Quimica experimental_Física Ananindeua 2025-1

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PLANO DE ENSINO
DISCIPLINA: QUÍMICA EXPERIMENTAL 	CÓDIGO: FN01009	 PERÍODO: 10 a 15/02/2025
PROFESSORA: Gleiciane Pinheiro 		CH: 60 horas (Práticas)
EMENTA: 
Analisar normas de segurança. Materiais mais usados no laboratório de Química. Processos de separação. Propriedades físicas das substâncias. Soluções. Reações Químicas. Gases. Equilíbrio químico e equilíbrio iônico.
OBJETIVOS:
- Apresentar normas de segurança e boas práticas em laboratório de química;
- Contribuir no aprendizado de conceitos básicos da química, permitindo o entendimento da Química como ciência;
- Proporcionar a utilização de conhecimentos estruturados na área da Química para compreensão do mundo e transformação dele;
- Oferecer aporte teórico e processual fundamentados no campo de conhecimento da Química para apoiar o processo de produção científica.
CONTEÚDO PROGRAMÁTICO:
Normas de segurança. Materiais mais usados no laboratório de Química. Processos de separação. Propriedades físicas das substâncias. Soluções. Reações Químicas. Gases. Equilíbrio químico e equilíbrio iônico.
COMPETÊNCIAS E HABILIDADES:
Realizar experimentos e aplicar conceitos físicos e químicos na formulação e resolução de problemas científicos e tecnológico.
AVALIAÇÃO:
NOTA 1 – Observação das Normas de segurança e boas práticas em laboratório durante as aulas. (Individual);
NOTA 2 – Relatório de atividades experimentais: (em Grupos de 5 estudantes)
Relatório de atividades experimentais, considerando os seguintes critérios: 
- Organização do relatório acadêmico;
- Resposta a todas as perguntas do roteiro da 3ª, 4ª e 5ª aula.
- Estratégia de organização dos estudantes: em Grupos (trios)
NOTA FINAL = NOTA 1 + NOTA 2
2
Cada avaliação terá pontuação máxima de 10 pontos e mínima 0. A nota final de cada estudante na disciplina será obtida pela média aritmética das notas obtidas nas três avaliações. O conceito final dependerá da nota final obtida, conforme Regulamento da UFPA.
CRONOGRAMA/CONTEÚDO
	DATA
	DESCRIÇÃO
	10/02/2025
	- Apresentação do Plano de Ensino.
- Apresentação das Normas de segurança e boas práticas em laboratório.
- Materiais e equipamentos mais usados em laboratório básico de Química.
	11/02/2025
	- Técnica experimental: manuseio e montagem dos utensílios, equipamentos, e processos de separação de misturas.
	12/02/2025
	- Propriedades físicas das substâncias. 
- Preparo de soluções.
	13/02/2025
	- Reações químicas.
	14/02/2025
	- Equilíbrio Químico.
	15/02/2025
	- Finalização das atividades da disciplina.
SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
2
1ª AULA: APRESENTAÇÃO DAS NORMAS DE SEGURANÇA E BOAS PRÁTICAS EM LABORATÓRIO
OBJETIVOS
- Conhecer as normas de segurança e de boa conduta em um laboratório de Química.
1. NORMAS DE BOA CONDUTA EM UM LABORATÓRIO
1. O laboratório é lugar de trabalho sério, trabalhe com atenção e calma. Não brinque durante o trabalho nem distraia seu colega com conversas desnecessárias;
2. Prepare-se para realizar cada experiência lendo os conceitos referentes ao experimento antes e a seguir leia o roteiro da experiência;
3. Respeite rigorosamente as precauções recomendadas;
4. É proibido fumar no laboratório;
5. É determinantemente proibido comer no laboratório. Nunca ingira qualquer coisa, alimentos ou bebidas, no laboratório;
6. Nunca coloque sobre a bancada de trabalho, objetos de uso pessoal e/ou estranhos ao trabalho. Bolsas e sacolas devem ser colocadas nas estantes localizadas próximas à porta de entrada do laboratório;
7. Use sempre calças compridas, guarda-pó (Jaleco) e sapatos fechados (nunca sandálias!) no laboratório. Cabelos compridos devem estar sempre presos;
8. Para evitar a absorção cutânea de produtos químicos, use luvas de proteção nos procedimentos laboratoriais;
9. Utilize sempre que necessários materiais que possam garantir maior segurança no trabalho, tais como pinça e óculos de proteção, etc.;
10. Consulte seu professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto. Comunique ao seu professor qualquer acidente, por menor que seja;
11. Faça apenas as experiências indicadas pelo professor. Experiências não autorizadas são proibidas;
12. Não gaste reagentes e soluções inutilmente, utilize somente o necessário para o experimento;
13. Nunca abra um frasco com reagente antes de ler o rótulo com atenção se ter certeza de que pegou o frasco correto. Em caso de soluções recém preparadas nunca deixe de rotular de forma legível e adequada (nome e fórmula molecular, concentração, data e nome do preparador);
14. Proteja os rótulos dos frascos de reagentes, evitando escorrer líquidos em sua superfície. Neste sentido é sempre aconselhável segurar os frascos com a palma da mão sobre o rótulo;
15. Observe a limpeza dos materiais antes de utilizá-los;
16. Não tocar os produtos químicos com as mãos. Os cuidados no manuseio devem considerar o uso e a limpeza do material de coleta adequados, como espátulas de aço inox ou de porcelana;
17. Nunca tornar reagente não usado para o seu frasco de origem. Não coloque objeto algum nos frascos de reagentes, exceto o conta-gotas próprio do quais alguns deles são providos.
18. Nunca introduza uma pipeta ou outra vidraria dentro do frasco do reagente líquido concentrado;
19. Jamais pipete substâncias com a boca; use pipetadores (pêra, pi-pump) ou bomba à vácuo;
20. Jamais utilize a mesma pipeta para a volumetria de líquidos diferentes;
21. Nunca prove os reagentes. Para sentir o odor de uma substância, não coloque o seu rosto diretamente sobre o recipiente, em vez disso, com suas mãos, traga um pouco de vapor até o nariz.
22. Sempre utilize a capela quando forem efetuadas evaporações com solventes ou reações que liberem gases tóxicos tais como: bromo, cloro, ácido clorídrico e nítrico concentrados, solução concentrada de amônia entre outras;
23. Não trabalhe com material defeituoso, principalmente material de vidro trincado, lascado ou corroído;
24. Adicione sempre ácidos à água e NUNCA O CONTRÁRIO! Ao diluir ou dissolver um ácido ou uma base, adicione-o lentamente sobre a água com agitação. Se necessário, use resfriamento;
25. Se algum produto químico for derramado (exceto ácidos!), lave o local imediatamente com bastante água;
26. Em derramamento de ácidos:
- No caso de ácido sulfúrico derramado sobre o chão ou bancada pode ser rapidamente neutralizado com carbonato ou bicarbonato de sódio em pó.
- No caso de ácido Clorídrico derramado neutralizar com amônia, que produzirá cloreto de amônio, em forma de névoa branca.
- No caso de ácido nítrico, tomar cuidado com álcool, pois reagem violentamente.
- Acidentes com bases: Ácido fraco (ácido acético - CH3COOH) 
27. Tenha cuidado com reagentes inflamáveis, não os manipule em presença de fogo;
28. Apague sempre os bicos de gás e lamparinas que não estiverem sendo utilizados e as mantenha distantes de inflamáveis.
29. Observe com atenção as técnicas de aquecimento de líquidos e não dirija a abertura de tubos de ensaio ou frascos em aquecimento contra si mesmo ou outrem;
30. Em Caso de Incêndio no laboratório:
- Quando o fogo irromper em béquer ou balão de reação, tape o frasco com uma rolha, toalha ou vidro de relógio, para impedir a entrada de ar.
- Quando o fogo atingir a roupa de uma pessoa:
a) começar o combate imediatamente usando o extintor de CO2 (gás carbônico), se este for o meio mais rápido ou 
b) leve-a para debaixo do chuveiro de emergência ou
c) se o acidentado correr, aumentando a combustão, neste caso, derrubá-lo e rolá-lo no chão até o fogo ser exterminado ou
d) embrulhá-lo rapidamente em um cobertor anti-chama.
- Jamais use água para apagar o fogo, use extintor de CO2 ou de pó químico.
- Em ensaios com sódio, potássio ou lítio (Na, K ou Li), usar extintor de pó químico, ou reagentes carbonato de sódio (Na2CO3) ou cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha). Não use o gás carbônico - CO2, areia não funciona bem para Na, K e Li, e a água reage violentamente com estes metais
31. Nunca aqueça qualquer sistema completamente fechado;
32. Não jogue material sólido na pia.
33. Cuidadocom peças aquecidas: como a aparência delas é igual à das frias, queimaduras nestas circunstâncias é comum;
34. Ao ligar qualquer aparelho, verifique se a tensão da rede corresponde à indicada na etiqueta do aparelho e não manuseie equipamentos elétricos com as mãos molhadas;
35. NUNCA IMPROVISE! Improvisações são caminhos curtos para causar acidentes; use sempre o material adequado e observe sempre o roteiro da aula;
36. Antes de deixar o laboratório, lave o material utilizado, deixe na ordem que encontrou no início da aula e, lave a vidraria utilizada, limpe a bancada de trabalho e lave as mãos criteriosamente.
Para saber mais sobre normas de segurança no laboratório acesse:
http://www.fiocruz.br/biosseguranca/Bis/lab_virtual/situacoes_de_emergencia_em_laboratorios_quimicos.html
http://www.sbfgnosia.org.br/Ensino/Normas_de_seguranca.html
http://www.virtual.ufc.br/solar/aula_link/lquim/Q_a_Z/Seguranca_tecnica_lab/aula_03-8663/03.html
1ª AULA PRÁTICA: MATERIAIS MAIS USADOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA
OBJETIVOS
- Demonstrar o uso e aplicações de vidraria e acessórios mais comuns em um laboratório de química.
VIDRARIA E ACESSÓRIOS MAIS UTILIZADOS EM UM LABORATÓRIO DE QUÍMICA
Nesta sessão são apresentadas as vidrarias e demais equipamentos básicos que serão utilizados no laboratório, suas principais características, a maneira correta de utilizá-los, as ocasiões em que devem ser usados, os cuidados necessários à sua conservação.
