de 0,50 g de iodeto de
potássio e observar. Colocar 4 gotas da solução do tubo 1 no tubo 2 e diluir com 5,0
mL de água. Adicionar ao tubo 2, cerca de 0,250 g de Pb(NO3)2 e observar se ocorre
reação.
4.4 Influência da concentração na velocidade de uma reação.
4.4.1 Carregar corretamente três buretas com água, solução de ácido sulfúrico 0,3 mol L-1e
solução de tiossulfato de sódio 0,3 mol L-1, respectivamente.
4.4.2 Em quatro tubos de ensaio distintos, colocar 4,0 mL de solução de ácido sulfúrico 0,3
mol L-1. Numerar os tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 19
4.4.3 Utilizando as buretas, colocar, nos tubos numerados, a solução de tiossulfato de sódio
0,3 mol L-1e água, de acordo com a Tabela 1.
Tabela 1. Dados para determinação da velocidade de uma reação.
Tubo Volume (mL) Concentraç
ão de
tiossulfato
na mistura
(mol L-1)
CV = C´V’
Número de
mol de
tiossulfato
de sódio
que
reagiu
∆n = C´V’
Tempo
da
reação
(s)
Velocida
de V =
∆n / ∆t
(mol s-1 )
Solução
de
tiossulfat
o de
sódio
Água Total
1 6 0 6
2 4 2 6
3 3 3 6
4 2 4 6
✔ Adicionar 4,0 mL de solução de ácido sulfúrico 0,3 mol L-1no tubo 1 e acionar um
cronômetro imediatamente. Observar atentamente o tubo 1, e assim que aparecer uma
turvação, parar o cronômetro e anotar o tempo. Colocar na tabela o tempo da reação
correspondente ao tubo 1. Descartar o conteúdo 1 imediatamente, para evitar que o
mesmo fique manchado.
✔ Repetir o item anterior para os tubos 2, 3 e 4.
5. Questionário
5.1 Compare os intervalos de tempo das reações nos tubos de ensaio dos experimentos
4.1.1, 4.1.2 e 4.1.3.
5.2 Explique os resultados encontrados nos experimentos 4.2.1 e 4.3.1. 5.3 Construa o
gráfico: concentração x velocidade e una os pontos por uma curva (evite uma linha quebrada).
5.4 Que substância permitiu medir o tempo de reação no experimento 4.4? Escreva a
equação química correspondente.
5.5 Por que um aumento na concentração de um ou de todos os reagentes aumenta a
velocidade da reação?
5.6 Quais conclusões podem ser tiradas dessa aula?
Química Geral Experimental II – Química – pág. 20
Experimento 02
EQUILÍBRIO QUÍMICO
1. Introdução
A maior parte das reações químicas observadas em laboratório parecem ter se
completado, isto é, todos os reagentes parecem que se transformaram em produtos. Na
realidade, as reações químicas são reversíveis. Consequentemente, haverá condições de
concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Por
exemplo, consideremos a decomposição térmica do carbonato de cálcio:
CaCO3(S)→ CaO(S) + CO2(g) (1)
Quando esta reação é realizada num recipiente aberto que permite a eliminação de CO2,
há uma total conversão do CaCO3 em CaO. Por outro lado sabe-se que o CaO reage com CO2 ,
e se a pressão deste último for suficientemente alta, o óxido poderá ser inteiramente convertido
em carbonato:
CaO(S) + CO2(g)→ CaCO3(S) (2)
A reação (2) é o inverso da reação (1). Assim, devemos considerar as reações (1) e (2) como
processos químicos reversíveis, que se indica com a seguinte notação: CaCO3(S)⇄ CaO(S) +
CO2(g) (3)
Quando se tem CaCO3, puro num frasco fechado, ele começa a se decompor de acordo
com a reação (1). À medida que o CO2 se acumula, sua pressão aumenta, e finalmente a reação
(2) começa a ocorrer numa velocidade perceptível que aumenta à medida que se eleva a
pressão de CO2. Por fim, as velocidades da reação de decomposição e da reação inversa
tornam-se iguais, e a pressão do dióxido de carbono permanece constante. O sistema atingiu o
equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio. A medida da extensão de uma
reação química é dada pelo valor da Constante de Equilíbrio, K.
Para uma reação cuja forma geral é:
aA + Bb⇄ cC + dD
a expressão da constante de equilíbrio é dada por :
(4)
2. Objetivos
Verificar o estado de equilíbrio de uma reação química
Demonstrar a reversibilidade de reações químicas
Comprovar experimentalmente o “Principio de Le Chatelier”
QuímicaGeral Experimental II – Química – pág. 21
3. Materiais Utilizados
✔ Tubos de ensaio
✔ Béquer de 100 mL
✔ Proveta de 50,0 mL
✔ Proveta de 10,0 mL
✔ Pipetas graduadas de 10,0 mL e de 5,00 mL
✔ Espátula
✔ Pêra
✔ Papel de filtro
✔ Ácido clorídrico concentrado (HCl)
✔ Cloreto de amônio (NH4Cl)
✔ Cloreto cobaltoso hexahidratado (CoCl2·6H2O)
✔ Solução de cromato de potássio (K2CrO42-) a 1,0 % (m/v) ou 0,1 mol L-1✔
Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O72-) a 0,5 % (m/v) ou 0,1 mol L-1✔
Solução de ácido clorídrico (HCl) 1,00 mol L-1
✔ Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1,00 mol L-1
✔ Solução de solução de cloreto férrico (FeCl3) 5,0 x 10-2mol L-1
✔ Solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) 5,0 x 10-2mol L-1
✔ Cloreto de sódio (NaCl)
✔ Solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,10 mol L-1
✔ Hidróxido de amônio (NH4OH)
✔ Solução de ácido nítrico (HNO3) 1:1 (v/v)
✔ Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O)
✔ Tiocianato de amônio (NH4SCN) sólido
4. Procedimento experimental
Equilíbrio ferro-tiocianato
∙ Em proveta de 50 mL, adicionar 1,0 mL de solução de cloreto férrico 0,05 mol L-1, 1,0 mL
de solução de tiocianato de amônio 0,05 mol L-1 e 38 mL de água destilada. Agitar e
observar.
