APOSTILA_DE_AULAS_PRTICAS_-_AULAS_DE_LQB

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<p>Sumário</p><p>Prática 1. Normas de segurança e acidentes em laboratório	2</p><p>Prática 2. Materiais e equipamentos em laboratórios de Química: nomes e aplicações	3</p><p>Prática 3. Ensaior de coloração de chama	5</p><p>Prática 4. Investigação da condutividade elétrica das soluções	6</p><p>Prática 5. Sistema líquido polifásico	8</p><p>Prática 6. Preparo de soluções	9</p><p>Prática 7. Diluição e mistura de soluções sem a ocorrência de reação química	10</p><p>Prática 8. Evidênciando uma reação química	12</p><p>Prática 9. Lei de Lavoisier e cálculos estequiométricos	14</p><p>Prática 10. Determinação do caráter ácido-básico das soluções com o auxílio de indicadores	16</p><p>Prática 11. Fatores que influenciam a rapidez de uma reação química	18</p><p>Prática 12. Reações reversíveis e o deslocamento de equilíbrio químico	20</p><p>Prática 13. Relação entre o pH das soluções e a concentração de íons H+ e OH-	22</p><p>Prática 14. Vitamina C como agente redutor	26</p><p>Prática 15. Construção de uma célula galvânica com materiais alternativos	28</p><p>Laboratório de Química Básica</p><p>Prof. Alexandre A. Oliveira</p><p>2</p><p>PRÁTICA 1. noRMAS DE SEGURANÇA E ACIDENTES EM LABORATÓRIO</p><p>ATIVIDADE</p><p>Esta atividade aborda os conteúdos iniciais de normas de segurança e acidentes de laboratório. Os estudantes poderão desenvolver a atividade em equipes.</p><p>A partir dos materiais fornecidos como suporte, os estudantes deverão elaborar um estudo de caso abordando um acidente de laboratório. Este estudo de caso pode ser verídico ou não. Caso seja, é necessário que a equipe escreva um relato distinto do disponível na internet (buscar adaptar o mesmo). Como regra geral, é necessário que o estudante mostre no estudo de caso todas as condições laboratoriais que conduziram ao acidente, identificando todos os fatores de risco e as falhas encontradas no relato. Por fim, é essencial indicar uma possível medida preventiva que evitaria o problema.</p><p>Se porventura for identificado algum caso idêntico ao material disponível na internet ou similar, o estudante ou equipe ficará com nota zerada na atividade proposta.</p><p>BIBLIOGRAFIA</p><p>· AMARAL, P. F. S. LABQUIMIFORMAS. Nepomuceno: CEFET-MG, 2022. 39 p. Disponível em: https://www.cefetmg.br/wp-content/uploads/2022/07/LABQUIMIFORMAS-1.pdf.</p><p>· ANDRADE, J. C. Procedimentos básicos em laboratórios de análise. Disponível em: http://chemkeys.com/br/2011/07/07/quimica-analitica-basica-procedimentos-basicos-em-laboratorios-de-analise/.</p><p>· Normas de segurança no laboratório. Disponível em:</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=gbmnfRazAZA&t=7s.</p><p>· Boas práticas de laboratório. Disponível em:</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=uvkiUXYW2dc&t=82s.</p><p>· Chemistry experiment. Disponível em:</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=6aK2CKrdjbE&t=16s.</p><p>PRÁTICA 2. Materiais e equipamentos em laboratórios de Química: nomes e aplicações</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>A execução de qualquer tarefa num laboratório de Química envolve geralmente uma variedade de vidrarias e equipamentos que devem ser empregados de modo adequado para evitar danos pessoais e materiais. A escolha de um determinado aparelho ou material de laboratório depende dos objetivos e das condições em que o experimento será executado.</p><p>OBJETIVOS</p><p>- Associar o nome de cada material / equipamento com seu uso específico;</p><p>- Reconhecer os diversos materiais de um laboratório.</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>1) A seguir estão apresentadas as ilustrações de diversos materiais observados em laboratório. Apresente os nomes dos materiais e um texto explicando suas possíveis aplicações em laboratório.</p><p>(a)</p><p>(b)</p><p>(c)</p><p>(d)</p><p>(e)</p><p>(f)</p><p>(g)</p><p>(h)</p><p>(i)</p><p>(j)</p><p>(k)</p><p>(l)</p><p>(m)</p><p>(n)</p><p>(o)</p><p>(p)</p><p>(q)</p><p>(r)</p><p>2) Discuta se cada um dos integrantes do grupo iniciou, permaneceu e finalizou a aula prática seguindo corretamente as normas de segurança em laboratório. Devem ser destacadas as normas de segurança que foram respeitadas e quais normas foram violadas.</p><p>OBS: Registros serão feitos pelo professor para a confirmação das respostas.</p><p>BIBLIOGRAFIA</p><p>· ANDRADE, J. C. Procedimentos básicos em laboratórios de análise. Disponível em: http://chemkeys.com/br/2011/07/07/quimica-analitica-basica-procedimentos-basicos-em-laboratorios-de-analise/.</p><p>· Utilizando a balança analítica. Disponível em:</p><p>https://www.youtube.com/watch?v=Vqo0P_OnpaM.</p><p>PRÁTICA 3. ENSAIO DE COLORAÇÃO DE CHAMA</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>O ensaio da chama é um importante método de identificação utilizado na análise química para a identificação de cátions metálicos, uma vez que é possível identificar a presença de certos elementos devido à cor característica que eles emitem quando aquecidos numa chama.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Bico de Bunsen	Béqueres	Espátula</p><p>Clips de metal	Ácido clorídrico	Cloreto de sódio (NaCl) Cloreto de níquel (NiCl2)	Cloreto de lítio (LiCl2)	Cloreto de potássio (KCl)</p><p>Cloreto de bário (BaCl2)	Sulfato de cobre (CuSO4)	Cloreto de cálcio (CaCl2)</p><p>Cloreto de estrôncio (SrCl2)	Cloreto de estanho (SnCl2)	Arame de níquel-cromo</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>- Para evitar acidentes, o professor será o responsável por manusear o bico de Bunsen.</p><p>- Fazer alças com os clips de metal. Uma das pontas deve ser dobrada formando um arco capaz de segurar uma porção dos sais.</p><p>- Com o uso da alça formada, levar os sais até a chama do bico de Bunsen;</p><p>- Observar se ocorre alguma modificação na cor da chama do bico de Bunsen.</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>1) Registre os resultados de coloração da chama em função do sal analisado.</p><p>2) O que ocasionou a mudança da coloração da chama? Explique detalhadamente.</p><p>3) Os resultados foram os mesmos, independentemente do sal? Caso não seja, explique o motivo.</p><p>4) Explique se as suas observações podem ser sustentadas pelo que foi descrito nos modelos atômicos de Dalton, Thomson ou Rutherford.</p><p>5) Quais outros eventos do dia a dia pode ser relacionado com o modelo atômico de Bohr?</p><p>6) Crie memes que busquem explicar de maneira criativa fenômenos observados no dia a dia, levando em consideração o modelo atômico de Bohr. Vocês podem utilizar o gerado de memes disponível em https://imgflip.com/memegenerator. Exemplos de abordagens que podem servir de suporte para os memes:</p><p>a) como funciona uma pulseira luminosa?</p><p>b) como funcionam os letreiros luminosos?</p><p>c) por que os fogos de artifício têm cores diferentes?</p><p>d) por que a chama do fogão muda de cor quando cai sal de cozinha?</p><p>e) por que os vagalumes brilham?</p><p>f) o que é quimiluminescência e bioluminescência?</p><p>BIBLIOGRAFIA</p><p>· GRACETTO, A.C.; HIOKA, N.; FILHO, O.S. Combustão, chamas e teste de chama para cátions: proposta de experimento. Química Nova na Escola, v. 23, 43-48, 2006. Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc23/a11.pdf. ]</p><p>· AMARAL, P. F. S. LABQUIMIFORMAS. Nepomuceno: CEFET-MG, 2022. 39 p. Disponível em: https://www.cefetmg.br/wp-content/uploads/2022/07/LABQUIMIFORMAS-1.pdf</p><p>PRÁTICA 4. INVESTIGAÇÃO DA CONDUTIVIDADE ELÉTRICA DE SOLUÇÕES</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>A capacidade que alguns materiais apresentam de conduzir corrente elétrica constitui um dos importantes instrumentos para elaborar interpretações sobre como os átomos interagem. A corrente elétrica pode ser entendida como o movimento ordenado de partículas eletricamente carregadas que circulam por um condutor, quando entre as extremidades deste condutor há uma diferença de potencial. Os elétrons e a corrente elétrica não são visíveis a olho nu, mas podemos comprovar sua existência conectando, por exemplo, uma lâmpada a um terminal de geração de corrente elétrica.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Sistema condutor de corrente elétrica	Bastão de vidro</p><p>Béquer	C12H11O22 (açúcar)</p><p>CH3COOH (vinagre)	C2H5OH (etanol)</p><p>NaOH (hidróxido de sódio)	NaHCO3 (bicarbonato de sódio)</p><p>NaCl (sal de cozinha)	HCl (ácido clorídrico)</p><p>Óleo de cozinha	Espátula</p><p>Água da torneira	Grafite</p><p>Moeda	Borracha</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>Teste a condutividade elétrica de todos os materiais, observando a ocorrência ou não do acendimento da lâmpada. Preencha a tabela abaixo de acordo com as observações:</p><p>Materiais</p><p>Efeito do sistema elétrico</p><p>Água destilada</p><p>C12H11O22 no estado sólido</p><p>Solução aquosa de C12H11O22</p><p>NaOH sólido</p><p>Solução aquosa de NaOH</p><p>NaCl sólido</p><p>Solução aquosa de NaCl</p><p>Bicarbonato de sódio sólido</p><p>Bicarbonato de sódio em solução aquosa</p><p>Vinagre</p><p>Etanol</p><p>Água de torneira</p><p>Óleo de cozinha</p><p>Moeda</p><p>Grafite</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>1) Classifique as soluções em eletrolíticas ou não-eletrolíticas. Justifique com base nas observações verificadas.</p><p>2) O que é necessário para que ocorra a condutividade elétrica nas soluções testadas?</p><p>3) Porque o NaCl no estado sólido não conduz corrente elétrica?</p><p>4) Considerando os resultados obtidos e a informação de que o modo como os átomos estão conectados tem relação direta com a condução de corrente elétrica pelos materiais, o que é possível inferir sobre as ligações químicas presentes em todos os materiais avaliados? Justifique.</p><p>BIBLIOGRAFIA</p><p>· Simulação “Condutividade elétrica das soluções”. Disponível em:</p><p>http://educypedia.karadimov.info/library/conductivity-3.swf.</p><p>PRÁTICA 5. SISTEMA LÍQUIDO POLIFÁSICO</p><p>Café separado do leite, suco laranja separado de suco vermelho, refrigerante separado de suco, água separada de álcool. Sim, é possível obtermos líquidos miscíveis separados um do outro sem nenhuma barreira física visível! Esse é o desafio dessa aula prática. Cada dupla tem como tarefa planejar o desenvolvimento de um experimento que envolve a obtenção de um sistema polifásico de líquidos e executar o experimento em aula prática. Haverá uma barema de notas com alguns critérios bem estabelecidos. A dupla vencedora receberá 1 ponto extra.</p><p>A barema é apresentada abaixo. São 10 quesitos com notas variando de 0 – 10 pontos:</p><p>G1</p><p>G2</p><p>G3</p><p>G4</p><p>G5</p><p>G6</p><p>G7</p><p>G8</p><p>Diversidade de cores</p><p>Aspecto heterogêneo</p><p>Caráter inovador</p><p>Qualidade na execução do experimento</p><p>Organização do grupo na execução do experimento</p><p>Participação de todos os integrantes</p><p>Reprodutibilidade</p><p>Estabilidade do sistema polifásico</p><p>Roteiro experimental</p><p>Resposta do questionário</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>1) De acordo com o seu experimento proposto por sua dupla, por que os líquidos não se misturaram?</p><p>2) Verifique se há relação entre a ordem como os líquidos foram dispostos no experimento e a suas densidades.</p><p>3) Qual é a importância do estudo da densidade e como esse conhecimento pode ser aplicado no dia a dia?</p><p>4) Qual é a importância do estudo de interações intermoleculares e como esse conhecimento pode ser aplicado no dia a dia?</p><p>PRÁTICA 6. PREPARO DE SOLUÇÕES</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>A maioria dos métodos de análise química passa pelo preparo de soluções. Portanto, é importante conhecer os diversos modos de expressar a concentração das soluções, como fazer os cálculos necessários para o seu preparo e saber trabalhar adequadamente na balança analítica e com as vidrarias utilizadas no preparo de soluções.</p><p>As soluções padrões alcalinas são razoavelmente estáveis, salvo no que diz respeito à absorção de dióxido de carbono da atmosfera. O hidróxido de sódio (NaOH), quando sólido ou na forma de soluções, absorve rapidamente o CO2 com a formação de carbonato de sódio. Outro fator a ser considerado é que soluções de NaOH atacam o vidro produzindo silicato de sódio, devendo, portanto, serem armazenadas em frascos de polietileno.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Cloreto de sódio (NaCl)	Hidróxido de sódio (NaOH)	Balão volumétrico de 100 mL</p><p>Balança analítica	Funil de vidro	Bastão de vidro</p><p>Água destilada	Frasco de vidro	Frasco de polietileno</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>a) Preparo de uma solução 0,1 mol/L de NaCl</p><p>- Calcule a massa de NaCl necessária para preparar 100 mL de uma solução 0,1 mol/L.</p><p>- Pese a quantidade calculada de NaCl em um béquer de 100 mL.</p><p>- Acrescente cerca de 30 mL de água destilada ao béquer e transfira o sal dissolvido para um balão volumétrico de 100 mL. Faça esse procedimento com o auxílio de um funil. Repita esse procedimento até que não haja mais NaCl no béquer. Cuidado para que a quantidade de água utilizada não ultrapasse o volume final desejado (100 mL).</p><p>- Para aferir o menisco use conta-gotas.</p><p>- Tampe e agitar o balão volumétrico para a completa homogeneização da solução.</p><p>- Transfira a solução preparada para um recipiente adequado e rotulado.</p><p>b) Preparo de uma solução 0,1 mol/L de NaOH</p><p>- Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 100 mL de uma solução 0,1 mol/L.</p><p>- Pese a quantidade calculada de NaOH em um béquer de 100 mL.</p><p>- Acrescente cerca de 30 mL de água destilada ao béquer e transfira a base dissolvida para um balão volumétrico de 100 mL. Faça esse procedimento com o auxílio de um funil. Repita esse procedimento até que não haja mais NaOH no béquer.</p><p>- Para aferir o menisco use conta-gotas.</p><p>- Tampe e agitar o balão volumétrico para a completa homogeneização da solução.</p><p>- Transfira a solução preparada para um recipiente adequado e rotulado.</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>1) Escreva as equações químicas que representam a dissociação da base e do sal em água.</p><p>2) Consulte a Ficha de Informações de Segurança de Produtos Químicos (FISPQ) de cada um dos reagentes utilizados nessa aula prática. Indique a periculosidade e os cuidados necessários na manipulação de cada um dos reagentes.