Para evitar desperdício de reagentes e acidentes, o estudante deverá observar atentamente o que está sendo executado pelo professor e o técnico e terá a oportunidade de entrar em contato com os materiais usando água e sal de cozinha como reagentes, pois a realização dos procedimentos e técnicas com segurança se inicial com a observação para posterior prática.
A segui são apresentados algumas vidrarias, acessórios e equipamentos usados em laboratório de química e suas funções:
VIDRARIAS
Tubo de ensaio: utilizado para realização de reações químicas em pequena escala, principalmente testes qualitativos. Podem ser aquecidos em movimentos circulares diretamente sob a chama do Bico de Bunsen.
OBS: Tubos de ensaio devem ser aquecidos de forma que a extremidade aberta não esteja virada para uma pessoa.
Béquer: utilizado para dissolver uma substância em outra, preparar soluções em geral, aquecer líquidos, dissolver substâncias sólidas e realizar reações.
Erlenmeyer: devido ao seu gargalo estreito, é utilizado para dissolver substâncias, agitar soluções e aquecer líquidos sobre a tela de amianto. Integra várias montagens como filtrações, destilações e titulações.
Kitassato: frasco com saída lateral, utilizados em "filtrações a vácuo", ou seja, nas quais é provocado um vácuo parcial dentro dos recipientes para acelerar o processo de filtração.
Funil comum: utilizado em filtrações simples, com o auxílio de um papel de filtro, e na transferência de líquidos de um recipiente para outro.
Balão de fundo chato: utilizado para aquecer brandamente líquidos ou soluções, realizar reações com desprendimentos de gás e armazenar líquidos ou soluções.
Balão de fundo redondo: utilizado para aquecer líquidos ou soluções e realizar reações em geral. Também utilizado em sistemas de refluxo e evaporação a vácuo, acoplado ao Rotavapor.
Balão volumétrico: utilizado para preparar e diluir soluções com volumes precisos e prefixados.
Não pode ser aquecido, pois possui grande precisão de medida. Equipamento calibrado.
Proveta: utilizada para medir volumes de líquidos sem grande precisão.
Vidro de relógio: utilizado normalmente na pesagem e no transporte de substâncias químicas. É também utilizado para cobrir, por exemplo, cápsula de porcelana de modo a proteger os sólidos e evitar perda de reagentes.
Pipeta graduada: utilizada para medida de volumes variáveis de líquidos com boa precisão dentro de uma determinada escala. Não pode ser aquecida. Equipamento calibrado.
Pipeta volumétrica: utilizada para medir, com grande precisão, um volume fixo de líquidos. Não pode ser aquecida. Equipamento calibrado.
Bureta: utilizada para medida precisa de volume de líquidos. Permite o escoamento controlado de líquido através da torneira. Equipamento utilizado em titulações. Não pode ser aquecida. Equipamento calibrado.
Funil de separação/decantação: utilizado para separar líquidos imiscíveis e na extração líquido-líquido. Também é conhecido como funil de bromo.
Condensador: utilizado para condensar os vapores produzidos no processo de destilação ou aquecimento sob refluxo. Existem condensadores de Liebig ou de tubo reto, de bolas e de serpentina.
Bastão de vidro/baqueta: utilizado para agitação de soluções e de líquidos, na dissolução de sólidos, no auxílio para transferência de líquidos de um recipiente para outro, etc.
Placa de Petri: utilizada para secagem de substâncias. É um recipiente raso com tampa. Em Biologia são utilizadas para desenvolvimento de culturas de fungos ou bactérias.
Tubo de Thiele: utilizado na determinação do ponto de fusão das substâncias. Existem equipamentos eletrônicos para este fim.
Bolinha de vidro: utilizada em montagens de refluxo e destilação para evitar a superebulição (fenômeno em que um líquido ferve a uma temperatura maior que seu ponto de ebulição). Pode também ser de porcelana.
Dessecador: utilizado para guardar substâncias em atmosfera com baixa umidade. Contém substâncias higroscópicas, ou seja, que absorvem a umidade do meio.
Dê o nome a cada uma das vidrarias abaixo:
UTENSÍLOS DE PORCELANA
Funil de Büchner: utilizado em filtrações a vácuo em conjunto com o kitassato.
Cadinho: utilizado para calcinações de substâncias, no aquecimento e fusão de sólidos a altas temperaturas. Pode também ser constituído de ferro, prata, platina, entre outros.
Cápsula: utilizado na evaporação de líquidos. Pode ser aquecida diretamente na chama.
Almofariz e pistilo: utilizado para trituração e pulverização de sólidos. Pode também ser constituído de ágata.
Dê o nome a cada um dos utensílios abaixo:
UTENSÍLOS GERAIS
Tela de amianto: tela metálica (de aço), com o centro recoberto em amianto ou cerâmica, utilizada para distribuir uniformemente o calor recebido da chama do bico de Bunsen para todo o recipiente.
Argola ou anel: utilizado para suporte de funil de vidro em montagens de filtração, decantação, etc.
Garra metálica: utilizada para fixar os diversos equipamentos, mantendo a montagem estável.
Pinça de madeira: utilizada para segurar tubos de ensaio.
Suporte para tubos de ensaio: utilizado para sustentação de tubos de ensaio.
Tripé: utilizado para dar sustentação à tela de amianto ou ao triângulo de porcelana.
Suporte universal: utilizado para dar sustentação aos materiais de laboratório.
Pinça metálica: utilizado para segurar objetos aquecidos.
Pisseta ou frasco lavador: utilizado para lavagem de diversos materiais. Normalmente contém água destilada, mas outros solventes podem também ser armazenados.
Espátula: utilizada para transferência de substâncias sólidas.
Trompa de vácuo: utilizada para reduzir a pressão no interior de um frasco, principalmente durante a filtração sob pressão reduzida.
Pipetador de borracha ou pêra: utilizado para encher pipetas por sucção, principalmente no caso de líquidos voláteis, irritantes ou tóxicos.
Dê o nome a cada um dos utensílios abaixo:
EQUIPAMENTOS
Agitador magnético: utilizado para agitar soluções e líquidos. Podem ser só de agitação e/ou com aquecimento.
Manta aquecedora: utilizado para aquecimento de líquidos inflamáveis contidos em um balão de fundo redondo.
Balança: utilizado para pesagem. As balanças mecânicas mais precisas têm sua sensibilidade restrita a uma ordem de grandeza de 0,01 g. As eletrônicas podem ter precisão de 0,0001 g. Para boa utilização, devem estar niveladas e ter manutenção e calibração periódica.
Centrífuga: utilizado para separação de misturas imiscíveis do tipo sólido-líquido, quando o sólido se encontra finamente disperso no líquido.
Estufa: utilizado para secagem de materiais em geral, principalmente vidrarias.
Mufla: usadapara calcinações (até 1500º C)
Capela: utilizada para manusear substâncias gasosas, tóxicas, irritantes, etc.
Bomba de vácuo: utilizada para reduzir a pressão no interior de um recipiente.
Bico de Bunsen: é utilizado como fonte de calor destinada ao aquecimento de materiais não inflamáveis. Possui como combustível normalmente o G.L.P (butano e propano) e como comburente o gás oxigênio do ar atmosférico que em proporção otimizada permite obter uma chama de alto poder energético.
Dê o nome dos equipamentos abaixo: 
2ª AULA PRÁTICA: TÉCNICAS EXPERIMENTAIS E PROCESSOS DE SEPARAÇÃO BÁSICOS
OBJETIVOS
- Realizar o correto manuseio de vidrarias, acessórios e equipamentos comuns em laboratório de química experimental;
- Realizar a montagem de aparatos para a realização de processos de separação;
- Executar algumas técnicas básicas de química experimental.
OBS: Todos os alunos devem realizar os procedimentos.
Leitura do nível de um líquido - menisco: para ler corretamente o nível de um líquido, é importante olhar pela linha tangente ao menisco, que é côncavo no caso de líquidos que aderem ao vidro, e convexo no caso de líquidos que não aderem ao vidro (mercúrio).
Figura 1. Tipos de meniscos e sua leitura
Manuseio de Utensílios e ensino da técnica:
1. Uso do balão volumétrico, pipeta e proveta.
1.1 Pipeta volumétrica e balão volumétrico
- Colocar H20 destilada no béquer;
- Medir, com auxílio de pipeta volumétrica, 50mL de H20 destilada e transferir para um balão volumétrico de 50mL. Comparar a precisão das vidrarias.
1.2 Pipeta graduada e balão volumétrico 
- Colocar H20 destilada no béquer;
- Transferir, com auxílio de pipeta graduada, 10mL de H20 destilada para um balão de 100mL e aferi-lo.
1.3 Proveta, funil, balão volumétrico
- Medir, em proveta de 25mL, 20mL H20 destilada e, com auxílio de um funil, transferir o líquido para um balão volumétrico de 100mL completando o volume com H20 destilada.
1.4 Pipeta graduada, tubo de ensaio
- Pipetar, com pipeta graduada, e transferir para diferentes tubos de ensaio os seguintes volumes: 1 mL; 2 mL; 5 mL, 1,5 mL; 2,7 mL; 3,8 mL; 4,5 mL. (Esta prática tem o objetivo de treinar o aluno para controlar volumes variáveis em uma pipeta graduada.)
2. Titulação: uso da bureta
- Com o auxílio de uma pipeta volumétrica, pipetar 10 mL de água destilada contida no béquer e transferir para um erlenmeyer de capacidade apropriada;
- Utilizando garras, prender a bureta a um suporte universal;
- Colocar em um béquer, pequena porção de solução (água destilada) que será utilizada como titulante e lavar a bureta três vezes. Encher completamente a bureta e extrair o ar da parte inferior abrindo a torneira rapidamente. Fixar a bureta no suporte universal com auxílio de garra e aferi-la;
- Posicionar um erlenmeyer abaixo da bureta já aferida e escoar, gota a gota, 15 mL da solução que está na bureta.
OBS1: a mão direita deve segurar o erlenmeyer, sob agitação circular, e a mão esquerda deve controlar o fluxo de saída do líquido que está na bureta através da torneira.
 