∙ Numerar quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. Colocar, em cada tubo, 10,0 mL da solução
na proveta.
Ao tubo 1, adicionar 2,0 mL de solução de cloreto férrico 0,05 mol L-1. Agitar, observar
e comparar com a coloração do tubo 4.
Ao tubo 2, adicionar cerca de 0,10 g de tiocianato de amônio sólido. Agitar, observar e
comparar com a coloração do tubo 4.
Ao tubo 3, adicionar cerca de 0,10 g de cloreto de amônio sólido. Agitar, observar e
comparar com a coloração do tubo 4.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 22
Equilíbrio cromato-dicromato
∙ Numerar quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. Nos tubos 1 e 2, colocar solução de
cromato de potássio a 1,0 % (m/v) até 1/3 do volume do tubo de ensaio. Aos tubos 3 e
4, adicionar quantidade semelhante de solução de dicromato de potássio a 0,5 %
(m/v).
∙ Ao tubo 1, adicionar cerca de 3,0 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1 e agitar.
Comparar com a coloração do tubo 2.
∙ Ao tubo 3, adicionar cerca de 3,0 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1.
Comparar com a coloração do tubo 4.
Equilíbrio dos íons cobalto (II)
∙ Aquecer cerca de 0,30 g de cloreto cobaltoso hexahidratado cristalino em um tubo de
ensaio. Observar. Acrescentar 2,0 mL de água ao tubo. Mergulhar a ponta de um
palito na solução resultante e escrever algo sobre um papel de filtro. Aquecer o papel
em uma chama fraca. A seguir, expire ar pela boca sobre o papel. Analisar as
observações.
Equilíbrio de íons complexos.
∙ Em um tubo de ensaio, acrescentar cerca de 0,20 g de cloreto de sódio e 2,0 mL de
água. Acrescentar cerca de 2,0 mL de solução de nitrato de prata 0,10 mol L-1. Retirar
o líquido sobrenadante e juntar ao sólido formado, solução de hidróxido de amônio em
excesso. Adicionar, então, solução de ácido nítrico 1:1 (v/v) até obter uma solução
ácida. Analisar cuidadosamente o resultado.
∙ Em um tubo de ensaio, acrescentar cerca de 0,20 g de sulfato de cobre pentahidratado
e 2,0 mL de água. Acrescentar cerca de 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0
mol L-1. Retirar o líquido sobrenadante e juntar ao sólido formado, hidróxido de amônio
em excesso.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 23
5. Questionário
5.1 Escreva as equações químicas e explique todas as etapas do experimento “Equilíbrio
químico”.
5.2 Alguns vegetais, como brócolis, escarola, vagens, etc., quando cozidos, perdem
parcialmente a sua coloração verde. A causa da perda de cor deve-se à seguinte reação:
C55H72O5N4Mg(aq) + 2 H+ (aq)C55H74O5N4 (aq) + Mg+2 (aq)
(verde) (incolor)
Com base na equação iônica dada, o que seria mais adequado adicionar ao vegetal,
durante o cozimento, para não ocorrer uma mudança de cor? Explique.
5.3 A metilamina (CH3-NH2) é responsável pelo conhecido “cheiro de peixe”. O equilíbrio dessa
amina é:
CH3-NH2(aq) + H2O (l) CH3-NH3
+
(aq) + OH- (aq)
(cheiro de peixe) (sem cheiro)
Baseado na equação acima, o que pode ser adicionado para minimizar o forte cheiro de
peixe? Explique.
5.4 De acordo com o equilíbrio abaixo, explique por que o flúor presente em águas potáveis e
cremes dentais fortalece o esmalte dos dentes.
3 Ca3(PO4)2.Ca(OH)2 + 2 NaF 3 Ca3(PO4)2.CaF2 + 2 NaOH
Química Geral Experimental II – Química – pág. 24
Experimento 03
PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO
1. Introdução
A grande maioria dos processos químicos ocorre em sistemas fechados, os quais
acabam entrando em equilíbrio químico e dessa forma seu rendimento não é muito elevado.
Para contornar esse problema no que diz respeito ao rendimento da reação, faz-se necessário o
uso do “Princípio de Le Chatelier”. Segundo este princípio, o equilíbrio químico é deslocado para
a direção contrária da qual a força é exercida. Assim, ocorrem as seguintes situações:
∙ Quando se eleva a pressão sobre o sistema gasoso ele é deslocado para o sentido de
formar um número menor de moléculas de gás e quando se reduz a pressão ele
deslocará para o sentido de formar mais moléculas de gás.
∙ Quando se eleva a temperatura do sistema, este se deslocará para o sentido endotérmico,
caso a temperatura seja reduzida o equilíbrio se deslocará para o sentido exotérmico.
∙ Quando se aumenta a concentração de reagentes, o equilíbrio é deslocado no sentido de
formar produtos, mas quando se retira certa quantidade de reagente do sistema em
equilíbrio, este se deslocará no sentido de formar reagentes.
2. Objetivos
✔ Avaliar de modo qualitativo os efeitos da variação da pressão e da temperatura em um
sistema químico em equilíbrio.
✔ Perceber a reversibilidade das reações em um sistema em equilíbrio.✔ Verificar o
deslocamento de um equilíbrio pela variação de alguma propriedade do sistema.
✔ Prever em que sentido o equilíbrio é deslocado quando o sistema é sujeito a uma dada
perturbação.
3. Materiais Utilizados
✔ 04 seringas de 20 mL
✔ 02 béqueres de 250 mL
✔ 01 béquer de 500 mL
✔ Kitassato ou Erlenmeyer de 250 mL
✔ Tripé
✔ Tela de amianto
✔ Banho de gelo
✔ Água fervente
Química Geral Experimental II – Química – pág. 25
✔ Cobre (raspas ou fio elétrico)
✔ Ácido nítrico (HNO3) concentrado
4. Procedimento experimental
∙ Preparo do dióxido de nitrogênio
Trabalhe na capela. Coloque raspas de cobre ou fios elétricos de cobre cortados em
pedaços em frasco kitassato ou Erlenmeyer de 250 mL e goteje ácido nítrico concentrado.