</p><p>3) Expresse a concentração de cada uma das soluções preparadas como concentração comum (g/L) e e título em massa (% m/v).</p><p>4) A concentração das soluções de NaCl e NaOH é de exatamente 0,2 mol/L? Como esse valor poderia ser verificado?</p><p>PRÁTICA 7. DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES</p><p>SEM A OCORRÊNCIA DE REAÇÃO QUÍMICA</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>Após o preparo de soluções concentradas, muitos métodos de análise química envolvem a diluição de soluções. Portanto, é importante conhecer os diversos modos de expressar a concentração das soluções e como realizar os cálculos quando há diluições.</p><p>Outro procedimento que pode ser realizado em laboratórios é a mistura de soluções. Quando se misturam duas soluções, sejam elas diferentes ou não, é necessário analisar primeiramente se ocorre reação ou não entre elas. Por exemplo, se misturarmos uma solução de água com açúcar (solução aquosa de sacarose) com uma solução de água com sal (salmoura), obteremos uma mistura de soluções sem reações químicas. O mesmo ocorre se misturarmos duas soluções de cloreto de sódio (NaCl), com concentrações diferentes. Nesse caso também não ocorrerá reação. Podemos, então, definir esse exemplo como uma mistura de soluções de mesmo soluto, sem ocorrência de reação química, em que o primeiro exemplo é uma mistura de soluções de solutos diferentes, sem ocorrência de reação química. Em ambos os casos, a constituição química dos componentes das soluções não mudará, no entanto, alguns aspectos quantitativos terão que ser recalculados.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Solução de NaCl 0,1 mol/L	Solução de NaOH 0,1 mol/L	Pipeta graduada de 10 mL</p><p>Proveta de 50 mL	Balão volumétrico de 100 mL	Água destilada</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>PARTE 1. Preparo de soluções diluídas a partir de soluções concentradas</p><p>a) Experimento I</p><p>- Calcular o volume necessário da solução estoque 0,1 mol/L de NaCl necessário para preparar 100 mL de solução de NaCl 0,01 mol/L.</p><p>- Com o auxílio de um pipetador e de uma pipeta graduada apropriada, transfira o volume necessário da solução estoque para o balão volumétrico de 100 mL.</p><p>- Complete o volume da solução com água destilada até a marca de aferição do balão.</p><p>- Tampe e agite o valão volumétrico com cuidado para a completa homogeneização da solução.</p><p>b) Experimento II</p><p>- Calcular o volume necessário da solução estoque 0,1 mol/L de NaOH necessário para preparar 100 mL de solução de NaOH 0,04 mol/L.</p><p>- Com o auxílio de uma proveta, transfira o volume necessário da solução estoque para o balão volumétrico de 100 mL.</p><p>- Complete o volume da solução com água destilada até a marca de aferição do balão.</p><p>- Tampe e agite o valão volumétrico com cuidado para a completa homogeneização da solução.</p><p>PARTE 2. Mistura de soluções sem a ocorrência de reação química</p><p>Experimento III</p><p>- Transfira uma alíquota de 10 mL da</p><p>solução de NaOH 0,1 mol/L para um erlenmeyer.</p><p>- Adicione ao mesmo erlenmeyer uma alíquota de 25 mL da solução de NaOH 0,04 mol/.</p><p>- Calcule a concentração da solução de NaOH obtida.</p><p>b) Experimento IV</p><p>- Transfira uma alíquota de 15 mL da solução de NaOH 0,1 mol/L para um erlenmeyer.</p><p>- Adicione ao mesmo erlenmeyer uma alíquota de 25 mL da solução de NaCl 0,1 mol/L.</p><p>- Calcule a concentração de NaOH e NaCl na solução obtida.</p><p>c) Experimento V</p><p>- Transfira uma alíquota de 10 mL da solução de NaOH 0,1 mol/L para um erlenmeyer.</p><p>- Adicione ao mesmo erlenmeyer uma alíquota de 10 mL da solução de NaOH 0,04 mol/L.</p><p>- Adicione ao mesmo erlenmeyer uma alíquota de 10 mL da solução de NaCl 0,1 mol/L.</p><p>- Calcule a concentração de NaOH e NaCl na solução obtida.</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>1. Expresse a concentração de cada uma das soluções preparadas (I a V) como concentração comum (g/L), concentração molar (mol/L) e título em massa (% m/v).</p><p>1. Discuta situações do cotidiano em que estão presentes etapas analíticas envolvendo diluições.</p><p>1. Diferencie os processos de diluição e solubilização.</p><p>PRÁTICA 8. evidênciando uma reação química</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>Transformações físicas e químicas ocorrem com muita frequência em diversos experimentos realizados num laboratório. As transformações químicas são chamadas de reações químicas. As substâncias que desaparecem durante essas transformações são chamadas de reagentes, e aquelas formadas são chamadas de produtos.</p><p>São indícios da ocorrência de uma transformação química: formação de um sólido de cor diferente, variação de temperatura, mudança de cor da solução, formação de um gás, desaparecimento dos reagentes ou liberação de cheiro característico. Já as transformações físicas da matéria ocorrem quando há mudança de estado físico de um determinado material, ou uma dissolução de um soluto em um solvente. Nesse tipo de transformação não há formação de novas substâncias.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Pinça metálica	Fita de magnésio</p><p>Caixa de fósforos	Cadinho de porcelana</p><p>Lamparina	Tubos de ensaio</p><p>Estante para tubos de ensaio	Solução alcoólica de fenolftaleína</p><p>Solução de CuSO4 (0,5 mol/L)	Placa de zinco</p><p>Pipeta de Pasteur	Béquer de 100 mL</p><p>Solução de HCl (6,0 mol/L)	Solução de NaOH (6 mol/L)</p><p>Bicarbonato de sódio	Sal de cozinha</p><p>Vinagre	Sódio metálico</p><p>Água oxigenada 20 volumes	Iodeto de potássio</p><p>Hidróxido de sódio 	Espátula</p><p>Iodo em esferas	Vidro de relógio</p><p>Carbonato de cálcio	Pedras de gelo</p><p>Solução de KCl	Solução de AgNO3</p><p>Ácido sulfúrico</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>Teste A: segure um pedaço da fita de magnésio com a pinça metálica e aproximem-na da chama, seguindo as orientações de precaução. Colete o material obtido em um recipiente de porcelana.</p><p>Teste B: coloque cerca de 2 mL de água em um tubo de ensaio com o que sobrou da fita de magnésio, agite por alguns minutos e acrescente algumas gotas de fenolftaleína.</p><p>Teste C: em outro tubo de ensaio, coloque 2 mL de solução de sulfato de cobre, mergulhe uma placa de zinco no interior desse tubo e aguarde alguns minutos.</p><p>Teste D: com a supervisão do professor, coloque em um tubo de ensaio 2 mL (40 gotas) da solução de ácido clorídrico e acrescente raspas de magnésio. OBS: o ácido clorídrico é corrosivo e, por isso, deve ser manuseado com cautela. O ideal é que o teste seja realizado em ambiente bem ventilado ou em uma capela de exaustão.</p><p>Teste E: em outro tubo de ensaio, coloque uma pequena quantidade de bicarbonato de sódio (aproximadamente, a ponta de uma espátula) e com a pipeta adicione 2 mL de vinagre.</p><p>Teste F: em outro tubo de ensaio, coloque 2 mL de água e acrescente uma pequena quantidade de cloreto de sódio e agite. Observe o ocorrido.</p><p>Teste G: com a supervisão do professor, adicione um pequeno pedaço de sódio metálico em um tubo de ensaio contendo água e algumas gotas de fenolftaleína. Observe o ocorrido.