Figura 2. Montagem para procedimento de titulação
3. Filtração
A filtração se destina à separação de sólidos e líquidos que constituem uma mistura heterogênea. A filtração pode ser classificada em dois tipos principais:
a) Filtração simples que utiliza a ação da gravidade como agente propulsor.
b) Filtração a vácuo, em que a diferença de pressão acelera o processo.
Basicamente, toda filtração envolve a passagem da mistura por um meio filtrante que retém a fase sólida. A seleção do meio filtrante depende da natureza do sólido a ser filtrado.
Os papéis de filtro são fabricados em diversos graus de porosidade e são selecionados de modo a reter as menores partículas do sólido. O tamanho do papel de filtro é determinado pelo volume do precipitado e não pelo volume do líquido a ser filtrado.
Dobra do papel de filtro:
- Papel de filtro dobrado liso: é utilizado quando se deseja produzir uma filtração mais lenta e o líquido é o que mais interessa no processo.
- Papel de filtro pregueado: é utilizado quando se deseja produzir uma filtração mais rápida e o sólido é o que mais interessa no processo.
Figura 3. Dobra do papel de filtro
Procedimento para filtração simples:
- Em um béquer, adicionar 50 mL de água destilada e a medida de uma espátula de CaCO3. Agite a mistura com um bastão de vidro; 
- Adaptar um funil a um suporte de filtração;
- Dobre o papel de filtro e coloque-o no funil umedecido para conseguir boa aderência;
- Inicie a filtração transferindo o conteúdo do béquer, primeiro o líquido sobrenadante com o auxílio de bastão em seguida a parte sólida.
A transferência é feita com bastão de vidro e o filtrado é recolhido em béquer. Deve-se ter cuidado de manter o colo do funil colado à parte interna do béquer para garantir que o escoamento do líquido não seja turbulento. Durante toda a filtração o nível da solução é mantida ¾ da altura do papel de filtro no funil e a parte sólida é transferida integralmente do Becker para o funil arrastando o resíduo com auxílio de uma pisseta.
Figura 4. Montagem para filtração simples
4. Centrifugação
Consiste em submeter à mistura sólido-líquido a uma aceleração da gravidade maior do que a ambiente e assim conseguindo a deposição da fase sólida. É um recurso empregado geralmente quando a parte sólida é constituída por partículas que não são retiradas por papel de filtro, assim este processo é simplesmente uma aceleração da decantação. O tempo e a velocidade de centrifugação dependem da granulometria das partículas e do rendimento esperado.
Procedimento para centrifugação
- Colocar em um béquer de 100mL (ou de 50mL), 10mL de solução 0,1M de K2CrO4. Adicionar em seguida, 10mL de solução 0,1M de BaCl2. Observe o sistema formado.
- Tente separá-los por filtração simples. Anote o resultado;
- Repita novamente o procedimento a.
- Proceda agora a separação; levando a mistura a um tubo de centrífuga e submetendo-a a centrifugação.
- Compare os resultados das operações.
5. Decantação: uso do funil de decantação
Uma técnica muito usada em laboratório de química é a extração por solvente. Nesta técnica a separação é feita por agitação da solução com o solvente orgânico em funil de separação durante alguns minutos. O melhor método de extração com um dado volume de solvente é empregar várias frações do líquido em vez de utilizar toda a quantidade disponível numa única extração.
Procedimento para extração por solvente:
Monte a aparelhagem para uso do funil de decantação conforme abaixo:
(a)
Figura 5. (a) Montagem para uso do funil de decantação. (d) Manuseio do funil
- Faça a montagem conforme Figura 5 (a). Verificar se a torneira do funil está fechada;
- Adicionar em um béquer, com auxílio de uma proveta, 10 mL de água destilada, 10 mL de hexano e cinco gotas de solução de iodo a 2 %;
- Transferir a mistura para o funil de decantação;
- Tampar o funil e removê-lo do anel de ferro. Segurar a tampa e a torneira firmemente e inverter o funil de separação como mostrado na Figura 5 (b). Abrir lentamente a torneira para liberar a pressão;
- Deixar o funil em repouso no anel de ferro até que as 2 fases se separem;
- Para processar a separação retire a tampa e abra a torneira até que o líquido mais denso seja fornecido por gravidade.
Densidade: H2O = 1,00 g/cm3, Hexano = 0,66 g/cm3
6. Pesagem
- A pesagem é uma das operações básicas de um laboratório de química. O procedimento a ser adotado ao se efetuar uma pesagem depende do tipo de balança disponível.
Pesagens Propostas:
a) Pesar as seguintes massas de NaCl em béqueres de 50mL: 2,00g; 2,5g; 2,85g. 
b) Pesar as seguintes massas de NaCl em vidro de relógio 0,5g; 0,16.
7. Destilação: montagem de aparelho de destilação simples
Os sistemas homogêneos formados pela mistura de dois líquidos miscíveis ou um sólido dissolvido em um líquido podem ser separados pela destilação. A destilação é um método de separação fundamentado nas diferenças entre os pontos de ebulição dos componentes da mistura. Quanto mais afastados forem os pontosde ebulição, mais efetiva é a separação.
O processo de destilação compreende basicamente a destilação simples e a destilação fracionada (Figura 6). Os sistemas formados por sólidos dissolvidos em líquidos são separados por destilação simples, enquanto dos sistemas constituídos por dois líquidos são separados geralmente por destilação fracionada.
Na destilação simples, a solução é aquecida até ebulição, quando o líquido passa a fase para a fase de vapor e a temperatura se mantém constante. O vapor é recolhido num condensador resfriado e passa à fase condensada, sendo acumulado num béquer à saída do condensador. No balão, a saída da água, concentra a solução residual, aumentando a relação sólido/líquido, que com o passar do tempo produz o aparecimento da fase sólida. Tem-se assim determinada, a tendência do sistema: no balão acumula-se a fase sólida, enquanto no Becker aumenta a fase condensada.
A destilação fracionada é um recurso utilizado para separar sistemas líquido-líquido, cujos pontos de ebulição muito próximos, não permitem uma separação efetiva dos dois líquidos por destilação simples. Na destilação fracionada, o uso de uma coluna de fracionamento produz maior rendimento porque enriquece o componente mais volátil no topo da coluna para, a seguir, ser condensado, enquanto o componente menos volátil pode retornar ao balão e ali se concentrar.(b)
(a)
Figura 6. Montagem para destilação simples (a) e destilação fracionada (b)
Procedimento para destilação simples:
- Tomar um balão de destilação e colocar solução de CuSO4 até cerca da metade da sua capacidade;
- Ajustar um termômetro a uma rolha (cuidado com o termômetro para não quebrá-lo) e esta a um balão de destilação;