Espere que o dióxido de nitrogênio inicialmente produzido desloque todo o ar do sistema.
∙ Efeito da pressão sobre o dióxido de nitrogênio
Recolha uma amostra do gás produzido no experimento anterior, puxando o êmbolo da
seringa de 20 mL. Quando preencher um volume de cerca de 15 mL, tampe a seringa. Empurre
o êmbolo para dentro da seringa e mantenha o gás sobre compressão e descompressão várias
vezes. Observar o resultado. Use um fundo branco para observar melhor.
∙ Efeito da temperatura sobre o dióxido de nitrogênio
Prepare três béqueres, respectivamente com banhos de gelo e água, água à temperatura
ambiente e água fervente. Coloque uma seringa com dióxido de nitrogênio em cada um dos
banhos. Troque as seringas dos banhos de gelo e de água fervente entre si. Deixe que todas as
seringas voltem à temperatura ambiente. Anote todas as observações.
5. Questionário
5.1 Preveja o efeito do aumento da pressão e da temperatura sobre um sistema químico
qualquer.
5.2 Repita o item 5.1 para o sistema químico envolvido neste experimento.
5.3 Explique todas as etapas envolvidas no procedimento.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 26
Experimento 04
ÁCIDOS E BASES
1. Introdução
A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, ainda que baixa, como
consequência de sua habilidade em sofrer auto-dissociação:
H2O + H2O H3O+(aq) + OH−(aq)
A condição de equilíbrio desta dissociação pode ser escrita como:
[H+] [OH-] / [H2O] = K’
Como a concentração de moléculas de água é essencialmente constante:[H+] [OH-] = K’ [H2O] = Kw
Kw = constante de dissociação para água. Kw = 1.0 x 10-14, a 25oC.
Sempre que a concentração do íon hidrogênio se iguala à concentração do íon hidróxido,
como na água pura, dizemos que a solução é neutra. Um ácido é uma substância que torna a
concentração do H+(ou H3O+) maior que a concentração do OH-, reciprocamente, uma base torna
a concentração do OH-maior que a concentração do H+(ou H3O+).
O termo pH é muito empregado no nosso dia a dia: rótulos de garrafas de água mineral
dizem que esta água tem, geralmente, pH = 5,5. Os rótulos de shampoo avisam que o pH alcalino
é ideal para lavar cabelos. Este termo foi inventado pelo bioquímico Sören Sörensen em 1909
para indicar a concentração de íons H+(ou H3O+), [H+] ou [H3O+], e a letra p (minúscula) significa
menos logaritmo de.
pH= - log [H+]
2. Objetivos
Preparar uma escala de pH usando um indicador natural (repolho roxo)
Determinar o pH de diferentes substâncias
3. Materiais utilizados
∙ 15 tubos de ensaio de 15 mL ∙ Solução de ácido clorídrico (HCl) 0,10 mol L-1 ∙ Peneira ∙
Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,10 mol L-1 ∙ Repolho roxo ∙ Etanol (C2H5OH)
∙ 04 provetas de 10 mL ∙ Água destilada
∙ 04 conta-gotas ∙ Leite de magnésia
∙ 02 béqueres de 500 mL ∙ Vinagre branco
∙ 04 béqueres de 100 mL ∙ Leite
∙ Lamparina ou bico de Bunsen ∙ Suco de limão
∙ Tripé ∙ Clara de ovo
∙ Tela de amianto ∙ Coca-cola
Química Geral Experimental II – Química – pág. 27
4. Procedimento Experimental
4.1 Preparo do extrato do repolho roxo: Cortar o repolho em pedaços pequenos e colocar no
béquer com água. Ferver até que a água seja reduzida à metade do volume inicial. Com
o auxílio da peneira, filtrar a solução obtida.
4.2 Preparo da escala padrão: Preparar em tubos de ensaio de 15 mL as soluções indicadas
na Tabela 1. Rotular os tubos com os valores de pH aproximados, de acordo com a
tabela.
Tabela 1: Preparo da escala padrão.
Valor do pH
(aproximado)
Procedimento
1 5,00 mL de HCl 0,10 mol L-1+ 5,00 mL de extrato de repolho
3 5,00 mL de água dest. + 5 gotas de vinagre + 5,00 mL de extrato de repolho 5 5,00 mL
de etanol + 5,00 mL de extrato de repolho
6 5,00 mL de água dest. + 5,00 mL de extrato de repolho
9 5,00 mL de água dest. + 1 gota de NaOH 0,10 mol L-1 + 5,00 mL de extrato de repolho
11 5,00 mL de água dest. + 5 gotas de NaOH 0,10 mol L-1 + 5,00 mL de extrato de repolho
12 5,00 mL de solução de NaOH 0,10 mol L-1 + 5,00 mL de extrato de repolho
4.3 Testando o pH de diferentes materiais: Colocar em cada tubo de ensaio 5 mL de água
destilada e 5 mL de extrato de repolho roxo. Acrescente a cada um cinco gotas do material a ser
testado. Materiais testados: 1: leite, 2: leite de magnésia, 3: suco de limão, 4: clara de ovo e 5:
coca-cola. Compare a cor obtida com a escala padrão.
4.4 Em um frasco de Erlenmeyer, colocar 20,00 mL de solução diluída de hidróxido de
sódio e algumas gotas de extrato de repolho roxo; deixar passar, lentamente, uma corrente de
gás carbônico. Observar.
5. Questionário
5.1 Quais dos materiais testados são ácidos? Entre esses, quais são os mais ácidos?
5.2 Quais são básicos? Entre esses, quais são os mais básicos?
5.3 Certo material confere cor lilás ao repolho roxo. Em que faixa de pH esse material se
encontra?
5.4 Defina ácido e base segundo as definições de Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis.
5.5 Defina: hidrólise, produto iônico da água e indicador.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 28
Experimento 05
DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DE ÁCIDO E
BASE
1. Introdução
Quando se tem em uma solução um ácido fraco qualquer se observa o seguinte sistema
em equilíbrio:
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A¯(aq)
“A” representa o ânion de um ácido fraco qualquer. A condição de equilíbrio associada a este
sistema é dada por:
Ka = [H3O+][A-] / [HA]
Ka é a constante de dissociação do ácido.