</p><p>Teste H: coloque 40 gotas de NaOH 6 mol/L no tubo de ensaio. Adicione, ao mesmo tubo, 2 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína e agite, levemente, o tubo. Em seguida, adicionem a solução de HCl 6 mol/L ao mesmo tubo, até dobrar o volume da solução e agite, levemente, o tubo.</p><p>Teste I: misture 40 mL de água oxigenada com algumas gotas de sabão e corante em uma proveta de 100 mL. Depois, deve-se despejar uma espátula de iodeto de potássio sobre a mistura.</p><p>Teste J: coloque uma pequena quantidade de esferas de iodo dentro de um béquer. Aqueça o béquer, tendo por cima do béquer um vidro de relógio. Cessar o aquecimento após o iodo ter desaparecido. Em seguida, coloque pedras de gelo sobre o vidro de relógio.</p><p>Teste K: coloque uma pequena quantidade de carbonato de cálcio em um tubo de ensaio. Em seguida, adicionar cerca de 3,0 mL de água destilada ao tubo e agitar.</p><p>Teste L: adicione cerca de 2,0 mL de vinagre no tubo de ensaio do experimento L.</p><p>Teste M: adicione cerca de 1 mL de solução de cloreto de potássio em um tubo de ensaio. Em seguida, adicione algumas gotas de nitrato de prata e agite.</p><p>Teste N: adicione cerca de 3 mL de água destilada em um tubo de ensaio. Adicionar 2 gotas de ácido sulfúrico. Adicione 2 gotas de solução de fenolftaleína. Em seguida, adicione algumas pérolas de hidróxido de sódio e agite.</p><p>RESULTADOS E DISCUSSÕES</p><p>1) Complete o quadro a seguir com os resultados observados nos experimento:</p><p>Teste</p><p>Aparência inicial</p><p>dos reagentes</p><p>Aparência final</p><p>dos produtos</p><p>Evidências da</p><p>transformação</p><p>Ocorrência de</p><p>reação química</p><p>A</p><p>( ) sim</p><p>( ) não</p><p>B</p><p>( ) sim</p><p>( ) não</p><p>C</p><p>( ) sim</p><p>( ) não</p><p>...</p><p>( ) sim</p><p>( ) não</p><p>2) Classifique cada um dos experimentos como sendo uma transformação física ou química. Justifique suas conclusões para cada caso.</p><p>3) Apresente as reações químicas envolvidas nos processos.</p><p>PRÁTICA 9. LEI DE LAVOISIER E CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>A palavra estequiometria (do grego stoicheon, elemento e metron, medida), foi introduzida por Richter em 1792, referindo-se às medidas dos elementos químicos nas substâncias. Modernamente, a estequiometria compreende as informações quantitativas relacionadas a fórmulas e equações químicas. Ela está baseada nas leis ponderais, principalmente na lei da conservação das massas e na lei das proporções fixas. Segundo a Lei de Lavoisier (Lei da conservação das massas), numa reação química em sistema fechado a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos. A partir disso, lembra-se a célebre frase dita por Lavoisier: “Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Solução de nitrato de prata 0,1 mol/L	Solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L</p><p>Vinagre comercial	Bicarbonato de sódio</p><p>Béquer de vidro de 50 mL	Palha de aço</p><p>Fósforos	Balança analítica</p><p>Cadinho de porcelana	Pipeta graduada de 10 mL</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>a) Experimento 1:</p><p>- Coloque 10 mL de solução de AgNO3 em um dos béqueres e 10 mL de solução de NaCl no outro.</p><p>- Coloque os dois béqueres com as soluções, ao mesmo tempo, na balança.</p><p>- Anote a massa (inicial) do conjunto: _______________</p><p>- Despeje, vagarosamente, o conteúdo de um dos béqueres no outro.</p><p>- Coloque novamente os dois béqueres na balança. Anote a massa final do conjunto: __________</p><p>b) Experimento 2:</p><p>- Coloque uma pequena quantidade de bicarbonato de sódio em um dos béqueres e, aproximadamente, 20,0 mL de vinagre no outro;</p><p>- Coloque os dois béqueres na balança. Anote a massa inicial do conjunto: _______________</p><p>- Despeje o vinagre, presente em um dos béqueres, sobre o bicarbonato de sódio no outro béquer.</p><p>- Coloque novamente os dois béqueres na balança. Anote a massa final do conjunto: __________</p><p>c) Experimento 3:</p><p>- Coloque um pedaço de esponja de aço na cápsula de porcelana;</p><p>- Coloque o conjunto na balança e anote a massa inicial: _______________</p><p>- Retire da balança a cápsula de porcelana com o pedaço de esponja de aço.</p><p>- Aproxime a chama de um palito de fósforo da palha de aço, até que ela se inflame.</p><p>- Aguarde alguns minutos até que ocorra a combustão completa do material.</p><p>- Anote a massa final do conjunto (cápsula + esponja após</p><p>a combustão): _______________</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>1) Em relação ao experimento 1, responda:</p><p>a) Ocorreu a formação de alguma nova substância? Em caso afirmativo, explique alguma evidência experimental observada.</p><p>b) Escreva a equação que representa a reação química envolvida nesse experimento.</p><p>c) Compare as massas inicial (dos reagentes) com a massa final (dos produtos) e forneça uma explicação para tal fato.</p><p>2) Em relação ao experimento 2, responda:</p><p>a) O que pode ser observado após a realização da mistura vinagre com bicarbonato de sódio?</p><p>b) Escreva a equação que representa a reação química envolvida nesse experimento.</p><p>c) Compare as massas inicial (dos reagentes) com a massa final (dos produtos) e forneça uma explicação para tal fato.</p><p>d) Em função da massa de gás carbônico desprendida no experimento, calcule a massa de bicarbonato de sódio envolvida na reação. Compare o valor calculado com o valor pesado.</p><p>3) Em relação ao experimento 3, responda:</p><p>a) Escreva a equação que representa a reação química envolvida, corretamente balanceada.</p><p>b) Com os dados obtidos, o que pode ser observado?</p><p>c) Proponha uma explicação para esse experimento.</p><p>BIBLIOGRAFIA</p><p>· CAZARRO, R. Um experimento envolvendo estequiometria. Química Nova na Escola, v.10, 53-54, 1999. Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc10/exper3.pdf</p><p>· A lei da conservação da massa. Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=2S6e11NBwiw</p><p>PRÁTICA 10. DETERMINAÇÃO DO CARÁTER ÁCIDO-BASICO DAS SOLUÇÕES COM O AUXÍLIO DE INDICADORES</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>Desde a antiguidade já existia a necessidade de se identificar se os compostos eram ácidos ou básicos. Além disso, as soluções ácidas apresentavam diferentes níveis de acidez, assim como as soluções básicas apresentavam diferentes níveis de alcalinidade. A medida usada para indicar esses diferentes níveis, de modo preciso, é a escala de pH (potencial hidrogeniônico), que determina a concentração de íons H+ em solução. Para se determinar com precisão o pH, pode-se utilizar um aparelho denominado pHmetro.</p><p>No entanto, é comum e cômodo o uso de certos corantes que identificam por meio da cor se uma solução está ácida ou básica. Esses compostos são denominados de indicadores ácido-base e mudam de cor conforme o pH da solução, sendo essa mudança de cor denominada de viragem. A fenolftaleína é um exemplo de indicador ácido-base sintético muito usado em laboratório.