- Conectar a saída lateral do balão a um condensador procurando vedar completamente com uma rolha;
- Acoplar o balão a uma manta aquecedora prendendo o condensador a um suporte através de garra;
- Ao condensador ligar tubos de borracha para entrada e saída de água. Tendo o cuidado de colocar o tubo de entrada na parte inferior do condensador e a saída na parte superior;
- Colocar um béquer na saída do condensador para coletar o destilado, desde que a volatilidade seja pequena.
- Proceder à destilação da solução de CuSO4 até o aparecimento da fase sólida no balão de destilação;
- Observar a qualidade da fase condensada que está sendo recolhida no béquer, a velocidade em função da segurança oferecida pelo aparelho e os fatores que podem influenciar no processo.
9. Limpeza do material
O aluno deve adquirir o hábito de ao final de cada aula recolher e limpar todo o material que utilizou, conforme lhe será mostrado, pois a conservação da vidraria só lhe proporcionará vantagens no sentido de disponibilidade e precisão em operações futuras.
A limpeza do material é feita com detergentes comuns e escovas. No caso de vidraria que entraram em contato com material gorduroso pode ser usada solução alcoólica de KOH, para impurezas inorgânicas soluções sulfocrômica (esta solução não é descartável, pode ser reaproveitada várias vezes), evitando contato com a pele, olhos e qualquer tecido.
A secagem da maioria do material pode ser feita em estufa a 100oC desde que não se aplique a vidraria destinada a medidas volumétricas (buretas, pipetas, balões volumétricos, provetas, etc...), pois pode alterar a calibração!
Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S.L.; Bispo, J.G. Química Básica Experimental, Editora Icone, São Paulo, SP, 1998. (ISBN: 85-274-0511-3).
3ª AULA PRÁTICA: PARTE A - PROPRIEDADES FÍSICAS DAS SUBSTÂNCIAS
1. OBJETIVOS
- Reconhecer as diferentes propriedades das substâncias;
- Compreender que as substâncias apresentam propriedades que permitem reconhecê-las;
- Identificar diferentes materiais através de suas propriedades físicas.
2. INTRODUÇÃO
As substâncias podem ser caracterizadas por diferentes tipos de análises. Á partir disso pode-se, então, atribuir suas diferentes propriedades. Por exemplo, as substâncias podem ter propriedades organolépticas, que podem ser percebidas por nossos sentidos, isto é: cheiro, sabor, cor, brilho, ente outras. Propriedades como massa e volume, são denominadas propriedades gerais, pois não possibilitam determinar qual é a substância em análise. Já algumas das propriedades físicas e químicas das substâncias são denominadas de propriedades específicas porque podem ser utilizadas para descobrir qual é a substância química em questão.
Uma propriedade física pode ser medida ou observada sem alterar a composição química de uma substância. Coloração, dureza, ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade são exemplos de propriedades físicas. As propriedades físicas podem ser classificadas como propriedades extensivas e propriedades intensivas. Uma propriedade extensiva depende da quantidade de matéria. Por exemplo, a massa e o volume são propriedades extensivas. Valores da mesma propriedade extensiva, podem ser somados. Uma propriedade intensiva não depende da quantidade de matéria consideradas. O ponto de fusão e a densidade são exemplos de propriedades intensivas. 
A densidade é uma grandeza intensiva e é uma das propriedades mais utilizadas na identificação dos materiais e na separação de misturas. O conceito de densidade é muito mais amplo que o resultado de uma operação aritmética de divisão entre massa e o volume de uma substância. Ele está relacionado, por exemplo, aos conceitos de compressão e empacotamento dos átomos. Quanto maior for o empacotamento dos átomos, mais densa é a substância. Da mesma forma, quanto maior for a compressão sobre um objeto, maior será a sua densidade.
Para determinar a densidade de sólido com forma geométrica regular pode-se recorrer a uma expressão matemática, para se determinar o seu volume. Se o corpo sólido tiver forma geométrica irregular, pode-se recorrer ao método de deslocamento do líquido para se determinar o seu volume (Princípio de Arquimedes). Para determinar a densidade de um líquido pode-se utilizar do procedimento semelhante ao da determinação da densidade de sólidos, ou seja, conhecendo a massa e o volume do líquido ou medir diretamente utilizando densímetros com escalas apropriadas.
Sólidos cristalinos são compostos de átomos, íons, ou moléculas num padrão geométrico altamente ordenado (matriz cristalina) mantidos em suas posições por forças eletrostáticas, forças de London e/ou dipolo-dipolo. Quando um sólido puro cristalino é aquecido, os átomos, íons ou moléculas vibram mais e mais rapidamente até que numa temperatura definida o movimento das partículas torna-se suficientemente grande para sobrepujar as forças de atração entram num estado mais desordenado, o estado líquido.
O ponto de fusão (p.f.) é definido como a temperatura em que o primeiro cristal começa a fundir até a temperatura em que o último cristal desaparece (passagem do estado sólido para o estado líquido). Assim sendo o p.f. é, na verdade, uma faixa de fusão. Termodinamicamente, o p.f é a temperatura na qual a pressão de vapor na fase sólida é igual á pressão de vapor na fase líquida, ou seja, quando estas duas fases estão em equilíbrio. A faixa de fusão de compostos puros é de 0,5 a 1,0ºC. Um sólido impuro funde em uma temperatura mais baixa e em uma faixa mais ampla do que o mesmo composto puro. Se a substância estiver impura a temperatura de fusão pode variar de 3,0 a 5,0oC do valor teórico. Para misturas a temperatura de fusão sofre uma variação maior do que 5,0oC. Assim, o ponto de fusão de um sólido é útil tanto na identificação de uma substância como também é uma indicação de sua pureza.
Conforme um líquido é aquecido, a pressão de vapor do líquido aumenta até o ponto onde ela se iguala à pressão aplicada (normalmente a pressão atmosférica). Neste ponto observa-se a ebulição do líquido. O ponto de ebulição (a uma determinada pressão) é uma propriedade característica de um líquido puro, da mesma maneira que o ponto de fusão é uma propriedade característica de um sólido cristalino puro.
1. Determinação da densidade de um sólido
Materiais
02 pedaços de material sólido
01 proveta01 balança
Procedimento experimental
- Pesar as duas amostras de material sólido disponíveis na bancada. Anotar a massa na Tabela 1;
- Adicionar o material sólido em uma proveta com um volume de líquido conhecido;
- Verificar o volume do sólido pelo deslocamento de líquido na proveta e na anotar na Tabela 1.
Tabela 1: Massa e volume das peças de madeira.
	Amostra 
	Massa (g)
	Volume (cm3)
	1
	