No equilíbrio, tem-se:
HA(aq) + H2O (l)
 H3O+(aq) + A-(aq)
(1 – α)C αC αC
Onde α é o grau de dissociação do ácido e C é a concentração inicial do ácido.
Portanto, no equilíbrio, tem-se as seguintes concentrações:
[H3O+] = [A-] = αC
[HA] = (1 – α)C
Substituindo estas duas expressões na equação da constante de equilíbrio temos:
Ka = αC αC / (1 – α)C = α2C2/ (1 – α)C
Ka = α2C/ (1 – α)
Portanto, para determinar a constante de dissociação de um ácido fraco deve-se
determinar o valor do grau de dissociação em uma solução de concentração conhecida. Para
determinar o grau de dissociação, mede-se o pH da solução. Este por sua vez dá o valor da
concentração de H3O+que permite calcular o valor de α.
Este mesmo raciocínio pode ser desenvolvido para as bases fracas, chegando-se às
mesmas equações. Apenas deve-se prestar atenção para o fato de que [OH-] = αC e que o pH,
portanto deve ser transformado em pOH para que se possa proceder aos cálculos.
2. Objetivo
Determinar a constante Ka do ácido acético e a constante Kb da amônia.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 29
3. Material utilizado
∙ 06 Balões volumétricos de 100 mL ∙ Solução comercial de ácido acético ∙ 06
Béqueres de 100 mL ∙ Solução comercial de amônia ∙Medidor de pH
4. Procedimento Experimental
4.1 A partir da solução comercial de ácido acético (100 % m/m, densidade = 1,05 g mL-1) prepare
100 mL de solução 0,025 mol L-1, 100 mL de solução 0,10 mol L-1e 100 mL de solução 0,50
mol L-1. Coloque cada uma destas soluções em béqueres de 50 mL e meça o pH, anotando
o valor encontrado na Tabela 1.
4.2 A partir da solução comercial de amônia (28 % m/m, densidade = 0,910 g mL-1) prepare 100
mL de uma solução 0,025 mol L-1, 100 mL de uma solução 0,10 mol L-1e 100 mL de uma
solução 0,50 mol L-1. Coloque cada uma destas soluções em béqueres de 50 mL e meça o
pH, anotando o valor encontrado na Tabela 2.
Tabela 1. Valores de Ka do ácido acético.
Concentração (mol L-1) pH α xKa
0,025
0,10
0,50
Tabela 2. Valores de Kb da amônia.
Concentração (mol L-1) pH pOH α Kb
0,025
0,10
0,50
5. Questionário
5.1 Qual o valor do Ka do ácido acético? Mostre os seus cálculos.
5.2 Qual o valor do Kb da amônia? Mostre os seus cálculos.
5.3 A constante de dissociação do HCN é 4,8 x 10-10. Para uma solução 0,102 mol L-1.
Calcule o grau de dissociação α. Qual é o pH desta solução?
5.4 A constante de dissociação do ácido fórmico, HCOOH, é 1,8 x 10-4. Para uma solução
do ácido, preparada dissolvendo-se 1,0 mol em 1,0 litro de solução, calcule as
concentrações de HCOOH, H3O+, COOHe OH-.
5.5 A amônia produz o íon hidroxila de acordo com a equação abaixo. Utilizando a constante
Kb determinada na prática, calcule as concentrações de NH4+, NH3, H3O+e OH-.
NH3 + H2O NH4++ OH-
Química Geral Experimental II – Química – pág. 30
Experimento 06
DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA DE ALGUNS PROCESSOS
1. Introdução
Entalpia de dissolução ou calor de dissolução é a variação de entalpia (ΔH) que ocorre
na dissolução de 1,0 mol de uma substância em uma quantidade de determinado solvente, tal
que um novo acréscimo desse solvente não produza efeito térmico considerável.
Entalpia de combustão é a variação de entalpia (ΔH) que ocorre na reação de 1,0 mol
de uma substância com oxigênio.
O etanol (álcool etílico) pode ser visto como um substituto da gasolina e de outros
derivados de petróleo. Na reação de combustão de um mol de etanol, podemos ter energia
liberada:
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g)→ 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + ENERGIA
Entalpia de neutralização ou calor de neutralização é a variação de entalpia (ΔH) que
ocorre na reação de 1,0 mol de um ácido com 1,0 mol de uma base, ambos em soluções
aquosas diluídas a 25 °C e 1 atm.
Para a reação entre ácidos fortes e bases fortes, o ΔH da reação de neutralização é
constante, porque corresponde sempre à mesma reação. Por exemplo:
HCℓ(aq) + NaOH(aq)→ NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) ∆H = - 13,8 Kcal mol-1
Escrevendo essa reação na forma iônica:
H+(aq) + Cℓ-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)→ Na+ + Cℓ-(aq) + H2O(ℓ)
2. Objetivos
Determinar experimentalmente a entalpia de dissolução do hidróxido de sódio. Determinar
experimentalmente a entalpia de neutralizaçãode uma reação ácido forte-base forte.
3. Material utilizado
∙ Balança com sensibilidade para 0,01 g
∙ Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 2,0
mol L-1
∙ Béqueres de 100 mL ∙ Solução de ácido clorídrico (HCl) 2,0 mol L-1 ∙ Calorímetro de
isopor ∙ Termômetro até 100 ºC ∙ Proveta de 100 mL ∙ Hidróxido de sódio em lentilhas ∙
Vidro de relógio ∙ Calorímetro de isopor
∙ Bastão de vidro
Química Geral Experimental II – Química – pág. 31
4. Procedimento experimental
Entalpia de dissolução do hidróxido de sódio
Pese um béquer de 100 mL e anote sua massa: mv = ............. g. Adicione,
cuidadosamente, cerca de 50 mL de água no mesmo béquer de 100 mL. Anote a sua
massa: m
(v + H
2
O)
= ............. g. Calcule a massa de água, m
H
2
O
= m
(v + H
2
O)
− mv =
............. g. Meça a temperatura da água: T
H
2O=.............ºC.