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Estante para tubos de ensaio	24 tubos de ensaio</p><p>10 béqueres de 100 mL	08 pipetas de Pasteur</p><p>Indicador azul de bromotimol	Indicador alaranjado de metila</p><p>Indicador de fenolftaleína	Leite</p><p>Refrigerante (incolor)	Vinagre (incolor)</p><p>Sabão em pó	Suco de limão natural</p><p>Leite de magnésia	Solução de ácido clorídrico</p><p>Solução de hidróxido de sódio 	Canudos de plástico</p><p>Solução de amônia diluída	Garrafa PET	Comprimido efervescente</p><p>Água mineral com gás	Mangueira fina</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>PARTE 1. Determinação do caráter ácido-básico das substâncias</p><p>- Coloque aproximadamente 3 mL de cada material, separadamente, nos tubos de ensaio.</p><p>- Acrescente 3 gotas de indicador em cada um dos tubos.</p><p>- Anotem as cores observadas na tabela apresentada a seguir.</p><p>Cor observada</p><p>Tubo</p><p>Material</p><p>Azul de bromotimol</p><p>Alaranjado de metila</p><p>Fenolftaleína</p><p>A</p><p>Vinagre</p><p>B</p><p>Sabão em pó e água</p><p>C</p><p>Suco de limão</p><p>D</p><p>Leite e magnésia</p><p>E</p><p>Leite</p><p>F</p><p>Refrigerante</p><p>G</p><p>Solução de HCl</p><p>H</p><p>Solução de NaOH</p><p>PARTE 2. O indicador fenolftaleína</p><p>- Coloque água até a metade nos três béqueres, duas gotas de fenolftaleína e solução de amônia até que a cor fique rosa. Em seguida, o experimento será dividido em três partes:</p><p>- 1ª parte: adicione um pouco de água mineral com gás em um dos copos com a solução de fenolftaleína. Observe o que acontece.</p><p>- 2ª parte: faça um furo na tampa da garrafa PET e passe a mangueira. Coloque água dentro da garrafa, adicione o comprimido efervescente e feche rapidamente a garrafa de modo que a mangueira fique dentro dessa solução. Coloque a outra extremidade da mangueira dentro de outra solução de fenolftaleína preparada em um dos copos. Observe o que acontece.</p><p>- 3ª parte: assopre com um canudo a solução de fenolftaleína do terceiro copo. Observe o que acontece.</p><p>PARTE 3. O sangue do diabo</p><p>Surpresa cabulosa!</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>1) Defina as funções químicas inorgânicas ácido e base.</p><p>2) Indique o caráter ácido ou básico para os materiais utilizados no experimento.</p><p>3) Escreva as fórmulas das principais substâncias presentes no vinagre e no leite de magnésia.</p><p>4) Qual é o interesse de identificar o caráter das substâncias utilizando um indicador ácido-base e não por propriedades organolépticas? Justifique sua resposta baseada nas características dos compostos ácidos e básicos.</p><p>5) Pesquise outros indicadores artificiais e naturais que podem ser empregados nos testes de identificação de pH.</p><p>6) Qual é o gás dissolvido na água gaseificada e nos refrigerantes, o gás liberado nos antiácidos efervescentes e o gás que nós expiramos? Explique o motivo de o contato desse gás com a solução contendo o indicador fenolftaleína resultar na mudança de coloração da solução.</p><p>PRÁTICA 11. FATORES QUE influenciam a rapidez</p><p>DE UMA REAÇÃO QUÍMICA</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>A lei da ação das massas (lei de Guldberg e Waage), para uma reação genérica, estabelece que:</p><p>aA + bB + cC mM + nN + oO</p><p>V = K[A]a[B]b[C]c 	onde: 	V = velocidade da reação</p><p>K = constante de velocidade específica para cada reação</p><p>[ ] = concentração molar de determinado soluto</p><p>Nessa aula prática confirmaremos experimentalmente que um aumento na concentração dos reagentes aumenta a velocidade da reação entre eles. Para isso utilizaremos a reação entre o tiossulfato de sódio, Na2S2O3 e o ácido sulfúrico, H2SO4.</p><p>H2SO4 (aq) + Na2S2O3 (aq) ⇌Na2SO4 (aq) + H2O (l) + SO2 (g) + S (s)</p><p>O enxofre formado, sendo insolúvel em água, provoca uma turvação que permite ver quando a reação ocorre. Assim poderemos medir o tempo de duração da reação. A reação será feita quatro vezes, mantendo fixa a concentração de um reagente e variando a concentração do outro, enquanto é medido o tempo gasto em cada uma das reações. A medição dos tempos servirá para obtermos as velocidades das quatro reações.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>3 suportes universais com bureta de 50 mL e garras 	24 béqueres de 50 mL</p><p>Pincel para identificação das vidrarias	Cronômetro</p><p>Solução aquosa de H2SO4 0,3 mol/L	Folha branca com 3 cruzes desenhadas</p><p>Solução aquosa de tiossulfato de sódio Na2S2O3 0,3 mol/L</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>- Rotule três buretas de 50 mL: H2O; H2SO4; Na2S2O3.</p><p>- Carregue corretamente (encha também a ponta das buretas, que fica abaixo da torneira, antes de acertar o menisco) cada bureta com o respectivo líquido.</p><p>- Rotule 4 béqueres (A, B, C e D).</p><p>- Pegue o béquer A e, utilizando a bureta, adicione 4 mL da solução 0,3 mol/L de H2SO4.</p><p>- Utilizando as buretas, coloque no béquer A água destilada, segundo o quadro abaixo.</p><p>Béquer</p><p>Volume em mL</p><p>[NaS2O3]</p><p>Δn NaS2O3</p><p>(mol)</p><p>Tempo (s)</p><p>Velocidade</p><p>v =</p><p>(mol/s)</p><p>NaS2O3</p><p>0,3 mol/L</p><p>H2O</p><p>Total</p><p>A</p><p>6 mL</p><p>0 mL</p><p>6 mL</p><p>B</p><p>4 mL</p><p>2 mL</p><p>6 mL</p><p>C</p><p>3 mL</p><p>3 mL</p><p>6 mL</p><p>D</p><p>2 mL</p><p>4 mL</p><p>6 mL</p><p>- Em seguida, adicione no béquer a solução 0,3 mol/L de Na2S2O3. Acionar nesse mesmo instante o cronômetro.</p><p>- Coloque o béquer sobre um papel com uma cruz desenhada.</p><p>- Registre o tempo (em segundos) que demora para não ser mais visível a cruz devido à formação de enxofre sólido que turva a solução.</p><p>- Proceder do mesmo modo (passos 4 a 8) com os béqueres B, C e D.</p><p>- Lave as vidrarias em seguida e deixe a bancada organizada conforme o grupo encontrou.</p><p>- Se houver dúvida com relação a alguma das medidas, refaça essa medição.</p><p>- Calcule a velocidade de cada reação, dividindo o valor de n pelo tempo da reação.</p><p>DISCUSSÕES</p><p>1. Qual a conclusão geral que se pode tirar desta aula?</p><p>1. Que substância permitiu medir o tempo de reação?</p><p>1. Por que um aumento na concentração de um dos reagentes aumenta a velocidade</p><p>da reação?</p><p>BIBLIOGRAFIA</p><p>· Como Acelerar Reações Químicas (E Arrumar um Encontro). Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=OttRV5ykP7A&t=18s.</p><p>PRÁTICA 12. REAÇÕES REVERSÍVEIS E O DESLOCAMENTO</p><p>DE EQULÍBRIO QUÍMICO</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>Muitas reações químicas são reversíveis, embora em certos casos essa característica não possa ser observada experimentalmente e ficamos com a impressão de que a reação é irreversível. Isso significa que os produtos da reação também reagem entre si, formando novamente os reagentes. Esse fato tem grandes implicações quando se trata de reações de interesse tecnológico e, por conseguinte, de importância econômica. Afinal, o interesse é que a maior quantidade possível de reagentes se transforme em produtos no menor tempo possível. Esse controle normalmente é feito alterando-se as condições em que a reação se processa. Nesta atividade, vamos investigar uma dessas reações reversíveis, com o objetivo de verificar se reagentes e produtos convivem em solução após a reação ter aparentemente terminado.