	
	2
	
	
- Realizar os cálculos indicados na tabela a seguir.
Tabela 2: Operações matemáticas sugeridas com os dados obtidos na tabela 1.
	Amostra 
	massa + volume 
	massa × volume 
	massa/volume
	volume/massa
	1
	
	
	
	
	2
	
	
	
	
Com base nos dados obtidos qual das operações matemáticas acima poderia relacionar a densidade
dos materiais? Por quê?
R=
Calcule a densidade do material presente na amostra.
R=
Por que a relação V/m não pode ser usada para definir a densidade dos materiais?
R=
2. Determinação da densidade de líquidos
Materiais e reagentes
01 picnômetro de 50 OU 100 mL 		água destilada
01 béquer de 100 mL 				etanol P.A.
01 termômetro de álcool 			balança digital
Procedimento experimental
- Em um béquer de 100 mL, adicionar aproximadamente 80 mL de água destilada.
- Com o auxílio de um termômetro, medir a temperatura da água (T = ºC).
- Pesar cuidadosamente o picnômetro (com seu tubo capilar) seco e vazio (mP).
- Encher completamente o picnômetro com a água destilada do béquer. Tampar o picnômetro de maneira que o excesso de água escorra pelo capilar. Verificar se bolhas de ar não ficaram aprisionadas no interior do picnômetro. Se isso ocorrer, remova-as e preencha-o novamente. Enxugar com papel toalha as paredes externas do picnômetro.
- Pesar o picnômetro cheio com água (m1 – picnômetro + amostra). Depois descartar a água
na pia.
Atenção: cuidado para não sujar ou engordurar as paredes externas do picnômetro e para evitar
que o líquido mude de temperatura com relação à ambiente.
- Posteriormente, lavar três vezes o picnômetro com um pequeno volume de etanol para remover os resíduos de água do seu interior. Descartar as alíquotas.
- Encher com o etanol, tomando os mesmos cuidados de enxugar conforme item “d”.
- Pesar o picnômetro cheio com etanol (m1 – picnômetro + amostra).
- Recolher o etanol no frasco indicado pelo professor.
Tabela 3: Dados obtidos para determinação de densidade de líquidos.
	Amostra
	mP (g)
	m1 (g)
	massa da amostra (g)
	volume da amostra (mL)
	densidade (g/mL)
	H2O
	
	
	
	
	
	CH3CH2OH 
	
	
	
	
	