Utilizando o béquer do passo anterior, o calorímetro de isopor e um termômetro, monte a
aparelhagem da Figura 1.
Figura 1. Montagem para determinação da entalpia de um processo.
Pese aproximadamente 2,0 g de lentilhas de hidróxido de sódio no vidro de relógio e
anote exatamente a massa pesada: m1 = ............. g. Faça essa operação rapidamente, porque o
hidróxido de sódio é altamente hidroscópico, isto é, absorve umidade do ar em pouquíssimo
tempo. Imediatamente, transfira as lentilhas de NaOH para a água do béquer, que deve estar
acoplado ao sistema da Figura 1. Anote a temperatura inicial da solução (T1) Lentamente, agite a
solução com um bastão de vidro até dissolver todo o sólido. Essa operação deve ser feita com
muito cuidado porque o termômetro poderá quebrar-se, caso bata o bastão de vidro nas paredes
do termômetro. Enquanto agita, observe a temperatura e anote seu valor máximo, obtido até a
dissolução completa do hidróxido de sódio: T2 = ........... ºC. Calcule a diferença de temperatura
em consequência da dissolução do NaOH: ΔT = T2 – T1, ΔT = ......... ºC. Devolva o conteúdo do
béquer para o professor.
Entalpia de neutralização
Utilize a aparelhagem da Figura 1, com os béqueres lavados e secos. Coloque na
proveta exatamente 50 mL da solução de ácido clorídrico 2,0 mol L-1e transfira para o béquer.
Meça a temperatura dessa solução: T1 =.............. ºC. Lave a proveta (deixe escorrer bem a água
do seu interior). Em seguida coloque exatamente 50 mL de solução de hidróxido de sódio 2,0
mol L-1. Ainda na proveta, meça a temperatura do hidróxido, que deve ser a mesma do ácido,
pois ambas as soluções estão à temperatura ambiente. Adicione a solução de
Química Geral Experimental II – Química – pág. 32
NaOH sobre a solução de HCl que está no béquer da aparelhagem. Agite cuidadosamente a
mistura com um bastão de vidro, evitando batê-lo contra as paredes do termômetro. Anote a
temperatura máxima atingida: T2 = ........... ºC. Calcule a diferença de temperatura: ΔT = T2 - T1 =
..........ºC.
5. Questionário
5.1 Utilizando as equações abaixo obtenha a quantidade de calor liberada na dissolução do
hidróxido de sódio:
NaOH(s) + H2O(ℓ)→ Na+(aq) + OH-(aq)∆H = - ............. Kcal mol-1
Q = m c ΔT − QNaOH = Q
H
2O + Qv− QNaOH = m
H
2O c
H
2OΔT + mvcvΔT − QNaOH = (m
H
2Oc
H
2O +
mvcv) ΔT
Onde:
Q = quantidade de calor cedida ou recebida por um material;
m = massa desse material que cede ou recebe calor Q;
c = calor específico desse material;
ΔT = diferença de temperatura provocada pelo calor Q (ou seja, a diferença entre a
temperatura inicial e a temperatura final);
QNaOH = Calor liberado na dissolução do hidróxido de sódio;
Q
H
2O = Calor absorvido pela água;
QV = Calor absorvido pelo vidro do béquer;
C
H
2O =Calor específico da água = 1,00 cal g-1 ºC-1;
Cv = calor específico do vidro = 0,22 cal g-1 ºC-1;
m
H
2O = massa da água = ............ g (d
H
2O= 1 g mL-1);
mv = massa do vidro = massa do béquer = ............ g.
5.2 Calcule a quantidade de calor produzida na reação entre o HCl e o NaOH: HCℓ(aq) +
NaOH(aq)→ NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) + Qr∆H = - ............. Kcal mol-1
Faça as seguintes considerações:
Parte do calor produzido na reação foi absorvida pelo NaCℓ formado, mas, para
simplificar os cálculos, não leve em conta essa absorção de calor pelo NaCℓ. O volume de 100
mL após a reação deve ser considerado como sendo constituído somente de água, e não de
uma solução de NaCℓ; temos 100 mL de água, volume que equivale a m
H
2O = 100 g.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 33
Qr = calor produzido na reação entre HCℓ e o NaOH
Q
H
2O = calor absorvido pela água
Qv = calor absorvido pelo vidro do béquer
C
H
2O = calor específico da água = 1,00 cal g-1 ºC-1
Cv = calor específico do vidro = 0,22 cal g-1 ºC-1
m
H
2O = massa da água = 100 g
mv = massa do vidro = massa do béquer = ............ g
ΔT = .................ºC
− QNeutralização = Q
H
2O + Qv− QNeutralização = m
H
2O c
H
2OΔT + mvcvΔT − QNeutralização =
(m
H
2Oc
H
2O + mvcv) ΔT
5.3 Por que a entalpia de neutralização é sempre a mesma para a reação de ácidos fortes com
bases fortes?
5.4 Por que, quando se utilizam ácidos e/ou bases fracos, neste experimento, o ΔH não é igual a
-13,8 kcal mol-1?
5.5 Escreva a equação termoquímica da dissolução do NaOH.
5.6 Por que as pesagens de hidróxido de sódio devem ser feitas rapidamente?
5.7 Escreva a equação termoquímica da reação entre HCℓ e o NaOH.
5.8 Cite algumas causas de erro experimental nos dois experimentos
Química Geral Experimental II – Química – pág. 34
Experimento 07
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
1. Introdução
As reações de oxirredução estão entre as reações químicas mais comuns e importantes. Estão
envolvidas em uma grande variedade de processos importantes como a corrosão, a fabricação
e ação de alvejantes e a respiração dos animais. Estas reações envolvem a transferência de
elétrons de uma substância para outra. O termo oxidação se refere à perda e redução ao ganho
de elétrons. Como em uma transformação química o número de elétrons se mantem constante,
oxidação e redução ocorrem simultaneamente.
Em uma reação de oxirredução, os elétrons fluem do anodo (oxidação – perda de
elétrons) para o catodo (redução – ganho de elétrons) devido à diferença de energia potencial.