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Solução de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L</p><p>Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L</p><p>Solução de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L</p><p>Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L</p><p>Quatro tubos de ensaio numerados de 1 a 4</p><p>Suporte para tubos de ensaio</p><p>Proveta de 10 mL</p><p>Béquer 250 mL</p><p>Tubo de ensaio</p><p>1 conta-gotas (pipeta de Pasteur)</p><p>Solução alcoólica de fenolftaleína</p><p>Solução amoniacal</p><p>Recipiente com mistura de gelo e água</p><p>Ebulidor</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>PARTE 1. Efeito da variação da concentração dos reagentes</p><p>- Coloquem cerca de 5 mL de cromato de potássio (K2CrO4) em um dos tubos de ensaio (tubo 1). Coloquem agora cerca de 5 mL de dicromato de potássio (K2Cr2O7) no outro tubo de ensaio (tubo 2). Anotem a cor de cada uma das soluções. Deixe os tubos de ensaio reservados, pois essas soluções servirão de referência para algumas comparações que faremos ao longo da atividade</p><p>- Repitam o procedimento 1 para preparar dois outros tubos de ensaio. O tubo 3 deve conter o cromato de potássio. O tubo 4 deve conter o dicromato de potássio.</p><p>- No tubo 3, adicionem ácido clorídrico (HCl), gota a gota, até observarem mudança de cor do sistema. Anotem a cor da solução e as espécies presentes.</p><p>- No tubo 4, adicionem hidróxido de sódio (NaOH), gota a gota, até observarem mudança de cor do sistema. Anotem a cor da solução e as espécies presentes.</p><p>- No tubo 3, ao qual vocês adicionaram inicialmente HCl, adicione NaOH, gota a gota. Observem o que ocorre e anotem a cor da solução e as espécies presentes.</p><p>- No tubo 4, ao qual vocês adicionaram inicialmente NaOH, adicionem HCl, gota a gota. Observem o que ocorre e anotem a cor da solução e as espécies presentes.</p><p>DESCARTE: Armazene os resíduos em um frasco devidamente etiquetado, pois o fato de ele conter cromo impossibilita o descarte direto na pia. Esse resíduo pode ser encaminhado para uma empresa de coleta especial ou reservado em um frasco no laboratório para posterior utilização.</p><p>PARTE 2. Efeito da temperatura no equilíbrio de ionização da amônia</p><p>- Em um béquer contendo aproximadamente 200 mL de água, adicione 10 gotas da solução amoniacal e 5 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína. Registre o ocorrido.</p><p>- Transfira parte dessa solução para um tubo de ensaio, ocupando no máximo 1/3 do tubo.</p><p>- Aqueça, cuidadosamente, o tubo em banho Maria. Registre o ocorrido.</p><p>- Coloque o tubo de ensaio no banho de gelo. Registre o ocorrido.</p><p>- Ao final do procedimento, o material utilizado poderá ser descartado diretamente na pia, visto que as concentrações são reduzidas.</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>0. Quando você adicionou HCl ao tubo 3, que contém K2CrO4, que espécie foi formada? Represente, por meio de uma equação química, o que pode ter ocorrido no tubo 3.</p><p>0. Quando você adicionou NaOH ao tubo 4, com K2Cr2O7, que espécie foi formada? Represente, por meio de uma equação química, o que pode ter ocorrido no tubo 4.</p><p>0. Quando você adicionou NaOH ao tubo 3, que continha inicialmente K2CrO4 e ao qual havia sido adicionado HCl, que espécie foi formada? Represente por meio de uma equação química, o que pode ter ocorrido no tubo 3.</p><p>0. Quando você adicionou HCl ao tubo 4, que continha inicialmente K2Cr2O7 e ao qual havia sido adicionado NaOH, que espécie foi formada? Represente, por meio de uma equação química, o que pode ter ocorrido no tubo 4.</p><p>0. Explique os fenômenos observados no procedimento experimental parte 1 utilizando o princípio de Le Chatelier.</p><p>0. O equilíbrio de ionização da amônia pode ser descrito conforme a equação:</p><p>NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + OH- (aq) 			∆H < 0</p><p>Sabendo disso, pede-se:</p><p>a) Explique o que ocorreu após o aquecimento do tubo de ensaio, justificando sua resposta pelo deslocamento do equilíbrio químico.</p><p>b) Explique o que ocorreu após o resfriamento do tubo de ensaio, justificando sua resposta pelo deslocamento do equilíbrio químico.</p><p>0. Grave um vídeo e poste no Youtube. O conteúdo produzido deverá estar relacionado aos fatores que alteram um equilíbrio químico e que são aplicáveis no cotidiano. Deve-se inserir imagens de modo com que o material seja capaz de demonstrar o poder da divulgação científica. Os temas a serem sorteados são:</p><p>a) O porquê as lentes fotocromáticas escurecerem quando expostas ao sol;</p><p>b) Le Chatelier e a espessura dos ovos das galinhas;</p><p>c) Galinho do tempo;</p><p>BIBLIOGRAFIA</p><p>· AMARAL, P. F. S. LABQUIMIFORMAS. Nepomuceno: CEFET-MG, 2022. 39 p. Disponível em: https://www.cefetmg.br/wp-content/uploads/2022/07/LABQUIMIFORMAS-1.pdf</p><p>PRÁTICA 13. RELAÇÃO ENTRE O pH DAS SOLUÇÕES</p><p>E A CONCENTRAÇÃO DE ÍONS H+ E OH-</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>O valor da constante de dissociação da água, também chamado de produto iônico da água, é dado por KW = 1,0 x 10-14, a 25ºC. A equação KW = [H+].[OH-] aplica-se não somente à água pura, mas também às soluções aquosas, nas quais as [H+] e [OH-] podem ser diferentes. Se a [H+] ou [OH-] for conhecida, a outra poderá ser calculada e de posse desses valores o valor de pH poderá ser previsto. De forma contrária, se um valor de pH for determinado experimentalmente, é possível saber quais são os valores de [H+] e [OH-] em determinada solução.</p><p>Por apresentar cores diversas conforme a acidez ou basicidade do meio em que se encontra, o extrato de repolho roxo pode constituir-se em bom indicador universal de pH, substituindo – ainda que para menor número de faixas de pH – os papéis indicadores universais, que só podem ser adquiridos em lojas especializadas. O repolho roxo contém pigmentos, as antocianinas, que são capazes de alterar sua estrutura e, consequentemente, coloração de acordo com o meio ácido ou básico em que se encontram. À medida que se tem diferentes proporções dessas estruturas (cátion, base e ânion cianina), se tem diferentes colorações.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Ácido clorídrico (HCl)</p><p>Hidróxido de sódio (NaOH)</p><p>Pipeta graduada de 10 mL</p><p>Pipeta graduada de 1 mL</p><p>Pipetador</p><p>1 rolo de filme plástico de PVC</p><p>Balão volumétrico de 100 mL</p><p>Tubos de ensaio grandes</p><p>Suporte para tubos de ensaio</p><p>pHmetro digital</p><p>Soluções tampão para calibração do pHmetro</p><p>Pipeta de Pasteur</p><p>Proveta de 10 mL</p><p>Béquer de 500 mL</p><p>Ebulidor</p><p>Repolho roxo (pequeno)</p><p>Almofariz e pistilo</p><p>Coador</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>a) Preparo de 100 mL de solução de HCl 0,1 mol/L</p><p>· Observar no rótulo do frasco do reagente HCl a densidade e a pureza ou título (m/m) do ácido. A partir desses dados, calcular o volume de HCl necessário para preparar 100 mL de uma solução de HCl de concentração 0,1 mol/L. Dados: Massa molar do HCl = 36,5 g/mol</p><p>· Com o auxílio de uma pipeta, medir o volume calculado e transferi-lo diretamente para um balão volumétrico de 100 mL que contenha em seu interior aproximadamente 30 mL de água purificada.