Tabela 4: Densidade da água em diferentes temperaturas.
	T(ºC) 
	d (g/cm3)
	T(ºC)
	d (g/cm3) 
	10
	0,999700
	20
	0,998203
	11
	0,999605
	21
	0,997992
	12
	0,999498
	22
	0,997770
	13
	0,999377 
	23
	0,997538
	14
	0,999244 
	24
	0,997296
	15
	0,999099
	25
	0,997044
	16
	0,998943
	26
	0,996783
	17
	0,998774
	27
	0,996512
	18
	0,998595
	28
	0,996232
	19
	0,998405
	29
	0,995944
Compare os resultados experimentais com os teóricos e avalie as possíveis fontes de erro. Consulte o valor da densidade do etanol no rótulo do frasco do reagente.
Brown, TL; LeMay Jr, HE; Bursten, BE e Burge, JR, Química: a ciência central, 9a ed, Pearson,São Paulo, SP, 2005. (ISBN: 978-85-78918-42-0)
Atkins, P., Jones, L., Laverman, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 7ª edição, Editora Bookman, Porto Alegre, 2018. (ISBN: 978-85-8260-462-5).
3ª AULA PRÁTICA: PARTE B - SOLUÇÕES
1. OBJETIVOS
- Calcular a massa ou o volume de reagente necessário para o preparo de uma solução líquida.
- Preparar soluções com concentração determinada.
2. INTRODUÇÃO
Uma solução pode ser definida como uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Na verdade, as soluções verdadeiras se constituem uma das três grandes classes das dispersões juntamente com as suspensões e os sistemas coloidais. Um dos critérios de distinção entre essas classes é o tamanho das partículas; as partículas de uma suspensão têm tamanho grosseiro, de modo que podem ser vistas a olho nu. Uma solução verdadeira tem partículas com tamanho da ordem de íons ou moléculas e um sistema coloidal possui partículas com dimensões intermediárias entre as suspensões e as soluções verdadeiras. Nas soluções verdadeiras não ocorre deposição de partículas como nas suspensões, nem dispersão da luz (efeito Tyndall) como nos sistemas coloidais.
São exemplos de soluções a águas do mar (isenta de partículas), o ar (livre de fuligem e outros poluentes) e fluídos biológicos como o plasma sanguíneo. Desta forma, há a necessidade, pela utilidade e importância, de se estudar as soluções verdadeiras. Quaisquer associações dos três tipos de estado da matéria podem constituir uma solução verdadeira. Por exemplo:
Ex: Oxigênio dissolvido em nitrogênio (Solução gasosa); Dióxido de carbono em água, refrigerante (Solução líquida); Cobre dissolvido em níquel, ligas metálicas (Soluções sólidas).
Para melhor compreensão da composição de uma solução, costuma-se referir-se aos componentes de uma solução em soluto e solvente. É comum aceitar que o componente de maior quantidade é o solvente. O preparo de uma solução envolve sempre a dissolução de uma substância em outra, em decorrência uma alteração das moléculas que constituem o soluto e o solvente devido à ação de forças intermoleculares (forças que mantém coesas as partículas). Assim, o solvente dissolverá o soluto que apresente características físico-químicas semelhantes as suas (semelhante dissolve semelhante). Solventes polares dissolvem solutos polares, enquanto que solventes não polares dissolvem solutos não polares.
A solubilidade de um soluto em um certo solvente é definida como a concentração daquele soluto em sua solução saturada. Uma solução é dita saturada quando atinge a capacidade máxima de dissolução, ou seja, não é possível dissolver mais soluto naquela quantidade de solvente sem mudar as condições de temperatura e pressão. A partir da solução saturada é possível definir solução supersaturada é aquela que tem concentração do soluto maior que uma solução saturada; soluções não saturada que é aquela que tem concentração do soluto menor que uma solução saturada.
3. RELAÇOES QUANTITATIVAS SOLUTO SOLVENTE:
As proporções relativas em que às substâncias se dissolvem umas nas outras são generalizadas como “unidades de concentrações” e as mais comuns são:
3.1. Percentagem: É a relação que expressa uma certa quantidade de soluto para 100 partes de uma solução:
a) Percentagem peso/volume (p/v): É massa em gramas de soluto existentes em 100mL de solução.
Ex: solução aquosa de NaOH a 10% p/v contém 10g de soluto (NaOH) para cada 100mL de solução (NaOH + H2O).
b) Percentagem peso/peso (p/p): Indica a massa em gramas de soluto existentes em 100g da solução.
Ex: para preparar uma solução aquosa de glicose a 5% p/p é necessário 5g de soluto para 95g de H2O.
c) Percentagem volume/volume (v/v): É o volume em mililitros de soluto existente em 100mL de solução.
Ex: álcool a 96% é uma solução que contém 96mL de álcool para cada 100mL de solução (96mL de álcool em 4mL de H2O).
Obs. A percentagem é uma “unidade física” porque independem da natureza do soluto.
3.2. Molaridade: É a relação que expressa o número de moles (n) do soluto existente em 1 litro de solução.
, 		logo: 
3.3. Normalidade: É a relação entre o número de equivalente-grama do soluto (NºEqg) existente em 1 litro de solução. Equivalente-grama de uma substância é a quantidade de um elemento químico capaz de se combinar com 8 g de oxigênio ou 1,008 g de hidrogênio, sendo igual ao quociente do mol (MM) pela valência (X).
					
Logo:
;	;	
Onde X:
Ácido – número de hidrogênios ionizáveis: HCl ⇌ H+ + Cl- (X=1)
Base – número de hidroxilas: NaOH ⇌ Na+ +OH- (X=1)
Sal comum – valência total do cátion ou do ânion: CuSO4 ⇌ Cu2+ + SO42- (X=2x1=2)
4. PARTE EXPERIMENTAL
4.1. Preparo de 100mL de solução de CuSO4.5H2O 1 M
1. Faça o cálculo da massa de CuSO4.5H2O, considerando a pureza registrada no rótulo, necessária para preparar 100mL de solução a 1 M.
2. Pese a massa encontrada em béquer de 100mL.
3. Dissolva o CuSO4em pequenos volumes de água destilada e transfira, com auxílio de funil, para um balão volumétrico de 100mL. Lave o funil para evitar perdas de massa de soluto.
4. Complete o volume para a marca de aferição do balão volumétrico e faça a homogeneização da solução.
5. Transfira para um frasco de armazenamento e lave a vidraria utilizada.
Soluções a serem preparadas: 
- 100 mL de Solução Na2SO4 1 M (ou NH4Cl);	- 100 mL de Solução MgCl2 1 M (ou MgSO4)
- 100 mL de Solução Mg(NO3)2 1 M		- 100 mL de Solução CuSO4 1 M;
- 100 mL de Solução KOH 1 M;			- 100 mL de Solução BaNO3 0,1 M (ou BaCl2);
- 100 mL de Solução Ca(OH)2 1 M;		- 100 mL de Solução K2CrO4 0,1 M;
- 200 mL de Solução NaOH 1 M;			- 100 mL de Solução K2Cr2O7 0,1 M. 
			