A energia potencial dos elétrons é mais alta no agente redutor que no agente oxidante e eles
fluem espontaneamente por um circuito externo ou pelo contato em solução. A diferença de
potencial entre dois eletrodos em uma célula fornece a força diretora que empurra os elétrons
por um circuito externo. Esta diferença é chamada força eletromotriz (fem) ou potencial da
célula. A sua unidade é o Volt (V) e para uma reação espontânea seu valor será positivo.
2. Objetivos
✔ Observar algumas reações de óxido-redução.
✔ Colocar os metais e o hidrogênio na sequência dos seus potenciais de eletrodo.
3. Material utilizado
∙ Tubos de ensaio ∙ Lâmina de cobre
∙ Estante para tubos de ensaio ∙ Fio de cobre
∙ Béqueres ∙ Lâmina de alumínio
∙ Placa de Petri ∙ Lâmina de chumbo
∙ Esponja de aço ou lixa ∙ Nitrato de prata (AgNO3) 0,10 mol L-1 ∙ Lupa ∙ Sulfato de
magnésio (MgSO4) 0,10 mol L-1 ∙ Algodão ∙ Sulfato de zinco (ZnSO4) 0,10 mol L-1 ∙
Álcool comercial ∙ Sulfato de cobre (CuSO4) 0,10 mol L-1 ∙ Raspas de magnésio ∙
Ácido clorídrico (HCl) 0,50 mol L-1
∙ Raspas de zinco ∙ Soluções A, B, C e D, fornecidas pelo professor ∙ Raspas de cobre
Química Geral Experimental II – Química – pág. 35
4. Procedimento experimental
4.1 Formação de dendrites de prata
Lixar a superfície de um fio de cobre de modo a remover alguma oxidação que
possa existir. Desengordure bem o fio esfregando-o com algodão embebido em álcool.
Mergulhar o fio de cobre desencapado (enrolado de uma forma decorativa) dentro de um béquer
de 100 mL contendo solução de nitrato de prata 0,10 mol L-1. Coloque o fio de cobre de forma
que fique totalmente imerso e observe. Para melhorar a visualização utilize uma lupa. Deixar o
sistema em repouso por trinta minutos, observando constantemente e anotando os resultados.
4.2 Poder redutor dos metais
Coloque em cada tubo de ensaio raspas do metal indicado nasegunda coluna da
Tabela 1 e a solução dos cátions da terceira coluna. Anote as observações em cada caso.
Tabela 1. Reações de metais com íons em solução.
Tubo Metal Cátion Observações
1 Mg Mg2+
2 Mg Zn 2+
3 Mg Cu2+
4 Mg H+
5 Zn Mg2+
6 Zn Zn2+
7 Zn Cu2+
8 Zn H+
9 Cu Mg2+
10 Cu Zn2+
11 Cu Cu2+
12 Cu H+
4.3 Identificação de cátions
Limpar, com esponja de aço ou lixa, as lâminas metálicas de cobre, alumínio e
chumbo até que fiquem brilhantes. Em seguida, limpar com toalha de papel. Adicionar uma gota
de cada uma das soluções A, B, C e D às três lâminas e observar o que acontece. O
aparecimento de uma mancha na lâmina indica reação. Como as reações nem sempre são
instantâneas, esperar uns três minutos para chegar a uma conclusão definitiva. Na Tabela 2,
escreva "+", se ocorreu reação, e "-", em caso contrário.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 36
Tabela 2. Reações para identificação de cátions.
Solução Lâmina de cobre Lâmina de alumínio Lâmina de chumbo
A
B
C
D
5. Questionário
5.1 Explique os experimentos dos itens 4.1 e 4.2 e discuta os resultados obtidos.
5.2 Calcule Eopara todos os sistemas do item 4.3 do experimento. Os cátions contidos nas
soluções desconhecidas são Ag+, Na+, Zn2+ e H3O+. Siga o exemplo:
Cátion Ag+/ Lâmina de Pb:
2 Ag+(aq) + 2 e- 2 Ago(s)Eo= + 0,7991 V
Pbo(s) Pb+2 + 2 e-Eo= + 0,1260 V
2 Ag+(aq) + Pbo(s) 2 Ago(s) + Pb+2ΔEo= + 0,9251 V
Essa reação ocorre; logo, na tabela, corresponde a um quadrinho com "+".
5.3 Correlacione todos os resultados do item anterior com a tabela obtida no experimento,
identificando os cátions das soluções A, B, C e D.
5.4 Suponha que você precisa identificar os cátions de quatro soluções desconhecidas. Sabe se
que esses cátions são Mg2+, Cd2+, Pb2+ e Au3+. Baseando-se no experimento do item 4.3,
como você procederia, sendo que dispõe de lâminas de alumínio, níquel e cobre?
Esquematize as reações e valores de potenciais.
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Experimento 08
VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA EQUAÇÃO DE NERNST
1. Introdução
A Equação de Nernst, desenvolvida por Walther Hermann Nernst, um químico alemão,
demonstra a relação quantitativa que permite calcular a força eletromotriz (fem) de uma pilha. A
dependência da fem da pilha com a concentração pode ser obtida a partir da dependência da
variação da energia livre com a concentração.
∆G = ∆Gº + RT ln Q
A diferença de potencial entre os eletrodos de uma célula mede a tendência da célula em
realizar uma reação química, isto é, quanto mais positivo for o seu valor maior será a tendência
da reação a se deslocar para a direita, em direção aos produtos.
Nernst foi o primeiro pesquisador a estabelecer uma teoria para explicar o aparecimento
da diferença de potencial nos eletrodos. Através de raciocínios termodinâmicos ele deduziu uma
equação que permite calcular a diferença de potencial existente entre um metal e uma solução
aquosa de um de seus sais, isto é, o potencial E do eletrodo.