</p><p>· Completar o volume da solução com água destilada até próximo a marca de aferição. Para aferir o menisco usar conta-gotas. Tampar e agitar o balão volumétrico para a homogeneização da solução. Por fim, rotular com informações como: soluto, concentração, data e responsável pelo preparo.</p><p>b) Preparo</p><p>de 100 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L</p><p>· Calcular a massa de NaOH necessária para preparar 100 mL de uma solução de concentração 0,1 mol/L. Considere a pureza do reagente informada no frasco. Dado: massa molar do NaOH = 40 g/mol.</p><p>· Pesar a quantidade calculada diretamente em um béquer seco de 50 mL. Em seguida dissolver com cerca de 30 mL de água destilada utilizando um bastão de vidro para homogeneizar.</p><p>· Com auxílio de um funil transferir a solução para um balão volumétrico de 100 mL. Lavar internamente o béquer usando pisseta com pequenos jatos de água e transferir o volume de água para o balão volumétrico. Continuar essa operação até próximo da marca de aferição. Para aferir o menisco usar conta-gotas. Tampe e agite o balão volumétrico para a homogeneização da solução. Por fim, rotular com informações como: soluto, concentração, data e responsável pelo preparo.</p><p>c) Diluição seriada da solução 0,1 mol/L de HCl</p><p>· Prepare 6 tubos de ensaio com 9 mL de água destilada em cada um dos tubos de ensaio.</p><p>· Etiquete os tubos de ensaio com a diluição empregada. Cada tubo conterá uma diluição de dez vezes do tubo concentrado anterior. O primeiro tubo será uma diluição de “1:10”, o segundo de “1:100”, o terceiro uma mistura “1:1000”, e assim por diante.</p><p>· Passe 1 mL da solução concentrada para o tubo “1:10” que tem 9 mL de água destilada. Misture bem o tubo “1:10” e em seguida, passe 1 mL da solução do tubo “1:10” para o tubo “1:100” que tem 9 mL de água destilada. Prossiga a diluição em série até obter 10 mL da solução no tubo “1:1000000”.</p><p>d) Diluição seriada da solução 0,1 mol/L de NaOH</p><p>· Repita o procedimento de diluição seriada para o NaOH, obtendo 6 tubos com as diluições variando de “1:10” até “1:1000000”.</p><p>e) Medição do valor de pH das soluções</p><p>Utilizando um pHmetro digital, medir qual é o valor de pH de cada uma das soluções preparadas.</p><p>Solução</p><p>Diluição</p><p>[H+] prevista</p><p>Valor do pH medido com pHmetro</p><p>HCl</p><p>Inicial</p><p>10-1 mol/L</p><p>HCl</p><p>1:10</p><p>10-2 mol/L</p><p>HCl</p><p>1:100</p><p>10-3 mol/L</p><p>HCl</p><p>1:1000</p><p>10-4 mol/L</p><p>HCl</p><p>1:10000</p><p>10-5 mol/L</p><p>HCl</p><p>1:100000</p><p>10-6 mol/L</p><p>HCl</p><p>1:1000000</p><p>10-7 mol/L</p><p>Solução</p><p>Diluição</p><p>[OH-] prevista</p><p>Valor do pH medido com pHmetro</p><p>NaOH</p><p>Inicial</p><p>10-1 mol/L</p><p>NaOH</p><p>1:10</p><p>10-2 mol/L</p><p>NaOH</p><p>1:100</p><p>10-3 mol/L</p><p>NaOH</p><p>1:1000</p><p>10-4 mol/L</p><p>NaOH</p><p>1:10000</p><p>10-5 mol/L</p><p>NaOH</p><p>1:100000</p><p>10-6 mol/L</p><p>NaOH</p><p>1:1000000</p><p>10-7 mol/L</p><p>e) Extrato de repolho roxo como indicador universal de pH</p><p>· Prepare o extrato do repolho roxo batendo 1/4 de uma cabeça de repolho roxo com 500 mL de água morna no liquidificador. Coar o extrato obtido, pois o filtrado é o extrato indicador ácido-base natural.</p><p>· Utilize os tubos de ensaio com soluções diluídas de HCl e NaOH, cujos valores de pH foram medidos. Rotule os tubos com os valores de pH aproximados. Adicione 2 mL de extrato de repolho roxo a cada um dos tubos de ensaio. Registre os resultados obtidos.</p><p>Solução</p><p>Valor do pH medido com pHmetro</p><p>Cor observada após adição do indicador</p><p>HCl</p><p>NaOH</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>1. Consulte a Ficha de Informações de Segurança de Produtos Químicos (FISPQ) do ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH). Indique a periculosidade e os cuidados necessários na manipulação de cada um dos reagentes.</p><p>1. No preparo de soluções de ácidos fortes, jamais adicionar água a uma solução concentrada de ácido, mas sempre adicionar o ácido concentrado à água. Explique os motivos desse cuidado.</p><p>1. Compare os valores de pH obtidos no pHmetro com os valores previstos teoricamente. Crie hipóteses sobre os motivos que podem ter levado à desvios entre os valores calculados e os valores experimentais.</p><p>1. Fotografe três rótulos de produtos comercializados no cotidiano (produtos de cozinha, higiene pessoal ou de limpeza) e que contenham a informação de pH. Em seguida, construa uma ficha catalográfica contendo os seguintes itens:</p><p>a) foto do rótulo do produto comercializado com a informação de pH destacada;</p><p>b) pH;</p><p>c) pOH;</p><p>d) classificação do meio (ácido, neutro ou básico);</p><p>e) concentração de íons H⁺ em solução (considerando a temperatura de 25 ºC);</p><p>f) concentração de íons OH¯ em solução (considerando a temperatura de 25 ºC).</p><p>1. Acesse a simulação interativa “pH: básico da escala” e realize uma série de simulações. Para cada simulação, deverá ser colocado o pH, o pOH e a classificação do meio reacional (ácido, neutro ou básico):</p><p>a) Simulação 1: Adição de 500 mL de água;</p><p>b) Simulação 2: Adição de 500 mL de água e 100 mL de ácido de bateria;</p><p>c) Simulação 3: Adição de 500 mL de água e 100 mL de refrigerante;</p><p>d) Simulação 4: Adição de 500 mL de refrigerante;</p><p>e) Simulação 5: Adição de 500 mL de leite;</p><p>f) Simulação 6: Adição de 500 mL de leite e 100 mL de suco de laranja;</p><p>g) Simulação 7: Adição de 500 mL de suco de laranja;</p><p>h) Simulação 8: Adição de 500 mL de suco de laranja e 500 mL de água;</p><p>i) Simulação 9: Adição de 500 mL de café;</p><p>j) Simulação 10: Adição de 500 mL de café e 500 mL de água;</p><p>k) Simulação 11: Adição de 500 mL de sangue;</p><p>l) Simulação 12: Adição de 500 mL de canja de galinha;</p><p>m) Simulação 13: Adição de 500 mL de cuspe;</p><p>n) Simulação 14: Adição de 500 mL de vômito;</p><p>o) Simulação 15: Adição de 500 mL de líquido secante;</p><p>p) Simulação 16: Adição de 500 mL de sabonete.</p><p>BIBLIOGRAFIA</p><p>· AMARAL, P. F. S. LABQUIMIFORMAS. Nepomuceno: CEFET-MG, 2022. 39 p. Disponível em: https://www.cefetmg.br/wp-content/uploads/2022/07/LABQUIMIFORMAS-1.pdf</p><p>· Simulação interativa “pH: básico da escala”. Disponível em: https://phet.colorado.edu/sims/html/ph-scale-basics/latest/ph-scale-basics_pt_BR.html</p><p>PRÁTICA 14. VITAMINA C COMO AGENTE REDUTOR</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>O permanganato de potássio (KMnO4) é um sal muito solúvel em água. Seu uso farmacológico é como agente bactericida, recomendado para tratamento de feridas na pele – por exemplo, as que aparecem em consequência da catapora –, através de banhos com soluções bem diluídas. Por sua ação oxidante, mancha facilmente a pele ao reagir com proteínas da epiderme.</p><p>A cor da solução de KMnO4 é violeta, mais ou menos intensa conforme a concentração da solução. O íon permanganato MnO4- é o responsável por essa cor. Assim como outros elementos de transição, o manganês forma sais coloridos. O Mn+7 pode ser reduzido com facilidade a Mn+2 (sais rosados quase incolores), passando por Mn6+ (sais verdes) e Mn4+ (sais marrom-escuros). A espécie formada em consequência do processo de redução depende da acidez do meio de reação.