	
4ª AULA PRÁTICA: REAÇÕES QUÍMICAS
1. OBJETIVOS
- Reconhecer os indícios da ocorrência de uma reação química.
- Descrever em nível macroscópico, simbólico e molecular reações químicas.
2. INTRODUÇÃO
	Uma reação química é o fenômeno que permite um novo arranjo dos átomos para formarem substâncias diferentes dos reagentes. O aparecimento de uma nova substância com propriedades diferentes é uma indicação de que ocorreu uma reação química. Podemos observar variação de cor, formação de gases ou formação de produtos com diferentes solubilidades, como prova de transformações que ocorrem durante as reações. Além disso, é necessário considerar a quantidade de energia envolvida na reação. Uma reação que libera energia sob a forma de calor chama-se exotérmica e a reação onde ocorre absorção de energia sob forma de calor é dita endotérmica.
	O reconhecimento da reatividade química relativa dos elementos é útil para predizer o comportamento de algumas reações químicas. A série de reatividade relaciona os metais de acordo com suas reatividades químicas. A ordem do quadro 1 abaixo corresponde a facilidade com que os elementos são oxidados, ou seja, com que perdem elétrons. Os princípios gerais para utilização da série de reatividade são os seguintes:
a) A reatividade dos metais diminui da extremidade superior para a inferior, na série;
b) O metal em seu estado elementar pode deslocar da solução todos os íons metálicos que estão abaixo dele na série;
c) Os metais no estado elementar, acima do hidrogênio, reagem com ácidos em soluções liberando H2(g).
d) Os metais no estado elementar, abaixo do hidrogênio, não liberam H2 ou O2 dos ácidos.
e) Condições como temperatura e concentração podem afetar a posição relativa de alguns elementos.
Uma reação pode ocorrer quando se mistura duas soluções e há a formação de uma substância pouco solúvel, pois esta tende a precipitar, separando-se da solução. O quadro 1 de solubilidade nos permite prever quais os íons que, em solução aquosa, combinam-se para formar um precipitado de um composto pouco solúvel. A formação de gases leva também a caracterização de uma transformação química.
	Uma comparação das forças relativas dos agentes oxidantes e redutores permitem-nos prever quando certas espécies iônicas em solução sofrem uma reação de oxi-redução. Uma reação química pode ocorrer também mediante a ação de um agente físico como: calor, eletricidade e luz, o que leva a decomposição da substância com a formação de outros produtos.
	Finalmente, um outro aspecto é que certas substâncias quando colocadas em contato e em condições especiais reagem produzindo então, uma terceira substância cujo estágio de energia é menor que a dos reagentes.
3. PARTE EXPERIMENTAL 
Soluções e reagentes necessários:
- NH4Cl(s)
- 100 mL de HCl 2M; 				
- 100 mL de Solução NaOH 1M.
 -100 mL de Solução CuSO4 0,5N;
- 100 mL de Solução Na2SO4 1M (alternativamente, NH4Cl);
- 100 mL de Solução Mg(NO3)2 1M (alternativamente, MgSO4).
Observações:
- Ao terminar de utilizar um frasco de reagente, favor fechá-lo perfeitamente para evitar vazamentos;
- Utilize um pipetador para cada reagente;
- Evite utilizar reagentes estoques, pois todos os reagentes necessários ao experimento estão na bancada e em frascos adequados.
- Ao terminar a prática, deixar os reagentes na bancada destinada ao experimento e lavar os tubos de ensaio.
3.1. Reações de Deslocamento ou Simples Troca
	1. Reagentes: Ferro e Ácido Clorídrico
a) Colocar em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de ferro em pó (palha de aço).
b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 2M de HCl (1mL 20 gotas).
c) Descreva o que você observou.
d) Qual a equação química que representa a reação ocorrida?
	2. Reagentes: Cobre e Ácido Clorídrico
a) Colocar em um tubo de ensaio pouco de cobre metálico (pedaços de fio de cobre).
b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 2M de HCl.
c) Descreva o que você observou.
d) Explicar o porquê de suas observações.
3. Reagentes: Ferro e Sulfato de Cobre
a) Colocar em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de ferro em pó (palha de aço).
b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 0,5N de Cu(SO4).
c) Descreva o que você observou.
d) Qual a equação química que representa a reação ocorrida?
OBS: Cada equipe deve guardar esse tubo de ensaio para ser usado na reação 3.2.3
QUADRO 01. Potenciais padrões de redução (a 25ºC).
	Reações de meia – célula
	E0 (em Volts)
	Li + + é Li0
	-3,05
	K+ + e- K0
	-2,925
	Ba2+ + 2e- Ba0
	-2,91
	Ca2+ + 2e- Ca0
	-2,76
	Na+ + e- Na0
	-2,713
	Ce3+ + 3e- Ce0
	-2,48
	Mg2+ + 2e- Mg0
	-2,37
	1/2H2(g) + e- H-
	-2,25
	Al3+ + 3e- Al0
	-1,66
	V2+ + 2e- V0
	-1,19
	Mn2+ + 2e- Mn0
	-1,18
	Zn2+ + 2e- Zn0
	-0,763
	Cr3+ + 3e- Cr0
	-0,74
	Fe2+ + 2e- Fe0
	-0,440
	Cr3+ + e- Cr2+
	-0,41
	Cd2+ + 2e- Cd0
	-0,402
	Ni2+ + 2e- Ni0
	-0,23
	Sn2+ + 2e- Sn0
	-0,14
	Pb2+ + 2e- Pb0
	-0,126
	2H+ + 2e- H2
	0.00
	Sn4+ + 2e- Sn2+
	+0,15
	Cu2+ + e- Cu+
	+0,15
	AgCl + e- Ag0 + Cl-
	+0,2224
	Hg2Cl2 + 2e- 2Hg0 + 2Cl-
	+0,2780
	Cu2+ + 2e- Cu0
	+0,337
	Fe(CN)63- + 2é Fe(CN)64-
	+0,356
	O2 + 2H2O + 4e- OH-
	+0,401
	Cu+ + e- Cu0
	+0,52
	I2 + 2e- 2I-
	+0,536
	Fe3+ + e- Fe2+
	+0,771
	Hg22+ + 2e- 2Hg
	+0,792
	Ag+ + e- Ag0
	+0,7994
	Br2( l ) + 2e- 2Br-
	+1,087
	O2 + 4H+ + 4e- 2H2O
	+1,229
	Cr2O72- + 14H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O
	+1,33
	Cl2 + 2e- 2Cl-
	+1,359
	Au3+ + 3e- Au0
	+1,50
	Mn3+ + e- Mn2+
	+1,51
	MnO- + 4H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O
	+1,51
	Ce4+ + e- Ce3+
	+1,66
	Au+ + e- Au0
	+1,69
	MnO4- + 4H+ + 3e- MnO2 + 2H2O
	+2,65
	F2 + 2e- 2F-
	+2,65
3.2. Reações de Dupla Troca
1. Reagentes: Nitrato de Magnésio (alternativamente, Sulfato de Magnésio) e Hidróxido de Sódio
a) Colocar em um tubo de ensaio, 20 gotas de solução 1M de Mg(NO3)2 (alternativamente, MgSO4);
b) Adicionar, gota a gota, solução 1M de NaOH;
c) Descreva o que observou;
d) Escreva a equação química do processo.
	2. Reagentes: Nitrato de Magnésio e Sulfato de Sódio (alternativamente, Sulfato de Magnésio e NH4Cl)
a) Colocar, em tubo de ensaio, 20 gotas de solução 1M de Mg(NO3)2;
b) Adicionar, gota a gota, solução 1M de Na2SO4;
c) Descreva o que observou;
d) Explique o porquê de suas observações.
3. Reagentes: Sulfato de ferro e Hidróxido de sódio
a) Com o auxílio de um bastão de vidro, retire o resíduo de palha de aço que ainda há no tubo de ensaio usado na reação 3.1.3
b) Adicione gota a gota solução 1M de NaOH.
c) Descreva o que observou;
d) Escreva a equação química do processo.
QUADRO 02. Solubilidade em H2O.
	Ânions
	Regras
	Exceções
	NO3-, NO2-, H3C-COO- (acetato)
	Solúveis
	-x-x-x-x-x-x-
	Cl-, Br-, I-
	Solúveis
	Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+
	SO42-
	Solúveis
	Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb+, Ag+, Hg22+
	S2-
	Insolúveis
	H+, NH4+, Be2+, alcalinos e alcalinos terrosos
	OH-
	Insolúveis
	H+, NH4+, Sr2+, Ba2+ e alcalinos
	PO43-, CO32-, SO32-
	Insolúveis
	H+, NH4+ e alcalinos
	Outros ânions
	Insolúveis
	H+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4+
3.3. Reações de Oxirredução
	As reações 3.1.1 e 3.1.3 são reações de oxirredução
a) Escreva a equação química de cada reação.
b) Indique a espécie que sofre oxidação e a que sofreu redução em cada reação.
c) Indique o agente oxidante e o redutor de cada reação.
3.4. Reações Endotérmicase Exotérmicas
		1. Reagentes: Cloreto de Amônio e Hidróxido de Sódio
a) Colocar, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de NH4Cl sólido;
b) Adicionar 2 mL (1mL 20 gotas) de solução 1M de NaOH;
c) Observe a evolução da reação. Procure sentir a temperatura do tubo de ensaio. Descreva o que aconteceu.
d) Trata-se de uma reação endotérmica ou exotérmica?
e) Considerando a reação o sistema, indique o fluxo de energia entre o sistema e a vizinhança e o sinal da variação de entalpia da reação (sistema).
f) Escreva a equação química do processo.
g) Esboce um gráfico representativo da variação de entalpia da reação.
		2. Reagentes: Alumínio e Hidróxido de Sódio
a) Colocar, em um tubo de ensaio, pedaços de Alumínio sólido (papel alumínio);
b) Adicionar 2 mL de NaOH 1M;
c) Observe a evolução da reação. Procure sentir a temperatura do tubo de ensaio. Descreva o que aconteceu.
d) Trata-se de uma reação endotérmica ou exotérmica?
e) Considerando a reação o sistema, indique o fluxo de energia entre o sistema e a vizinhança e o sinal da variação de entalpia da reação (sistema).
f) Escreva a equação química da reação.
g) Esboce um gráfico representativo da variação de entalpia da reação.
5a AULA PRÁTICA: EQUILÍBRIO QUÍMICO
1. OBJETIVO
a)	Comprovar experimentalmente o “Principio de Le Chatelier”
2. 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. Mas, na realidade a maioria das reações químicas são reversíveis. Consequentemente, haverá condições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. O estado de equilíbrio químico é caracterizado como dinâmico e no qual os reagentes se convertem em produtos (reação direta) na mesma velocidade com que os produtos se convertem em reagentes (reação inversa). Por isso, devemos considerar essas reações como processos químicos reversíveis.
A segunda característica do equilíbrio químico é que o sistema caminha espontaneamente em direção a um estado de equilíbrio. Um sistema desloca-se do equilíbrio somente por uma perturbação externa. Há uma regra geral, denominada princípio de Le Chatelier que é utilizada para analisar rapidamente o efeito das perturbações sobre os equilíbrios químicos. Segundo este princípio, se o estado de equilíbrio for perturbado por alguma mudança em seu ambiente tal como alteração na temperatura, na pressão ou na concentração das espécies químicas participantes, o sistema reagirá de modo a restaurar o equilíbrio.
A terceira generalização sobre o equilíbrio é que a natureza e as propriedades de um estado de equilíbrio serão as mesmas independentemente de como ele tenha sido atingido. A quarta generalização é que a condição de um sistema em equilíbrio representa um meio termo entre duas tendências opostas: uma propensão das moléculas para assumir o estado de mais baixa energia e o impulso em direção ao caos molecular ou entropia máxima. 
	