A equação de Nernst é usada para calcular o potencial de eletrodo para atividades diferentes
das condições padrões das espécies redox. Para a meia reação: Aox + ne
-→ Ared
A equação de Nernst é:
Onde: E = potencial (em volts) de eletrodo;
Eº = potencial padrão do eletrodo (obtido em tabelas);
R = constante universal dos gases (8,3145 Joules/(K mol);
T = temperatura absoluta em Kelvin;
n = número de elétrons envolvidos na estequiometria da reação;
F = constante de Faraday (96.485,309 Coulombs);
a = atividade das espécies consideradas.
A 25 ºC, substituindo as várias constantes numéricas e transformando logaritmo
neperiano em decimal resulta na seguinte equação:
Em unidades de concentração ela se torna:
Química Geral Experimental II – Química – pág. 38
A equação de Nernst pode ser utilizada para calcular tanto o potencial de eletrodos
individuais como a diferença de potencial em uma célula (ou pilha). Em geral, é mais
conveniente aplicar a equação de Nernst para um eletrodo de cada vez.
2. Objetivos
✔ Montar células eletroquímicas e determinar a diferença de potencial para cada uma delas.
✔ Compreender a variação da força eletromotriz de uma pilha (célula galvânica) com a
variação das concentrações dos íons que fazem parte dos eletrodos da pilha.✔ Verificar a
equação de Nernst.
3. Material utilizado
∙ Béqueres ∙ Solução saturada de sulfato de sódio ∙ Balões volumétricos de 50 mL
∙ Solução de sulfato de cobre 0,10 mol L-1 ∙ Vaso poroso ∙ Solução de sulfato de
zinco 0,10 mol L-1 ∙ Voltímetro ∙ Solução de sulfato de sódio 0,10 mol L-1 ∙ Fios
condutores ∙ Lâmina de zinco metálico
∙ Tubo em U (plástico ou vidro) ∙ Lâmina de cobre metálico
∙ Esponja de aço ou lixa
4. Procedimento Experimental
Meça 0,5 e 5,0 mL de solução 0,10 mol L-1 de sulfato de zinco e dilua em balões volumétricos
de 50 mL, completando o volume com solução de sulfato de sódio 0,1 mol L-1.
Meça 0,5 e 5,0 mL de solução 0,10 mol L-1 de sulfato de cobre e dilua em balões volumétricos
de 50 mL, completando o volume com solução de sulfato de sódio 0,1 mol L-1.
Numere três béqueres de 1 a 3 e coloque em cada um deles as soluções de sulfato zinco
(0,001, 0,01 e 0,1 mol L-1). Numere três béqueres de 4 a 6 e coloque em cada um deles as
soluções de sulfato de cobre (0,001, 0,01 e 0,1 mol L-1).
Prepare a ponte salina enchendo um tubo de vidro em U (ou um tubo de plástico) com solução
saturada de sulfato de sódio e tampando as extremidades do tubo com algodão embebido
nessa solução. Cuidado para que não se formem bolhas no interior do tubo.
Lixe muito bem e lave as placas de cobre e zinco.
Monte células eletroquímicas conforme a Figura 1. Meça as tensões elétricas das pilhas
construídas em função das concentrações de Zn2+ e de Cu2+, segundo os dados da Tabela
Química Geral Experimental II – Química – pág. 39
1. Ao passar de uma medida para outra, lixe novamente, muito bem, as placas de cobre e
zinco e troque os algodões da ponte salina.
Voltímetro
Voltímetro
Lâmina de cobre Lâmina de zinco
Lâmina de cobre Lâmina de zinco
Ponte salina
Ponte salina
com cloreto de potássio com sulfato de sódio
com cloreto de potássio
Solução de sulfato de cobre Solução de sulfato de zinco
Solução de sulfato de cobre Solução de sulfato de zinco
Figura 1. Pilha com ponte salina.
Tabela 1. Combinação das soluções de ZnSO4 e de CuSO4 para a construção das pilhas.
Solução Combinação das soluções
ZnSO4 1 1 1 2 2 2 3 3 3
CuSO4 4 5 6 4 5 6 4 5 6
∆E
Utilizando somente as soluções nos béqueres 3 e 6, monte uma célula eletroquímica
conforme a Figura 2. Determine com um voltímetro a diferença de potencial elétrico entre as
semi-células. Faça as anotações necessárias.
Voltímetro
Voltímetro
Lâmina de cobreLâmina de zinco
Lâmina de cobreLâmina de zinco
Vaso poroso
Vaso poroso
Solução de
Solução de
sulfato de cobre
sulfato de cobre
Solução de sulfato de zinco
Solução de sulfato de zinco
Figura 2. Pilha com separação porosa.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 40
5. Questionário
5.1 Escreva as semi–reações de cada um dos eletrodos e a reação da pilha de Daniell.
5.2 Observando as semi–reações, indique qual eletrodo é o ânodo e qual é o cátodo. Justifique.
5.3 Consulte uma tabela e anote os valores dos potenciais padrão de redução para as seguintes
semi–equações:
Cu2+(aq) + 2e- Cuo(s)Eo = _______V
Zn2+(aq) + 2e- Zno(s)Eo = _______V
5.4 Com base nestes dados, calcule a diferença de potencial elétrico da célula eletroquímica.
5.5 Compare o valor calculado da diferença de potencial da célula com os valores observados
experimentalmente. Calcule o erro percentual das medidas e justifique.
5.6 Qual a finalidade do material poroso e da ponte salina nas células eletroquímicas?
5.7 Relacione a diferença de potencial elétrico de uma célula eletroquímica com a
espontaneidade da reação. Por que, na pilha do experimento, a redução do zinco e a
oxidação do cobre não ocorrem espontaneamente? O que seria preciso para que esses
processos ocorressem?
5.8 Construa um gráfico de log [Zn2+]/[Cu2+]versus ∆E0, utilizando os dados da Tabela 1.
Verifique a validade da Equação de Nernst.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 41
Experimento 09
CONSTRUÇÃO DE PILHAS DE LIMÃO E BATATA
1. Introdução
Bateria ou pilha é uma fonte de energia eletroquímica fechada e portátil que consiste em
uma ou mais células voltaicas. Quando as pilhas são conectadas em série, a pilha produz uma
voltagem que é a soma das fems das pilhas individuais. Maiores fems também podem ser
atingidas quando utilizadas baterias múltiplas em série. Os eletrodos das baterias são marcados
seguindo-se a seguinte convenção: o catodo é indicado com um sinal positivo, e o anodo, com
um sinal negativo.