</p><p>A substância iodo (I2) é sólida à temperatura ambiente, diferentemente das outras substâncias simples formadas a partir dos elementos do mesmo grupo na tabela periódica (o flúor, F2, e o cloro, Cl2, são gases, e o bromo, Br2, é líquido). A substância iodo pode ser adquirida em solução alcoólica, em farmácias, sendo muito usada como agente germicida e, assim como o permanganato de potássio, trata-se de uma solução bastante oxidante. Já o suco de limão, da mesma forma que o suco de outras frutas cítricas, é muito rico em vitamina C. Essa é um exemplo de substância orgânica redutora.</p><p>O comportamento das substâncias orgânicas em reações redox pode ser mais complexo que o das substâncias inorgânicas, pois a redução ou oxidação pode envolver vários átomos numa molécula, enquanto nas substâncias inorgânicas esse processo, em geral, envolve apenas um dos átomos. Estudaremos nessa aula a ação do ácido ascórbico sobre o iodo e sobre o permanganato.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Permanganato de potássio			Limão de tamanho médio</p><p>Comprimido de vitamina C 			Uma faca</p><p>Três béqueres de 100 mL			Solução alcoólica de iodo</p><p>Um conta-gotas</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>PARTE 1. Interação com KMnO4</p><p>· Prepare 200 mL de solução de KMnO4 bastante diluída. Para isso, utilizem alguns grãos desse sal ou 1/6 de um comprimido.</p><p>· Divida a solução em três béqueres (numerem-nos de 1 a 3) para que um deles contenha a solução original para ser usada como uma referência de cor (béquer 1).</p><p>· Lentamente, acrescente</p><p>gotas de suco de limão ao béquer 2 e anote as observações.</p><p>· No béquer 3, acrescente meio comprimido de vitamina C e anote suas observações.</p><p>PARTE 2. Interação com iodo</p><p>· Coloquem água até a metade dos três béqueres.</p><p>· Com o auxílio do conta-gotas, transfiram cerca de 10 gotas da solução alcoólica de iodo para cada um dos béqueres. Numerem-nos de 1 a 3, e mantenham o béquer 1 como referência.</p><p>· Coloquem, no béquer 2, meio comprimido de vitamina C. Comparem com a cor do béquer 1. Anotem o que foi observado em relação à interação da vitamina C com a solução de iodo.</p><p>· Acrescentem gotas de suco de limão ao béquer 3. Comparem com a cor do béquer 1. Anotem suas observações no caderno.</p><p>EXERCÍCIOS</p><p>1. Tendo em vista as variações das cores no fenômeno observado e as informações do início desta atividade, descreva o que ocorreu em cada caso, especificando todos os acontecimentos.</p><p>1. Lembrando do que foi estudado em ligações químicas, que tipo de substância é o KMnO4?</p><p>1. Identifiquem o número de oxidação do manganês na substância KMnO4.</p><p>1. Quais são as evidências de que durante o experimento o manganês foi reduzido?</p><p>1. Na reação entre KMnO4 e vitamina C, qual é o agente redutor e qual é o agente oxidante? Justifiquem sua resposta.</p><p>1. Compare as cores dos sistemas finais (com vitamina C e com suco de limão). Discuta a que você atribui esse resultado, apresentando em seus argumentos a reação de oxirredução e identificando o agente redutor, agente oxidante e as variações de número de oxidação.</p><p>BIBLIOGRAFIA</p><p>· ROCHA, R. A.; AFONSO, J. C. Manganês. Química Nova na Escola, v. 34 (2), 103-105, 2012. Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc34_2/11-EQ-23-11.pdf</p><p>· Camaleão químico. Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=TgVYRNTtcbY</p><p>PRÁTICA 15. construção de uma célula galvânica</p><p>com materiais alternativos</p><p>Jamal é um estudante que ingressou para estudar Engenharia Civil na Faculdade Atenas em 2010, mas até hoje está cursando as disciplinas do 3º período. O problema é que ele mora em um sítio em Três Marias e é viciado em pescar curimbas e, desde que descobriu o segredo de como pegar 100 curimbas por dia, Jamal tem perdido muitas aulas e repetido em todas as disciplinas pelo excesso de faltas. Mas agora é diferente: após uma longa e inspiradora conversa com o engenheiro civil Romindo, que trabalha na multinacional Aqualuz, Jamal se conscientizou de que um futuro de sucesso o aguarda se ele completar em breve seu curso de graduação.</p><p>Talvez Jamal tenha se conscientizado tarde demais, pois está chegando ao final do período letivo e ele ainda precisa fechar a última avaliação de Física, bem como entregar diversos exercícios de Física que valem 5 pontos, essenciais para sua aprovação.</p><p>Terça à noite foi o horário que Jamal reservou para fazer o trabalho. São 22 exercícios que envolvem muitas contas, tornando necessário o uso de calculadora para o trabalho poder ser feito em tempo hábil. Às 22 horas Jamal iniciou a resolução dos exercícios e observa que sua calculadora está sem pilhas. Minutos depois, para complicar sua vida, a luz de seu sítio acaba. Jamal fica perdido sem saber o que fazer, pois a residência mais próxima com luz fica a 7 km de distância e o seu carro está sem gasolina. De fato, como consequência da greve dos caminhoneiros, Jamal não conseguiu abastecer seu Corcel 82. A mobilização dos caminhoneiros também o atingiu de outras formas: Jamal está sem álcool, fósforo e até sem arroz, por conta do desabastecimento nos supermercados. Por sorte, Jamal não será reprovado novamente por faltas, pois seu amigo Juan vai buscá-lo em casa quarta-feira as 6 horas da manhã e levá-lo até Paracatu, onde Jamal estará trabalhando durante todo o dia até as 18:30 h, quando se dirigirá para a faculdade. Pontualmente, às 19 h o professor de Física estará aguardando os trabalhos.</p><p>A única solução para Jamal ainda poder ter a chance de ser aprovado é fazer o trabalho durante a madrugada. Ao olhar seu celular, ainda com bateria, Jamal tem a ideia de ligar para pedir ajuda a seus amigos que são alunos do 2º ano do ensino médio no Colégio Atenas e que estão estudando pilhas com o professor Alexandre.</p><p>“Oi gente! Amanhã tenho que entregar um trabalho de Física sem falta e só tenho agora a noite para acabar. Acontece que acabou a luz e estou sem pilhas na calculadora. O que eu faço, sem luz e sem pilha eu não consigo! Lembro que vocês comentaram que o professor de Química ensinou a vocês como montar uma pilha caseira!! E agora, como eu faço para montar uma pilha capaz de acender lâmpadas LED e ligar a calculadora??? Vocês podem me ajudar?”</p><p>Vocês são os amigos de Jamal e terão que propor uma solução para o problema. Ajudem Jamal, demonstrando e explicando para a turma como montar uma pilha que seja capaz de acender uma lâmpada de LED e ligar uma calculadora.</p><p>image1.png</p><p>image2.png</p><p>image3.png</p><p>image4.png</p><p>image5.png</p><p>image6.png</p><p>image7.png</p><p>image8.png</p><p>image9.png</p><p>image10.png</p><p>image11.png</p><p>image12.png</p><p>image13.png</p><p>image14.png</p><p>image15.png</p><p>image16.png</p><p>image17.png</p><p>image18.png</p><p>image19.wmf</p><p>®</p><p>oleObject19.bin</p><p>image20.wmf</p><p>D</p><p>oleObject20.bin</p><p>image21.png</p><p>image22.png</p>