3. PARTE EXPERIMENTAL 
Soluções e reagentes necessários:
- 100 mL de solução HNO3 1M;			- 100 mL de Solução KOH 1M;
- 100 mL de solução HCl 1M;			-100 mL de Solução BaNO3 0,1M (ou BaCl2);
- 100 mL de solução H2SO4 1M;		- 100 mL de Solução K2Cr2O7 0,1M;
- 100 mL de Solução Ca(OH)2 1M;		- 100 mL de Solução K2CrO4 0,1M;
- 100 mL de Solução NaOH 1M;		 
			
Observações:
- Ao terminar de utilizar um frasco de reagente, favor fechá-lo perfeitamente para evitar vazamentos;
- Utilize um pipetador para cada reagente;
- Evite utilizar reagentes estoques, pois todos os reagentes necessários ao experimento estão na bancada e em frascos adequados.
- Ao terminar a prática, deixar os reagentes na bancada destinada ao experimento e lavar os tubos de ensaio.
3.1. Reagentes: K2CrO4 (0,1 M), NaOH (1,0 M), K2Cr2O7 (0,1 M), HCl (1,0 M), H2SO4 (1,0 M), KOH (1,0 M), Ca(OH)2 (1,0 M).
Equilíbrio dos íons cromato [CrO4]2− e dicromato [Cr2O7]2− em solução aquosa:
2 [CrO4 2−](aq) ⇌ [Cr2O7 2− (aq)]
Anote a coloração de cada solução:
Íons cromato: _______________________
Íons dicromato: ______________________
a. Identifique 2 tubos de ensaio limpos e adicione 10 gotas (cerca de 0,5 mL) de K2CrO4 0,1M em um tubo e 10 gotas (cerca de 0,5 mL) de K2Cr2O7 0,1M no outro tubo. Acrescente gota a gota NaOH (1M), alternadamente, em cada um dos tubos, até observar mudança de cor em um deles.
Obs.: Agite levemente os tubos para homogeneizar o sistema.
- Anote as observações e guarde estes tubos para a etapa d.
Cor da solução no tubo 1: __________________ 
Cor da solução no tubo 2:____________________
- Represente por meio de uma equação química o que ocorreu no tubo de ensaio em que houve alteração da cor, considerando que há formação de água.
_______________________________________________________________________________
b. Em outros 2 tubos de ensaio, repita o procedimento da etapa a, mas acrescentando gota a gota HCl (1 M) alternadamente em cada um dos tubos, até a mudança de cor em um deles.
Cor da solução no tubo 3____________________ 
Cor da solução no tubo 4 ____________________
- Guarde essas soluções para a etapa c e represente por meio de uma equação química o que ocorreu no tubo de ensaio em que houve alteração da cor, considerando novamente que há formação de água.
_______________________________________________________________________________
c. Acrescente, gota a gota, NaOH (1 M) a cada um dos tubos da etapa b até a mudança de cor em um deles.
Cor da solução no tubo 3____________________ 
Cor da solução no tubo 4____________________
- Anote as observações e represente a equação química referente ao que ocorreu.
_______________________________________________________________________________
d. A cada um dos tubos da etapa a, acrescente gota a gota HCl (1 M) até mudança de cor em um deles.
Cor da solução no tubo 1 ___________________ 
Cor da solução no tubo 2____________________
- Anote as observações e represente a equação química do que ocorreu.
_______________________________________________________________________________
e. Repita a etapa a, substituindo o NaOH (1M) por KOH (1M) e por Ca(OH)2 (1M).
- Anote as modificações observadas na cor das soluções.
Cor da solução com a adição de KOH (1M) ____________________
Cor da solução com Ca(OH)2 (1M)___________________________
f. Repita a etapa 2, substituindo o HCl (1M) por HNO3 (1 M) e por H2SO4 (1M).
- Anote as modificações observadas na cor das soluções.
Cor da solução com HNO3 (1 M) _____________________
Cor da solução com H2SO4 (0,5 M) ___________________
3.2. Reagentes: K2CrO4, NaOH, Ba(NO3)2 (alternativamente, BaCl2), K2Cr2O7 e HCl 
Equilíbrio de cromato de bário (BaCrO4 (S)) com uma solução saturada
BaCrO4 (s) ⇌ Ba2+ (aq) + CrO4 2− (aq)
a. Em um tubo de ensaio limpo coloque 10 gotas de K2CrO4 (0,1 M), e acrescente gota a gota uma solução de nitrato de bário (BaNO3 (aq)) 0,1 M até perceber alguma alteração.
- Anote as suas observações e guarde este tubo para a etapa c.
- Represente por meio de uma equação o que ocorreu.
_______________________________________________________________________________
b. Em outro tubo de ensaio limpo, coloque 10 gotas de K2Cr2O7 (0,1M). Acrescente 2 gotas de HCl (1 M) e depois 10 gotas de BaNO3 (aq) (0,1M).
- Anote a ocorrência de mudanças de cor e/ou formação de precipitado. Guarde este tubo de ensaio para a etapa d.
c. Ao tubo de ensaio da etapa a, acrescente gota a gota, HCl (1M) até notar alguma alteração.
- Anote as observações.
d. Ao tubo de ensaio da etapa 2 acrescente NaOH (1M), até notar alguma modificação. 
- Anote as observações.
e. Sugira alguma maneira de inverter as observações das etapas c e d. Teste suas sugestões.
f. Escreva suas explicações para o que foi observado no experimento.
Equações químicas:
2[CrO4 2− (aq)] ⇌ [Cr2O7 2− (aq)]
BaCrO4 (s) ⇌ Ba2+ (aq) + CrO4 2− (aq)
2 K2CrO4 (aq) + 2 H3O+ ⇌ K2Cr2O7 (aq) + 3 H2O(l)
K2Cr2O7 (aq) + 2 NaOH ⇌ 2 K2CrO4 (aq) + 2 NaOH
K2Cr2O7 (aq) + BaCl2 + NaOH ⇌ BaCrO4 (s) + 2 KCl + NaOH
K2Cr2O7 (aq) + 2 K2CrO4 + 2 BaCl2⇌ BaCr2O7 (aq) + BaCrO4 (s) + 4 KCl
QUESTIONÁRIO
1. Qual a influência da concentração de H+(aq) sobre o equilíbrio cromato–dicromato?
2[CrO4 2− (aq)] ⇌ [Cr2O7 2− (aq)]
2. Qual a influência da concentração de OH− sobre o equilíbrio cromato–dicromato?
2[CrO4 2− (aq)] ⇌ [Cr2O7 2− (aq)]
3. Apresente as espécies químicas das etapas e e f do experimento 3.3. do procedimento experimental, que deslocam o equilíbrio no sentido da reação que aumenta a concentração de:
a) Íons CrO4 2−(aq)
b) Íons Cr2O7 2−(aq)
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