Baterias nas quais a energia química simplesmente é guardada chamam-se baterias
primárias. Muitas baterias usadas para rádios, brinquedos, calculadoras, bateria alcalina, etc.,
são baterias primárias.
Algumas baterias são construídas de forma que os produtos de oxidação–redução
permanecem separados durante a reação de descarga. Tais baterias podem ser recarregadas e
são chamadas baterias secundárias. Uma das baterias secundárias mais largamente conhecidas
é a bateria de chumbo, quando esta bateria é descarregada, chumbo metálico é oxidado à
sulfato de chumbo e dióxido de chumbo é reduzido a sulfato de chumbo. A reação é :
Pb + PbO + 2 H2SO4 2 PbSO4 + 2 H2O + energia elétrica
O sulfato de chumbo formado em ambos os eletrodos é um composto insolúvel, e isso
permanece na superfície da bateria ao invés de dissolver no ácido da bateria. Como esta reação
é reversível, a bateria pode ser recarregada colocando-se eletricidade nela. Recarrega-se uma
bateria de chumbo de carro enquanto se dirige. Um regulador de voltagem percebe o rendimento
a partir do alternador, e quando o alternador de voltagem excede o da bateria, a bateria é
carregada. Durante o ciclo de recarga de algumas baterias de chumbo água é eletrolisada à
hidrogênio e oxigênio
2 H2O 2 H2 + O2
2. Objetivos
✔ Construir diferentes pilhas usando limão e batata.
✔ Construir uma bateria através da associação de pilhas em série.
✔ Verificar a voltagem das pilhas conectadas individualmente e em série.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 42
3. Material utilizado
∙ Béqueres ∙ Solução de sulfato de zinco 0,1 mol L-1 ∙ Esponja de aço ou lixa ∙ Lâminas de
cobre metálico ∙ Espuma de poliuretano ∙ Fio rígido de cobre
∙ Fios condutores com conectores jacaré ∙ Lâminas de zinco metálico ∙ Vaso
poroso ou velas de filtro ∙ Grampos de cerca ou pregos ∙ Voltímetro ∙ 03 batatas
∙ Calculadora com pilha de 1,5 V ∙ 03 limões
∙ Solução de sulfato de cobre 0,1 mol L-1
4. Procedimento Experimental
Montando a pilha de Daniell
Lixe muito bem e lave as placas de cobre e zinco.
Monte duas células eletroquímicas conforme a Figura 1, usando soluções de sulfato de zinco
e sulfato de cobre, ambas as soluções a 0,1 mol L-1, no béquer e no vaso poroso,
respectivamente. Meça a tensão elétrica das pilhas construídas. Anote o resultado.
Associe as duas pilhas (com o catodo de uma ligada ao anodo da outra) e meça a tensão
produzida pelas pilhas conectadas em série. Anote o resultado.
Voltímetro
Voltímetro
Lâmina de cobreLâmina de zinco
Lâmina de cobreLâmina de zinco
Vaso poroso
Vaso poroso
Solução de
Solução de
sulfato de cobre
sulfato de cobre
Solução de sulfato de zinco
Solução de sulfato de zinco
Figura 1. Pilha com separação porosa.
Montando a pilha de limão
Lixe bem e lave os fios de cobre e os grampos. Finque um fio de cobre em um lado do limão e
um grampo no outro lado. Conecte os eletrodos ao multímetro utilizando os fios elétricos
com jacaré nas extremidades. Observe o potencial. Anote o resultado.
Finque mais um limão com o fio de cobre em um lado e o grampo no outro lado. Associe os
dois limões (com o catodo da pilha ligada ao anodo da outra) e meça a tensão produzida
pelas pilhas conectadas em série. Anote o resultado.
Química Geral Experimental II – Química – pág. 43
Finque um terceiro limão e associe os três limões em série. Meça a tensão produzida. Anote o
resultado.
Montando a pilha de batata
Lixe bem e lave os fios de cobre e os grampos. Finque um fio de cobre em um lado da batata
e um grampo no outro lado. Conecte os eletrodos ao multímetro utilizando os fios elétricos
com jacaré nas extremidades. Observe o potencial. Anote o resultado.
Finque mais uma batata com o fio de cobre em um lado e o grampo no outro lado. Associe as
duas batatas (com o catodo da pilha ligada ao anodo da outra) e meça a tensão produzida
pelas pilhas conectadas em série. Anote o resultado.
Finque uma terceira batata e associe as três batatas em série. Meça a tensão produzida.
Anote o resultado.
Remova a tampinha do alojamento da pilha de uma calculadora. Retire a pilha. O fio que vem
do fio de cobre da batata deve ser ligado ao polo positivo da calculadora e o fio que vem do
grampo de zinco da batata deve ser ligado ao polo negativo da calculadora. Verifique se a
calculadora funciona normalmente efetuando cálculos simples.
5. Questionário
5.1 O que é uma pilha?
5.2 Qual é a diferença entre uma pilha primária e uma secundária?
5.3 Determinado dispositivo requer uma fonte elétrica portátil de 7,5 V. Será possível usar uma
única pilha com base em uma única célula voltáica como a força elétrica? Explique.
5.4 Panelas de alumínio são muito utilizadas no cozimento de alimentos. Os potenciais de
redução (Eº) indicam ser possível a reação deste metal com água. A não ocorrência dessa
reação é atribuída a presença de uma camada aderente e protetora de óxido de alumínio
formada na reação do metal com o oxigênio do ar.
a) Escreva a equação balanceada que representa a formação da camada protetora.
b) Com os dados de Eº abaixo, explique como foi feita a previsão de que o alumínio pode reagir
com água.
Dados:
Al3+(aq) + 3e- Alo(s)Eo = - 1,66 V
2 H2O
(
l
)
+ 2e- H2 + 2 OH
-
(aq)Eo = - 0,83 V
Química Geral Experimental II – Química – pág. 44
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Química Geral Experimental II – Química – pág. 45